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Ácidos e Bases
Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva
 Ácidos e Bases;
 Conceitos de Arrhenius e de Brönsted-Lowry;
 Forças de Ácidos e Bases;
 Potencial hidrogeniônico (pH);
 Ácidos e bases inorgânicos mais comuns;
 Identificação;
 Nomenclatura;
 Propriedades Funcionais;
 Usos;
 Titulação ácido-base.
 Um composto inorgânico é a substância na qual
os átomos de dois ou mais elementos são combinados.
Alguns compostos são chamados de inorgânicos
porque vêm de minerais e não de coisas vivas
ou orgânicas.
 Compostos que contém carbono quase sempre
são compostos orgânicos, mas exceções como
o dióxido de carbono ou gás carbônico (CO2) são
inorgânicos.
Substância, em solução aquosa, que libera
como cátions somente íons H+;
ou
Substância, em solução aquosa, que libera
como cátions somente íons H3O+ (íons
hidrônio ou hidroxônio).
Ácidos e bases
Substância, em solução aquosa, que libera
como ânions somente íons OH- (íons hidroxila)
A deficiência da definição de Arrhenius, ou
seja, o fato de uma substância ser ácida ou
básica somente em meio aquoso, provocou o
estudo e surgimento de novas definições
("teorias") para ácidos e bases.
 Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry,
independentemente, na Dinamarca e Inglaterra,
respectivamente, propuseram uma definição mais
ampla e genérica para ácidos e bases. A chamada
definição protônica;
 A definição protônica defini um ácido, como toda
substância (molécula ou íon) capaz de liberar um
próton (H+), e uma base, como toda substância
(molécula ou íon) capaz de receber um próton.
 Segundo Brönsted-Lowry, temos a seguinte
definição:
“Força de um ácido é a intensidade com que fornece
o próton. O ácido forte fornece próton com mais
facilidade.”
“Força de uma base é a intensidade com que recebe
próton. A base forte recebe próton com mais
facilidade.”
Sabemos que, segundo Brönsted-Lowry, as reações ácido-base
são reversíveis. Em equilíbrio, ambas as reações continuam
com a mesma velocidade, e quantidade de cada espécie fica
permanece constante no decorrer do tempo.
O pH, potencial hidrogeniônico, é um índice
que indica a acidez, neutralidade ou
alcalinidade de um meio qualquer.
A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo
que quanto menor o índice do pH de uma
substância, mais ácida esta substância será.
O pH menor que 7 indica que tal substância é
ácida, para pH maior que 7 indica que a
substância é básica e para substância com pH 7
indica que ela é neutra.
O valor do pH está diretamente relacionado
com a quantidade de íons hidrogênio de uma
solução e pode ser obtido com o uso de
indicadores.
Ácidos e bases
Para evitar o uso de expressões matemáticas
com expoentes negativos, o químico Sorensen
propôs as seguintes definições:
pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a
acidez em termos da concentração [H+]
pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa
a bacisidade em termos da concentração [OH-]
Note que quanto maior for a acidez de uma solução, maior será
[H+] e menor o pH!
Ácidos e bases
Ácidos e bases
Lembre-se sempre que as soluções podem ser:
ATENÇÃO: Sempre considere a igualdade abaixo na hora de calcular
o pH!
Ácidos e bases
Os indicadores possuem a propriedade de
mudar de cor conforme o caráter da substância,
se for ácido ou básico.
Um exemplo é o tersol e a fenolftaleína.
Na presença de ácidos, o papel de tornassol
fica com a coloração vermelha e a solução de
fenolftaleína saí de vermelha e fica incolor na
presença de um ácido.
Ácidos e bases
Ácidos e bases
HCl (ácido clorídrico) - O ácido impuro
(técnico) é vendido no comércio com o nome
de ácido muriático.
É encontrado no suco gástrico .
É um reagente muito usado na indústria e no
laboratório.
É usado na limpeza de edifícios após a sua
caiação, para remover os respingos de cal.
 H2SO4 (ácido sulfúrico) - É o ácido mais importante na
indústria e no laboratório.
 O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de
fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de
amônio.
 É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias)
usados nos automóveis.
 As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de
enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto
ambiental.
 HNO3 (ácido nítrico) - Depois do sulfúrico, é o
ácido mais fabricado e mais consumido na
indústria. É usado na fabricação de explosivos,
como nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno
(TNT).
 É usado na fabricação do salitre e da pólvora
negra. As chuvas ácidas em ambientes poluídos
com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam
sério impacto ambiental.
 O ácido nítrico concentrado é um líquido muito
volátil; seus vapores são muito tóxicos.
H2CO3 (ácido carbônico)
É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos
refrigerantes. É muito instável.
Forma-se na reação do gás carbônico com a
água:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
H3PO4 (ácido fosfórico)
 Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação
como fertilizantes na agricultura.
É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
NaOH (hidróxido de sódio)
É a base mais importante da indústria e do
laboratório.
É usado na fabricação do sabão e glicerina:
(óleos e gorduras) + NaOH → glicerina +
sabão
É usado na limpeza doméstica. É muito
corrosivo e exige muito cuidado ao ser
manuseado.
Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio)
É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.
É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem
com a água. É o que fazem os pedreiros ao
preparar a argamassa:
É consumido em grandes quantidades nas
pinturas a cal (caiação) e no preparo da
argamassa usada na alvenaria.
Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)
É pouco solúvel na água.
A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de
magnésia, usado como antiácido estomacal.
O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no
suco gástrico.
Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
 NH4OH (hidróxido de amônio)
 Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás
amônia. Esta solução é também chamada de
amoníaco.
 A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito
irritante.
 A amônia é fabricada em enormes quantidades na
indústria. Sua principal aplicação é a fabricação
de ácido nítrico (HNO3).
 A amônia é usada na fabricação de produtos de
limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
Al(OH)3 (hidróxido de alumínio)
É muito usado em medicamentos antiácidos
estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.
Primeiro é preciso classificar o ácido, eles são
divididos em dois grupos:
ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
ácidos com oxigênio: oxiácidos.
 Hidrácidos: Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é
bem simples, é só seguir a regra abaixo:
 Ácido .......................................... ídrico
nome do elemento
 Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-
se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do
elemento químico.
 Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
 Oxiácidos: Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a
partir das reações de ionização dos mesmos:
Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.
 H2CO3 → 2 H+ + CO3
2-
 O ânion CO3
2- é denominado de carbonato, a partir desse
nome estabeleça uma comparação seguindo o quadro
abaixo:
 Tabela de sufixos para Oxiácidos:
ânions sufixo
ITO OSO
ATO ICO
Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este
ânion será ácido carbônico (sufixo – ico):
H2CO3 → 2 H+ + CO3
2-
Ácido carbônico carbonato
Veja mais exemplos:
Nomear corretamente os compostos: HClO e HNO2.
Reação de ionização
HClO → H+ + ClO-
Ácido hipocloroso hipoclorito
HNO2 → H+ + NO2
-
Ácido nitroso nitrito
N HNO3 ico Ácido nítrico
C H2CO3 ico Ácido carbônico
B H3BO3 ico Ácido bórico
Cl HClO3 ico Ácido clórico
S H2SO4 ico Ácido sulfúrico
P H3PO4 ico Ácido fosfórico
Si H4SiO4 ico Ácido silícico
Números de H Números de O
1 3
2 3
3 3
1 3
2 4
3 4
4 4
 1) Se o cátion apresentar apenas um número de oxidação:
 hidróxido de + [nome do cátion]
 Exemplos:
 NaOH
Hidróxido de sódio
 Al(OH)3
Hidróxido de alumínio
 Ca(OH)2
Hidróxido de cálcio
 2) Se o cátion apresentar mais de um número de oxidação:
 hidróxido de + [nome do cátion] + número de oxidação do
metal em algarismos romanos
 Fe(OH)3:
Hidróxido de ferro (III)
 CuOH:
Hidróxido de cobre (I)
 Cu(OH)2:
Hidróxido de cobre (II)
Possuem sabor azedo (sabor ácido);
Mantêm incolor uma solução de
Fenolftaleína;
Descoram uma solução básica corada por
Fenolftaleína;
Colorem de vermelho uma solução de
metilorange (também chamado de
alaranjado de metila);
Tornam amarelo o azul de bromotimol;
Tornam vermelho o papel de tornassol
azul e também o indicador universal;
Não alteram a cor do papel de tornassol
vermelho;
Ao reagirem com bases, sempre se
formam sal e água.
Colorem uma solução de Fenolftaleína;
Mantém alaranjada uma solução de
Metilorange;
Mantém azul o azul de bromotimol;
Tornam azul o papel de tornassol e
vermelho e também o papel de indicador
universal;
Mantém azul o papel de tornassol azul;
Ao reagirem com ácidos, sempre há a
formação de sal e água.
A reação entre ácido e base é chamada de
"reação de neutralização" ou de "reação de
salificação".
Ácido + Base → Sal + H2O
HR + MOH → MR + HOH
onde R é o ânion do ácido e M é o cátion da
base.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
cloreto de sódio
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
nitrato de sódio
H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O
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2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
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Ácidos e bases

  • 1. Ácidos e Bases Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva
  • 2.  Ácidos e Bases;  Conceitos de Arrhenius e de Brönsted-Lowry;  Forças de Ácidos e Bases;  Potencial hidrogeniônico (pH);  Ácidos e bases inorgânicos mais comuns;  Identificação;  Nomenclatura;  Propriedades Funcionais;  Usos;  Titulação ácido-base.
  • 3.  Um composto inorgânico é a substância na qual os átomos de dois ou mais elementos são combinados. Alguns compostos são chamados de inorgânicos porque vêm de minerais e não de coisas vivas ou orgânicas.  Compostos que contém carbono quase sempre são compostos orgânicos, mas exceções como o dióxido de carbono ou gás carbônico (CO2) são inorgânicos.
  • 4. Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H+; ou Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).
  • 6. Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH- (íons hidroxila)
  • 7. A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases.
  • 8.  Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, independentemente, na Dinamarca e Inglaterra, respectivamente, propuseram uma definição mais ampla e genérica para ácidos e bases. A chamada definição protônica;  A definição protônica defini um ácido, como toda substância (molécula ou íon) capaz de liberar um próton (H+), e uma base, como toda substância (molécula ou íon) capaz de receber um próton.
  • 9.  Segundo Brönsted-Lowry, temos a seguinte definição: “Força de um ácido é a intensidade com que fornece o próton. O ácido forte fornece próton com mais facilidade.” “Força de uma base é a intensidade com que recebe próton. A base forte recebe próton com mais facilidade.”
  • 10. Sabemos que, segundo Brönsted-Lowry, as reações ácido-base são reversíveis. Em equilíbrio, ambas as reações continuam com a mesma velocidade, e quantidade de cada espécie fica permanece constante no decorrer do tempo.
  • 11. O pH, potencial hidrogeniônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será.
  • 12. O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.
  • 14. Para evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes negativos, o químico Sorensen propôs as seguintes definições: pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a acidez em termos da concentração [H+] pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa a bacisidade em termos da concentração [OH-]
  • 15. Note que quanto maior for a acidez de uma solução, maior será [H+] e menor o pH!
  • 18. Lembre-se sempre que as soluções podem ser: ATENÇÃO: Sempre considere a igualdade abaixo na hora de calcular o pH!
  • 20. Os indicadores possuem a propriedade de mudar de cor conforme o caráter da substância, se for ácido ou básico. Um exemplo é o tersol e a fenolftaleína. Na presença de ácidos, o papel de tornassol fica com a coloração vermelha e a solução de fenolftaleína saí de vermelha e fica incolor na presença de um ácido.
  • 23. HCl (ácido clorídrico) - O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. É encontrado no suco gástrico . É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.
  • 24.  H2SO4 (ácido sulfúrico) - É o ácido mais importante na indústria e no laboratório.  O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.  É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.  As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
  • 25.  HNO3 (ácido nítrico) - Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. É usado na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno (TNT).  É usado na fabricação do salitre e da pólvora negra. As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental.  O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos.
  • 26. H2CO3 (ácido carbônico) É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. É muito instável. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O ↔ H2CO3
  • 27. H3PO4 (ácido fosfórico)  Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
  • 28. NaOH (hidróxido de sódio) É a base mais importante da indústria e do laboratório. É usado na fabricação do sabão e glicerina: (óleos e gorduras) + NaOH → glicerina + sabão É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
  • 29. Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa: É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
  • 30. Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio) É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
  • 31.  NH4OH (hidróxido de amônio)  Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.  A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.  A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico (HNO3).  A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
  • 32. Al(OH)3 (hidróxido de alumínio) É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.
  • 33. Primeiro é preciso classificar o ácido, eles são divididos em dois grupos: ácidos sem oxigênio: hidrácidos; ácidos com oxigênio: oxiácidos.
  • 34.  Hidrácidos: Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo:  Ácido .......................................... ídrico nome do elemento  Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando- se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico.  Exemplos: HCl – ácido clorídrico HBr – ácido bromídrico HI – ácido iodídrico
  • 35.  Oxiácidos: Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos: Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.  H2CO3 → 2 H+ + CO3 2-  O ânion CO3 2- é denominado de carbonato, a partir desse nome estabeleça uma comparação seguindo o quadro abaixo:  Tabela de sufixos para Oxiácidos: ânions sufixo ITO OSO ATO ICO
  • 36. Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este ânion será ácido carbônico (sufixo – ico): H2CO3 → 2 H+ + CO3 2- Ácido carbônico carbonato Veja mais exemplos: Nomear corretamente os compostos: HClO e HNO2. Reação de ionização HClO → H+ + ClO- Ácido hipocloroso hipoclorito HNO2 → H+ + NO2 - Ácido nitroso nitrito
  • 37. N HNO3 ico Ácido nítrico C H2CO3 ico Ácido carbônico B H3BO3 ico Ácido bórico Cl HClO3 ico Ácido clórico S H2SO4 ico Ácido sulfúrico P H3PO4 ico Ácido fosfórico Si H4SiO4 ico Ácido silícico Números de H Números de O 1 3 2 3 3 3 1 3 2 4 3 4 4 4
  • 38.  1) Se o cátion apresentar apenas um número de oxidação:  hidróxido de + [nome do cátion]  Exemplos:  NaOH Hidróxido de sódio  Al(OH)3 Hidróxido de alumínio  Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio
  • 39.  2) Se o cátion apresentar mais de um número de oxidação:  hidróxido de + [nome do cátion] + número de oxidação do metal em algarismos romanos  Fe(OH)3: Hidróxido de ferro (III)  CuOH: Hidróxido de cobre (I)  Cu(OH)2: Hidróxido de cobre (II)
  • 40. Possuem sabor azedo (sabor ácido); Mantêm incolor uma solução de Fenolftaleína; Descoram uma solução básica corada por Fenolftaleína; Colorem de vermelho uma solução de metilorange (também chamado de alaranjado de metila);
  • 41. Tornam amarelo o azul de bromotimol; Tornam vermelho o papel de tornassol azul e também o indicador universal; Não alteram a cor do papel de tornassol vermelho; Ao reagirem com bases, sempre se formam sal e água.
  • 42. Colorem uma solução de Fenolftaleína; Mantém alaranjada uma solução de Metilorange; Mantém azul o azul de bromotimol;
  • 43. Tornam azul o papel de tornassol e vermelho e também o papel de indicador universal; Mantém azul o papel de tornassol azul; Ao reagirem com ácidos, sempre há a formação de sal e água.
  • 44. A reação entre ácido e base é chamada de "reação de neutralização" ou de "reação de salificação". Ácido + Base → Sal + H2O HR + MOH → MR + HOH onde R é o ânion do ácido e M é o cátion da base.
  • 45. HCl + NaOH → NaCl + H2O cloreto de sódio HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O nitrato de sódio H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O carbonato de sódio 2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O cloreto de cálcio
  • 46. 2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O nitrato de cálcio H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O carbonato de cálcio 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O cloreto de alumínio 3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3H2O nitrato de alumínio 3H2CO3 + 2Al(OH)3 → Al2(CO3)3 + 6H2O carbonato de alumínio
  • 47. Solução de HCl e fenolftaleína Solução de NaOH 0,1 mol/L