Cidos e bases inognicos

Universidade Federal do Pará
Faculdade de Química
Profa. MSc. Ana Júlia de Aquino Silveira

ÁCIDEZ E BASICIDADE DOS COMPOSTOS INORGÂNICOS.

Frutas ácidas carambola e limão/ fonte Wikipédia

Folhas da maniva – rica em ácido cianídrico

Ácidos e Bases Inorgânicos

Universidade Federal do Pará 3
Profa. MSc. Ana Julia de Aquino Silveira

Foto / Revista Nosso Pará

1- ÁCIDOS INORGÂNICOS
1.1- Conceito clássico de ácido segundo Arrhenius.
É toda substância que em solução aquosa ,se ioniza, liberando o íon hidrônio ou hidroxônio em forma de
cátion. Antes de exemplificar este conceito, vamos relembrar a estrutura damolécula de água.

É le tro n s n ã o lig a n te s

O
H H
A m o lé c u la d a á g u a te m g e o m e tr ia a n g u la r e p o s s u í d o is p a re s
d e e lé tro n s n ã o - lig a n te s ( e lé tro n s q u e n ã o p a r tic ip a m d a lig a ç ã o c o v a le n te )

Ácido bromídrico um ácido de Arrhenius.

H - B r H 3 O

H 2 O B r

Á c id o b r o m íd r ic o é u m á c id o d e A r r h e n iu s ,p o is q u a n d o c o lo c a d o
e m á g u a lib e ra u m c á tio n h id ro g ê n io . O C á tio n h id ro g ê n io lib e ra d o
fa z c o n e x ã o c o m o p a r d e e lé tro n s d o o x ig ê n io d a á g u a .

Todos os hidrácidos e oxiácidos são ácidos de Arrhenius,pois quando colocados em água
irão liberar o cátion hidrogênio,que fará conexão com o par de elétrons do oxigênio da água
originando o cátion hidrônio.

UFPA / FACULDADE DE QUÍMICA / MSc. ANA JULIA SILVEIRA

E quação de ionizaçã o de hidrácidos.

R ecebe o no m e de hidrácidos, o ácidos inorgânicos que n ão possue m oxig ênio em
sua com posiç ão.

H 2O + H - Cl H 3O + + C l-

O H
H - Cl
O H + C l-
H H
H

O hidrácido, ácido clorídrico , ao ser colocado em água libera cátion hidrogênio que se
conecta no par de elétrons da água, formando o cátion hidrônio e ânion cloreto.

H2O + H - Br H3O+ + Br-

O H
H - Br
O H + Br-
H H
H

H2O + H-I H3O+ + I-

O H
H-I
O H + I-
H H
H


Equação de ionização de oxiácidos.

Recebe o nome de oxiácidos, os ácidos inorgânicos que possuem oxigênio em
sua composição.

2 H2O + H2SO4 2 H3O+ + SO4--

H3PO4 + 3 H2O 3 H3O+ + PO4---

H2O + HNO3 H3O+ + NO3-

H2S + 2 H2O 2 H3O+ + S--

Base para Arrhenius,é toda substância que em solução aquosa,se dissocia,liberando o
ânion hidróxila.

Todas as bases de metal alcalino e de m etal alcalino
H 2O terroso são bases de A rrhenius

Na
OH

A base hidróxido de sódio, quando colocada em água, se dissociam em cátion e ânion solvatados. A água
penetra no reticulo cristalino da base e distroe o rearrajo organizado.

1.2- Conceito de ácido e base segundo Bronsted-Lowry
Ácido é toda substância capaz de doar um próton em um processo iônico,enquanto que a base
ao longo do processo será capaz de receber um proton.



H
O
H H O
H H
H-Cl Cl

H - Cl + H2O H3O + Cl

HCl é um ácido de Arrhenius ( libera H+ no meio aquoso ), é também um ácido pelo conceito de Bronsted-
Lowry pois doa um próton no processo iônico,enquanto que a água é uma base de Bronsted –Lowry por
receber um próton no processo iônico.

H

N H Cl H
N Cl
H
H
H
H Ácido clorídrico H Ãnion cloreto

Amônia, Cátion am ônio
gas amoníaco
HCl é ácido pelo conceito de Bronsted pelo fato de doar um proton. O NH3 é uma base de Bronsted por estar
recebendo um proton. Hidrácidos e oxiácidos são ácidos de Bronsted quando presentes em água, pois a água
neste sistema é o veículo de retirada de H+. O ácido é o doador de H+ e a água é o veículo de retirada deste
H+.. Observe que a água pode ser substituída por qualquer substância química que seja portadora de par de
elétrons livres. No exemplo anterior, foi utilizado o gas amoniaco como veículo de retirada de H+, pelo fato de
existir um par de elétrons livres no nitrogênio. Segue outra reação com o ácido sulfúrico, observe antes a
formação da estrutura do ácido sulfúrico. O enxofre possui seis elétrons na camada de valencia, podendo
formar duas ligações covalentes dativa e duas ligações covalentes normais.

S n s2 n p4

Ligação coordenada dativa
px py pz
O
O S XO -H
H2SO4
X 2 hidrogênios
O-H ionizáveis



N este mom ento o par de elétrons do oxigênio da água
retira o hidrogênio ionizável do ácido.O ácido doando
este hidrogênio se transform a em um ânion denominado
de ânion hidrogenosulfato

O O H
S H O
H
O O H
Água protonada
Ânion hidrogenosulfato Cátion hidrônio
Veja a seqüência reacional

O O H H O O H
S O S H O
O O
O H H O H H

HSO3 - O- H OH2 HSO4 + OH3

Ionização do ácido hipofosforoso em água
Ácido hipofosforoso

H Hidrogênio ionizável, se encontra
H3PO2 conectado diretamente ao oxigênio
H
P
H
O

H H
H H

P O H O O P O H O
O
H H
H H


O O

P H P H
O H O + H O
H H O
H H H
H

-
N2H4 + H2O OH + N2H5+

H H
H H
- H
N N O OH +
H N N
H H H H
H
Base de Ácido de Base de Ácido de
Bronsted (X) + Bronsted (Y) Bronsted (Y) + Bronsted (X)

Base de Ácido de Base de Ácido de
Bronsted (X) + Bronsted (Y) Bronsted (Y) + Bronsted (X)

NH3 + H2O -
OH + NH4+

H
H H
N -
O OH + H N
H H H
H H

1.3- Conceito de Lewis
Ácido é toda substância química capaz de receber um par de elétrons em uma reação química.
Base no conceito de Lewis, é toda substância química capaz de doar um par de elétrons ao longo de uma
reação química.
Na reação entre o cloreto de alumínio e o Cl2 o cloro por possuir 3 pares de elétrons não ligantes faz a
doação de um par de elétrons para o orbital vazio do alumio, sendo assim, o cloreto de alumínio é um ácido de
Lewis por receber um par de elétrons, enquanto que o Cl2 é uma base de Lewis por doar um par de elétrons.



AlCl3 Cl2

Ácido de Lewis Base de Lewis
recebe o par doa um par
de elétrons de elétrons

Cl Cl
Cl

Al Cl Cl Al Cl Cl

Cl Cl [Ne] 3s2 3p5 Cl

[Ne] 3s2 3px1 3py0 3pz0 Estado fundamental

[Ne] 3s1 3px1 3py1 3pz0 Estado ativado ou excitado

[Ne] (3sp2 )1 (3sp2)1 ( 3sp2)1 p Estado híbrido sp2
Orbital p que não participou do processo de hibridação
3 orbitais híbridos sp2 É aqui, que vai ficar o par de
de mesma energia elétrons doado pelo cloro

Como o alumínio recebeu um par de elétrons , ficará com excesso de elétrons, e portanto aniônico. O cloro
como fez a doação de um par de elétrons foicará com deficiência de elétons, portanto catiônico.

H H
H
H
C O H
C O H
Base de Lewis
H Doa o par de elétrons H

Ácido de Lewis
Recebe o par de elétrons

CH3+ + -
OH → CH 3OH
ácido de Lewis base de Lewis
recebe um par de doa um par de
elétrons elétrons.


A próxima reação,ocorre entre o dióxido de carbono e a água. O dióxido de carbono possui estrutura linear,
nesta estrutura o carbono tem hibridação sp e forma ligação pi com o oxigênio. Esta situação permite a
deslocalização do par de elétrons pi para o oxigênio, este movimento é conhecido como ressonância e ocorre
em carbonos portadores de hibridação sp2 e sp , este tipo de carbono se comportam como ácido de Lewis nas
reações químicas, pois são capazes de receber um par de elétrons.

Ressonância deslocalização do par de eletrons
que formam a ligação pipara o oxigênio.

O C O O C O

Aqui ocorre a conexãodo par
de elétrons do oxigênio da água

C O H2O O
O H

O
C
O C O H
CO2 O
O
Ácido de Lewis H
recebe o par de elétrons Base de Lewis H
doa o par de elétrons

O
O
H2CO3
H
C
H
O O

2- Classificação dos ácidos
2.1 - Quanto ao número de elementos
♣ binários:

H - Cl H - Br H-I

♣ternários:


H CN H NO3 H2SO4

♣ quaternários:

H4[Fe(CN)6]

2.2- Quanto ao ponto de ebulição

♣ ácidos fixos: possuem elevado ponto de ebulição, são liquidos ou sólidos.

H2SO4 H3PO4 H3PO3 H3BO3

♣ ácidos voláteis: possuem baixo ponto de ebulição,são liquidos ou gases.
2.3- Quanto a presença de oxigênio

H Cl HNO3 HCN H2S

♣hidrácidos:não contém oxigênio em sua fórmula química.

HF HI HCN

♣ oxiácidos: possuem oxigênio em sua fórmula química.

H2SO4 H3PO4 HNO3
2.4- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

♣ Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis.

♣Nos oxiácidos ,são ionizáveis somente os hidrogênios ligados diretamente ao oxigênio.


P n s2 n p3

px py pz

P

O fósforo é capaz de formar três ligações covalentes normais e uma ligação coordenada dativa.

H3PO4 3 hidrogênios ionizáveis
Ácido fosfórico
H O H

O O
P

O H

Observe que os hidrogênios se encontram conetados
diretamente ao oxigênio

H3PO3
Ácido fosforoso Hidrogênio conectado
diretamente ao oxigênio
H O H
Hidrogênio ionizável
P
O
Hidrogênio conectado
H diretamente ao oxigênio
O
Hidrogênio ionizável

2 hidrogênios ionizáveis


l
á ve
n iz
o io ligação coordenada dativa
i
ên
r og ente o fósforo e o oxigênio
id
1h

Ácido hipofosforoso
H3PO2

Formação das estruturas do ácido sulfídrico H2S e do ácido sulfuroso H2SO3

S n s2 n p4

Ligação coordenada dativa
px py pz
O
H2 S S XO -H
S X H
X 2 hidrogênios
XH
O-H ionizáveis
H2SO3

♣ monoácido: ácidos que contém um hidrogênio ionizável.
HI,HBr, HCl,HCN. Faça a reação de ionização em água dos referidos citados.

♣ diácidos: são ácidos que contém dois hidrogênios ionizáveis.
O ácido carbônico é umácido moderado e realiza duas reações de ionização, mostradas a seguir.



H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3-

HCO3- + H2O H3O+ + CO3--

H 2S : 2 hidrogênios ionizáveis, terá duas ionizações. Desenvolver as reações de ionização.

♣ triácidos: possuem 3 hidrogênios ionizáveis.
H 3PO4, H 3BO3
H 3PO4: 3 hidrogênios ionizáveis, terá 3 ionizações
H 3PO4 + H 2O H 3O + + H 2PO4- ( 1a ionização )
H 2PO4- + H 2O H 3O + + HPO4- - ( 2a ionizacão
HPO4- - + H 2O H 3O + + PO4--- ( 3a ionização )
♣ tetrácidos: possuem 4 hidrogenios ionizáveis. Faça as reações de ionização para os
ácidos abaixo.Ex: H 4P2O7 , H 4SiO4
2.5- Quanto ao grau de ionização α :
α = Número de moléculas ionizadas
Número total de moléculas
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Forma molecular Forma ionizada
100 moléculas 92 moléculas ionizadas
a serem ionizadas

α= 92/100
α= 0,92 α =92%

♣ácido forte: α>50% forma ionizada > forma molecular


Complete as reações
Ex: HCl + H 2O →
α=92% ácido forte
♣ ácido moderado: >5% e< 50%

♣ ácido fraco: < 5%
Para os hidrácidos a classificação pode ser assim efetuada:

♣ fortes: HI (+ forte) , HBr , HCl

♣ moderado: HF

♣ fraco: os demais hidrácidos, HCN, H2 S

♣ Para os oxiácidos aplica-se a regra de Pauling.
Para um oxiácido genérico: H m E On
onde: m é o número de hidrgênios e n é o número de oxigênios, temos para
n - m = 0 ácido fraco
n - m = 1 ácido moderado
n – m = 2 ácido forte
n – m = 3 ácido muito forte.
Dadas as fórmulas abaixo,classifique os ácidos quanto a força , aplicando a regra de
Pauling.
HNO3 3–1=2 ácido forte
H 3BO3 3–3= 0 ácido fraco
HMn O4 4–1=3 ácido muito forte
H 2CO 3 3–2=1 ácido moderado
H 3PO4 4–3= 1 ácido moderado
H 2SO4 4–2=2 ácido forte
HIO4 4–1=3 ácido muito forte
H 2SO3 3–2=1 ácido moderado

LEIA COM ATENÇÃO
Os ácidos abaixo foram classificados quanto:


a)ao número de hidrogênios ionizáveis.
b)ao número de elementos na molécula
c) à presença de oxigênio na molécula

H 2SO3 diácido, ternário, oxiácido
H 2C2O4 diácido, ternário, oxiácido
H 4Fe(CN)6 tetrácido, quaternário, hidrácido
H 3BO3 triácido, ternário , oxiácido
H 3PO4 triácido, ternário, oxiácido
H 3PO3 diácido, ternário, oxiácido
H 3PO2 monoácido, ternário, oxiácido
H 2Cr 2O7 diácido,ternário,oxiácido
H 2SO4 diácido,ternário,oxiácido

3- Nomenclatura dos Ácidos.
Para os Hidrácidos: ácido + nome do elemento químico + ídrico
HCl ácido clorídrico
HBr ácido bromídrico
H 2S ácido sulfídrico
HF ácido fluorídrico
HI ácido iodídrico
HCN ácido cianídrico
HNC ácido isocianídrico
H 4[Fe(CN)6] ácido ferrocianídrico
H3[Fe(CN)6] ácido ferricianídrico

3.1- Nomenclatura de oxiácidos
♣ Quando o elemento forma apenas 1 oxiácido.
ácido + nome do elemento +íco


H 2CO3 ácido carbônico
H 3BO3 ácido bórico
HCNO ácido ciânico
♣ Quando o elemento forma 2 oxiácidos.
terminaçào íco para o maior Nox
terminação oso para o menor Nox
HNO3 ácido nitríco
HNO3 ácido nitroso
H 2SO4 ácido sulfúrico
H 2SO3 ácido sulfuroso
H 2SnO2 ácido estanoso
H 2SnO3 ácido estânico
♣ Quando o elemento forma mais de 2 oxiácidos.
nox do elemento nomenclatura
+1 e +2 hipo.............oso
+3 e +4 oso
+5 e +6 ico
+7 per...............ico
HClO ácido hipocloroso
HClO3 ácido clórico
HClO2 ácido cloroso
HClO4 ácido perclórico

H 3PO4 ácido fosfórico
H 3PO3 ácido fosfororso
H 3PO2 ácido hipofosforoso

H 2MnO4 ácido mangânico
HMnO4 ácido permangânico


H 2CrO4 ácido crômico
H 2Cr2O7 ácido dicrômico

♣ Emprego do prefixo tio.
Retira-se um átomo de oxigênio do ácido e coloca-se um átomo de enxofre.

ex. HCNO ácido ciânico → HCNS ácido tiociânico
H 2SO4 ácido sulfúrico → H 2S 2 O3 ácido tiossulfúrico
H 2SO3 ácido sulfuroso → H 2S 2 O2 ácido tiossulfuroso

♣ Emprego do prefixo orto, piro, meta.
Estes prefixos são utilizados para ácidos que apresentam diferentes graus de hidratação.
São comuns para os ácidos de fosfóro(P), arsênio(As) e antimônio(Sb).
Prefixo orto: é adotado para o ácido de maior grau de hidratação.
Prefixo meta: é adotado para o ácido resultante da retirada de uma molécula de água do
ácido de maior grau de hidratação.
1Ac (orto) - 1 H 2O → 1 Ac (meta)
Prefixo piro:é adotado para o ácido resultante da retirada de uma molécula de água de
duas moléculas do ácido de maior grau de hidratação.
2Ac (orto) - 1 H 2O → 1Ac (piro)
H 3AsO3 - H 2O → HAsO2
+3 +3
ácido ortoarsenioso ácido metarsenioso.
ou ácido arsenioso

H 3AsO4 - H 2O → HAsO3
+5 +5
ácido ortoarsênico ácido metarsênico
ou ácido arsênico


H 3SbO3 - H 2O → HSbO2
+3 +3
ácido antimonioso ácido metantimonioso

H 2SbO4 - H 2O → HSbO3
+5 +5
ácido antimônico ácido metantimônico

H 3PO4 - H 2O → HPO3
+5 +5
ácido fosfórico ácido metafosfórico

H 3PO3 - H 2O → HPO2
+3 +3
ácido fosforoso ácido metafosforoso

♣ Quando um elemento forma apenas um ácido oxigenado ,usa-se a
terminação ico.
ex: ácidos oxigenados do boro (nox +3)
ácidos oxigenados do silicio (nox +4)

H 3BO3 - H 2O → HBO2
+3 +3
ácido bórico ácido metabórico

H 4SiO4 - H 2O → H 2SiO3
+4 +4
ácido silícico ácido metassilícico

2 H 4SiO4 - H 2O → H 6Si 2O7
+4 +4
ácido silícico ácido pirossilícico


2 H 3AsO3 - H 2O → H 4As 2O5
+3 +3
ácido arsenioso ácido piroarsenioso

2 H 3AsO4 - H 2O → H 4As 2O7
+5 +5
ácido arsênico ácido piroarsênico

2 H 3PO4 - H 2O → H 4P 2O7
+5 +5
ácido fosfórico ácido pirofosfórico

2 H 3PO3 - H 2O → H 4P 2O5
+3 +3
ácido fosforoso ácido pirofosforoso

4- Propriedades dos Ácidos.
♣ sabor azedo
♣ condutibilidade elétrica
♣ reagem com bases produzindo sal e água
ácido + base → sal + água

H Cl NaOH NaCl H2O

H2SO4 2 NaOH Na2SO4 2 H2O
4.1- Ação sobre os indicadores.
indicador tornassol fenolftaleina metilorange
coloração róseo incolor vermelho

4.2- Substância anfotérica
São substâncias que possuem em sua estrutura centros básicos e centros ácidos, e sendo assim, podem agir nas
reações iônicas como acido e como base dependendo do tipo de sistema analisado.Observe a estrutura do
aminoácido a seguir



H
Centro ácido
Centro ácido
hidrogênio ionizável
H3C
COOH H
H2N H O
O H
C C
Centro básico H C
N Centro básico
H
H é no par de elétrons
H
livres do nitrogênio

Segue a reação, mostrando o aminoácido como base.

H H
O H
O +
H3C H Base
H H3C H
conjugada
H2N H2N
COOH COOH
Ácido recebe
Base, doa par o par de elétrons Ácido conjugado
de elétrons

Segue a reação em que o aminoácido desempenha a função de ácido.

H H H

O
O H
+
H3C H3C H
C-O -H Base, doa par COO-
H2N de elétrons H2 N Base
conjugada
O
Ácido recebe Ácido conjugado
o par de elétrons


Autoionização

H2O H2 O OH
H3O
Ácido Base Base
Ácido ]

CH3COOH

CH3COOH
Ácido conjugado

CH3C = O - H
Ligações sigma e pi OH
Ligações sigma e pi
Base +
Ácido
CH3C = O
O
Base conjugada
5-ESTUDO DAS BASES
5.1- Formula Geral das Bases

M +X(OH)X
NaOH, AgOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3.

A única base formada por cátion não metálico é o hidróxido de amônio NH 4OH

NH4+ cátion amônio

NH3 amônia,gás amoníaco.
5.2- Bases formadas por elementos de nox constante.
hidróxido de + nome do elemento formador do cátion
Ex:
NaOH hidróxido de sódio


LiOH hidróxido de litio
KOH hidróxido de potássio
Ba(OH)2 hidróxido de bário
Ca(OH)2 hidróxido de cálcio
Mg(OH)2 hidróxido de magnésio
Zn(OH)2 hidróxido de zinco
Al(OH)3 hidróxido de alumínio
Be(OH)2 hidróxido de berílio
Sr(OH)2 hidróxido de estrôncio
NH 4OH hidróxido de amônio

5.3- Elementos que formam bases com nox diferentes.
hidróxido de + nome do elemento seguido da
terminação ico para o maior nox

hidróxido de + nome do elemento seguido da
terminação oso para o menor nox
ou ainda

hidróxido de + nome do elemento seguido
o valor do nox em romano

Fe(OH)2 hidróxido ferroso
hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 hidróxido férrico
hidróxido de ferro III

CuOH hidróxido cuproso
hidróxido de cobre I



Cu(OH)2 hidróxido cúprico
hidróxido de cobre II

AuOH hidróxido auroso
hidróxido de ouro I

Au(OH)3 hidróxido áurico
hidróxido de ouro III

5.4- Classificação das Bases
a) Quanto ao número de hidroxilas.

♣ monobases: NaOH, NH 4OH, KOH

♣dibases: Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , Zn(OH)2
♣ tribases: Al(OH)3 , Fe(OH)3 , Au(OH)3

b)Volatilidade.Baseada no ponto de ebulição.

♣bases fixas: apresentam elevado ponto de ebulição.
Todas as bases de metais. KOH, NaOH

♣ bases voláteis:apresentam baixo ponto de ebulição.
NH 4OH
c)Quanto a solubilidade.

♣ bases solúveis:apresentam alto coeficiente de solubilidade em água.São as

bases de metal alcalino
e o hidróxido de amônio.
NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, NH 4OH

♣ as bases de metais alcalinos terrosos são consideradas pouco solúveis em
água.


Ba(OH)2, Ca(OH)2 , Mg(OH)2, Sr(OH)2

♣ bases insolúveis: apresentam baixo coeficiente de solubilidade em água. São todas as bases
excluindo as bases de metais alcalinos.
Fe(OH)2 ,Fe(OH)3, Zn(OH)2

d)Quanto a força basica.
♣ bases fortes. Elevado grau de dissociação,α próximo de 100
São as bases de metal alcalino e alcalino terroso.
NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2

♣ bases fracas: são todas as bases excluindo as bases de metais alcalinos e alcalinos

terrosos.
NH 4OH, Fe(OH)2, Fe(OH)3 ,Zn(OH)2, AgOH

5.5- Propriedades das Bases.

♣ sabor cáustico,adstringente.
♣ conduzem a corrente elétrica.
♣ reagem com ácido produzindo sal e água.
♣ ação sobre os indicadores.
indicador tornassol fenolftaleina metilorange
cor azul vermelho amarelo



6- PARTE EXPERIMENTAL

6.1- Materiais e Reagentes.
-Tubos de ensaio
-Becker de 250ml
-Erlenmeyer de 250ml
-Espátula
-Pinça metálica
-Funil comum
Papel de filtro quantitativo
-Suporte universal com garra
-Solução de metil orange
-Solução de NaOH 0,5M
-Solução de fenolftaleina
-Solução de HCl 0,5M
-Suco retirado de um limão pequeno
-Solução de ácido fosfórico 0,5M
-Solução de ácido sulfúrico 0,5M
-Papel de tornassol vermelho


-Magnésio em fita e em pó
-Balões usados em festas
-P 2 O5

6.2- Procedimento Experimental
Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores.
-Enumerar 8 tubos de ensaio e colocá-los numa estante para tubos de ensaio.
-Adicionar cerca de 2ml de cada uma das soluções ácidas ou básicas nos tubos
numerados.
-Mergulhar a ponta de um papel de tornassol azul nos tubos 1,2,3 e 4.Completar a
tabela.Repetir o procedimento usando o papel de tornassol vermelho.
-Para os tubos 5,6,7 e 8 seguir corretamente a tabela.

tubo solução indicador coloração
1 NaOH tornassol azul ...................
tornassol verm. ....................
2 suco de limão tornassol azul .....................
tornassol verm. ......................
3 vinagre tornassol azul ......................
tornassol verm. .........................
4 HNO3 tornassol azul ..........................
tonassol verm. ...........................
5 CH 3COOH metil orange ............................
6 NH 4OH metil orange ...........................
7 HCl fenolftaleina ..........................
8 KOH fenolftaleina ...........................

6.3- PREPARAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
-Colocar uma quantidade pequena de óxido de bário ou óxido de cálcio em um tubo de ensaio.
-Acrescentar 4ml de H 2O destilada. Agitar e em seguida filtrar.


-Adicionar 2 gotas de fenolftaleina ao filtrado. Anote suas observações.

-Colocar 2ml de H 2O destilada em um tubo de ensaio.
-Adicionar pequena quantidade de anidrido fosfórico.
Agitar o sistema e pingar com a ajuda de um bastão de vidro, 2 gotas da solução em um pedaço de papel de
tornassol azul, em seguida, adicionar 2 gotas de fenolftaleina.
Anote suas observações.

6.4- FORÇA DOS ÁCIDOS

-Os ácidos utilizados a seguir (HCl, H 2SO4 , H 3PO4 , CH 3COOH , H 2C 2O4), devem estar
submetidos a mesma concentração(1M).
- Etiquetar cinco erlenmeyer com a fórmula de cada ácido a ser utilizado.
- Adicionar 20ml de cada ácido em cada erlenmeyer correspondente .
-Em cada erlenmeyer colocar 5cm de fita de magnésio e imediatamente colocar o balão de borracha na boca
do erlenmeyer.
Repetir este procedimento para cada erlenmeyer.
-Escrever a equação química do processo para cada erlenmeyer.

1-
2-
3-
4-
5-

-Marcar o tempo de 1 em 1 minuto, observando as alturas dos balões nos respectivos tempos,até o término da
reação.Anote suas observações.


-Montar uma tabela , colocando os ácidos em ordem crescente de força, de acordo com a altura do balão.

7- Compostos inorgânicos utilizados na área de farmácia.

7.1- Ácido Bórico.
Sinonímia: ácido ortobórico, ácido borácico, sal sedativo hombergú e borofax.
Caracteres:pequenos cristais brancos escamosos, ou lâminas brilhantes, levemente untoso
ao tato.O produto aquecido a 100 C perde uma molécula de água formando o ácido
metabórico HBO2
Solubilidade: um grama de ácido bórico dissolve-se em 18ml de água fria, em 4ml de água
fervente, em 18 ml de álcool, em 6ml de álcool fervente, em 4ml de glicerina.
Propriedades terapêuticas: desinfetante, bastante ativo e pouco tóxico.
Conservação: em recipientes bem fechados.

7.2- Água Oxigenada.
Sinonímia: peróxido de hidrogênio, solução de peróxido diluido.
Caracteres: liquido incolor, límpido
Solubilidade: solúvel em água.
Propriedades terapêuticas: utilizado na limpeza de ferimentos.
Conservação: em recipientes de vidros bem fechados, ao abrigo da luz em lugar fresco.

7.3- Bicarbonato de sódio
Sinonímia: carbonato ácido de sódio.
Caracteres: pó cristalino branco, ou massas duras, opacas, constituidas pela aglomeração
dos cristais.
Solubilidade: um grama dissolve-se em cerca de 100ml de água, insolúvel em álcool.
Propriedade terapêutica: antiácido, repositor eletrolitico, alcalinizador sistêmico.
Conservação: em recipientes hermeticamente fechados.

7.4- Cloreto de sódio
Sinonímia: cloreto de sódio, sal de cozinha.
Caracteres: cristais cúbicos incolores ou pó cristalino.
Solubilidade: solúvel em água, pouco solúvel em álcool.
Propriedades terapêuticas: repositor eletrolítico.
Conservação: em recipiente hermeticamente fechado, ao abrigo da luz e calor .

7.5- Hidróxido de alumínio (GEL)


Sinonímia:hidróxido de alumínio geletinoso dessecado, gel hidratado de alumínio
dessecado.
Caracteres: pó branco, inodoro, insípido e amorfo.
Solubilidade: insolúvel em água, solúvel nos ácidos minerais diluidos e nos álcalis fixos.
Propriedades terapêutica: na dermatologia utiliza-se como excipientes, possui a
propriedade de formar uma fina pelicula sobre a zona de aplicação, o que pode ser
desejável em muitos casos.
Conservação: em recipientes fechados, ao abrigo de umidade, deve ser evitado o
congelamento.

7.6- Hidróxido de cálcio.
Sinonímia: hidrato de cálcio.
Caracteres: pó ou cristais , que facilmente absorvem anidrido carbônico do ar, originando
carbonato de cálcio.
Solubilidade:pouco solúvel em água, solúvel em glicerina.
Propriedade terapêutica: produto alcalinizante e adstrngente.
Conservação: em recipientes bem fechados.

7.7- Iodeto de potássio.
Sinonímia: hidrato de potássio, potassa cáustica.
Caracteres: é comercializado na forma de pastilhas, cilindros em placas, é uma substância
branca, untuosa ao tato, inodoro, sabor ardente, excessivamente cáustico.
Solubilidade:solúvel na água, álcool 3%, glicerina 3% e em éter etlíco.

Bibliografia Recomendada.
LIMA, Waterloo Napoleão.Química inorgânica experimental. Geu,Editora e
gráfica.UFPA-Belém ,1993.
ROSITO, Berenice.Experimentos em química.Editora Sulina, 2a edição,vol.I, Porto
Alegre,1983.
SILVA,Ivan Alves et. all. Química Geral.GEU Editora.UFPA.Belém- Pará,1986.
TRINDADE,Diamantino F. et. all.Química básica experimental. Editora Icone.São
Paulo,1989.
CHANG, Raymond. Essential chemistry. Ed. McGraw-Hill. United States of America.
1996
KOTZ, J., C., TREICHEL, P.. Química e Reações Químicas. Editora LTC ,3ª edição, volume ,
Rio de Janeiro,1998
2- RUSSEL, J.B. Química Geral, Makron Books, 2ª edição, Volume 1, São Paulo, 1994.


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