O documento discute conceitos de ácidos e bases inorgânicas, incluindo suas definições segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. Exemplos de ácidos como o ácido clorídrico e sulfúrico são usados para ilustrar essas definições. A classificação de ácidos é também apresentada de acordo com número de elementos, ponto de ebulição e presença de oxigênio.
O documento apresenta um gabarito de exercícios de Química Orgânica I com 10 questões resolvidas. A primeira questão trata da estrutura do α-pineno e de suas reações, incluindo halogenação, formação de éter e aldeído. A segunda questão pede o mecanismo de uma reação de eliminação. A terceira explica a formação seletiva de alceno clorado em uma reação.
O documento apresenta o gabarito de uma lista de exercícios de Química Orgânica I sobre reações de substituição eletrofílica aromática. O resumo inclui as soluções para nove questões, explicando mecanismos de reações como a síntese da proparacaina, reações de Friedel-Crafts e ciclizações catalisadas por ácidos.
O documento apresenta exercícios sobre propriedades de compostos orgânicos. Os exercícios abordam tópicos como aldeídos, ácidos carboxílicos, pontos de fusão e ebulição de substâncias, tipos de ligação química e suas influências nas propriedades. O documento fornece respostas detalhadas para cada exercício com explicações sobre os conceitos químicos envolvidos.
O documento apresenta um gabarito de lista de exercícios de Química Orgânica sobre reações de adição eletrofílica a duplas ligações. O professor Sandro Greco fornece respostas detalhadas para 10 questões que envolvem mecanismos de reações, estereoquímica e regioseletividade.
VideoAulas Sobre Exercícios Resolvidos de Propriedade dos Compostos – Faça o Download desse material em nosso site. Acesse www.exerciciosresolvidosde.com.br
Este documento apresenta 9 questões e respostas sobre reações de adição nucleofílica em compostos carbonilados. A primeira questão explica porque o ciclopropano existe como hidrato em solução aquosa, enquanto o 2-hidroxietanal não existe como hemiacetal. A segunda questão identifica qual carbonila da tricetona ninidrina é hidratada. A terceira questão explica porque a constante de equilíbrio para a formação da cianoidrina é maior para a ciclopentanona do que para a 2-butanona.
O documento apresenta o gabarito de uma lista de exercícios de Química Orgânica I sobre reações de substituição eletrofílica aromática. O resumo inclui as soluções para nove questões, descrevendo mecanismos de reações como acilação de Friedel-Crafts, nitração, esterificação e ciclização.
O documento apresenta um gabarito de exercícios sobre reações de substituição eletrofílica aromática. Inclui respostas sobre a síntese da proparacaina, reações de Friedel-Crafts e mecanismos de ciclização catalisada por ácidos.
O documento apresenta um gabarito de exercícios de Química Orgânica I com 10 questões resolvidas. A primeira questão trata da estrutura do α-pineno e de suas reações, incluindo halogenação, formação de éter e aldeído. A segunda questão pede o mecanismo de uma reação de eliminação. A terceira explica a formação seletiva de alceno clorado em uma reação.
O documento apresenta o gabarito de uma lista de exercícios de Química Orgânica I sobre reações de substituição eletrofílica aromática. O resumo inclui as soluções para nove questões, explicando mecanismos de reações como a síntese da proparacaina, reações de Friedel-Crafts e ciclizações catalisadas por ácidos.
O documento apresenta exercícios sobre propriedades de compostos orgânicos. Os exercícios abordam tópicos como aldeídos, ácidos carboxílicos, pontos de fusão e ebulição de substâncias, tipos de ligação química e suas influências nas propriedades. O documento fornece respostas detalhadas para cada exercício com explicações sobre os conceitos químicos envolvidos.
O documento apresenta um gabarito de lista de exercícios de Química Orgânica sobre reações de adição eletrofílica a duplas ligações. O professor Sandro Greco fornece respostas detalhadas para 10 questões que envolvem mecanismos de reações, estereoquímica e regioseletividade.
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Este documento apresenta 9 questões e respostas sobre reações de adição nucleofílica em compostos carbonilados. A primeira questão explica porque o ciclopropano existe como hidrato em solução aquosa, enquanto o 2-hidroxietanal não existe como hemiacetal. A segunda questão identifica qual carbonila da tricetona ninidrina é hidratada. A terceira questão explica porque a constante de equilíbrio para a formação da cianoidrina é maior para a ciclopentanona do que para a 2-butanona.
O documento apresenta o gabarito de uma lista de exercícios de Química Orgânica I sobre reações de substituição eletrofílica aromática. O resumo inclui as soluções para nove questões, descrevendo mecanismos de reações como acilação de Friedel-Crafts, nitração, esterificação e ciclização.
O documento apresenta um gabarito de exercícios sobre reações de substituição eletrofílica aromática. Inclui respostas sobre a síntese da proparacaina, reações de Friedel-Crafts e mecanismos de ciclização catalisada por ácidos.
O documento discute as propriedades de compostos orgânicos como a vitamina C e outros. A vitamina C é hidrossolúvel devido aos seus grupos hidrófilos como OH, que facilitam a dissolução em água. Sua estrutura contém dipolos permanentes que interagem com a água através de ligações de hidrogênio, explicando sua solubilidade. O documento também apresenta questões sobre isomeria, vitaminas lipossolúveis e reações químicas.
1) O documento apresenta as soluções de nove questões sobre efeitos estereoeletrônicos e acidez/basicidade de compostos orgânicos.
2) As questões abordam tópicos como efeitos de grupos atratores e doadores de elétrons sobre a acidez de fenóis, estabilização por ressonância do íon do ácido quadrático, efeitos estereoquímicos na acidez e fatores que influenciam a velocidade de ionização de benzoatos alílicos.
3
1. O documento apresenta um resumo sobre diversos conceitos fundamentais de bioquímica, incluindo água, soluções aquosas, tampões, aminoácidos, proteínas, enzimas, vitaminas, carboidratos, lipídeos e metabolismo.
2. Aborda tópicos como estrutura e propriedades da água, concentrações de soluções, tamponamento, estrutura e classificação de aminoácidos, níveis de organização e estabilização de proteínas, propriedades e cinética enzimática,
Este documento apresenta as soluções de uma lista de exercícios de Química Orgânica sobre análise conformacional e estereoquímica. As questões abordam tópicos como formação de epóxidos, conformações mais estáveis, determinação de configuração R/S, cálculo de pureza óptica e relações estereoquímicas entre compostos.
1) O documento apresenta uma lista de exercícios sobre estrutura e reatividade de compostos orgânicos, incluindo questões sobre acidez e basicidade.
2) As questões abordam tópicos como valores de pKa de fenóis, efeitos indutivos, hibridização do nitrogênio em aminas, estabilidade de cicloalquenos, equilíbrio ácido-base em aminoácidos e separação de misturas orgânicas.
3) São propostos exercícios sobre estrutura eletrônica
O documento descreve as principais teorias sobre a natureza de ácidos e bases. Resume as definições de ácidos e bases de acordo com Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. Explica que segundo Arrhenius, ácidos liberam íons hidrônio e bases liberam íons hidróxido em solução aquosa. Brønsted-Lowry definem ácidos como doadores e bases como receptoras de prótons, enquanto Lewis definem ácidos como aceitadores e bases como doadores de pares de elétrons.
O documento discute os conceitos de ácidos e bases, incluindo as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. Também aborda a escala de pH e como mede a concentração de íons hidrogênio em soluções aquosas.
O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo:
1) A teoria de Arrhenius define ácidos e bases como substâncias que dissociam em H+ e OH- em solução aquosa.
2) A teoria de Bronsted-Lowry generaliza a definição para transferência de prótons entre uma substância doadora (ácido) e receptora (base).
3) A água pode agir como ácido ou base devido à sua autoionização em H3O+ e OH-.
O documento discute os conceitos fundamentais de ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. Também aborda tópicos como a força relativa de ácidos, constantes de acidez e basicidade, autoionização da água, escala pH e cálculos envolvendo concentrações iônicas em soluções aquosas.
O documento discute a isomeria geométrica dos ácidos maleico e fumárico. A primeira demonstração experimental da isomeria geométrica envolveu o estudo destes dois ácidos. O ácido fumárico corresponde ao isômero trans enquanto o ácido maléico corresponde ao isômero cis, mas ambos têm polaridades semelhantes.
Este documento apresenta 11 questões sobre efeitos estereoeletrônicos, acidez e basicidade de compostos orgânicos. As questões abordam tópicos como correlação entre estrutura e pKa de fenóis, explicação para observações experimentais de um ácido diprótico, influência de grupos em acidez de compostos, separação de misturas orgânicas por extração ácido-base e efeitos em reações químicas.
A lista de exercícios apresenta 10 questões sobre reações de adição eletrofílica a duplas ligações C=C em compostos orgânicos. As questões abordam tópicos como mecanismos de reação, estereoquímica, seletividade e explicações baseadas em efeitos estereoeletrônicos.
1) A lista de exercícios trata de assuntos de química orgânica como análise conformacional, estereoquímica e isomeria.
2) São apresentadas 12 questões sobre reações orgânicas, estabilidade conformacional, configuração absoluta e relativa de compostos quirais.
3) Os exercícios abordam propriedades de moléculas como epóxidos, açúcares, conformações, pureza óptica e origem de tensões em anéis de três membros.
O documento apresenta um programa de recuperação em Química Orgânica para alunos do 3o ano do Ensino Médio. O programa inclui tópicos como representação de moléculas orgânicas, grupos funcionais, isomeria, e reações orgânicas. Exercícios relacionados aos tópicos são fornecidos para os alunos resolvam.
O documento apresenta as respostas de um gabarito de exercícios sobre reações de adição nucleofílica em compostos carbonilados. A primeira questão explica porque o ciclopropano existe como hidrato em solução aquosa ao contrário do 2-hidroxietanal. A segunda questão identifica qual das três cetonas da tricetona existe como mono-hidrato e justifica a resposta. A terceira questão explica porque a constante de equilíbrio para a formação da cianoidrina é maior para a ciclopentanona do que para a 2-but
1) O documento explica as teorias de Bronsted-Lowry, Lewis e Arrhenius sobre ácidos e bases, definindo-os como doadores e receptores de prótons, pares de elétrons e íons H+ e OH-, respectivamente.
2) Também classifica ácidos e bases de acordo com sua estrutura química, grau de ionização e solubilidade.
3) Exemplos como a dissociação do HCl em H3O+ e Cl- ilustram como ácidos doam prótons formando íons hidrônios e
O documento apresenta as respostas de um gabarito de exercícios sobre química orgânica. Os exercícios abordam tópicos como efeitos estereoeletrônicos, estrutura e reatividade de compostos, estabilidade de isômeros e fatores que influenciam a acidez de compostos. As respostas explicam os conceitos químicos envolvidos por meio de representações estruturais e mecanismos de reação.
1) O documento apresenta uma avaliação da primeira unidade de química para a 3a série do ensino médio, com 15 questões objetivas sobre o assunto.
2) As questões abordam tópicos como tipos de reações químicas, nomenclatura de compostos orgânicos, propriedades de soluções e concentrações molares.
3) A correção das questões é feita através de gabaritos que explicam a resposta certa e a fundamentação química para ela.
1) O documento discute as definições de ácidos e bases de acordo com as teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry.
2) Segundo Arrhenius, ácidos aumentam a concentração de H+ e bases aumentam a concentração de OH- em solução aquosa.
3) Brønsted-Lowry define ácidos como substâncias que doam prótons e bases como substâncias que aceitam prótons em reações de transferência de prótons.
O documento descreve as principais funções orgânicas, incluindo álcoois, fenóis, enóis, cetonas, ácidos carboxílicos, éteres, ésteres, aminas e derivados halogenados. Ele fornece definições, fórmulas gerais, classificações e nomenclaturas destas funções.
força de um ácido depende do solvente e um ácido que é forte em água pode ser fraco em outro solvente e vice-versa A força da base também irá depender do solvente.
Para saber a força de um ácido, se utiliza uma escala de pH, que é calculado a partir da concentração de íons hidrônios, H3O+: pH = -log [H3O+]. O pH de uma solução básica é maior do que 7, o pH da água pura é 7 e o pH de uma solução ácida é menor do que 7.
Uma consequência das definições de Bronsted de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base. Por exemplo a água, que na reação com um ácido se comporta como uma base (HCl) e em uma reação com uma base, se comporta como um ácido (NH3). A água, então, é anfiprótica, pode agir como doadora e como aceitadora de prótons. Por ser anfiprótica, ocorre transferência de prótons enre moléculas de água até mesmo em água pura, com uma molécula agindo como doador de prótoOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geralOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral
Este documento introduz os conceitos de ácidos e bases, abordando:
1) O desenvolvimento do assunto iniciado no capítulo anterior sobre soluções eletrolíticas;
2) Os princípios da termodinâmica e equilíbrio químico relacionados ao tema;
3) Conceitos como ligação de hidrogênio, polaridade e força de ligações.
O documento discute as propriedades de compostos orgânicos como a vitamina C e outros. A vitamina C é hidrossolúvel devido aos seus grupos hidrófilos como OH, que facilitam a dissolução em água. Sua estrutura contém dipolos permanentes que interagem com a água através de ligações de hidrogênio, explicando sua solubilidade. O documento também apresenta questões sobre isomeria, vitaminas lipossolúveis e reações químicas.
1) O documento apresenta as soluções de nove questões sobre efeitos estereoeletrônicos e acidez/basicidade de compostos orgânicos.
2) As questões abordam tópicos como efeitos de grupos atratores e doadores de elétrons sobre a acidez de fenóis, estabilização por ressonância do íon do ácido quadrático, efeitos estereoquímicos na acidez e fatores que influenciam a velocidade de ionização de benzoatos alílicos.
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1. O documento apresenta um resumo sobre diversos conceitos fundamentais de bioquímica, incluindo água, soluções aquosas, tampões, aminoácidos, proteínas, enzimas, vitaminas, carboidratos, lipídeos e metabolismo.
2. Aborda tópicos como estrutura e propriedades da água, concentrações de soluções, tamponamento, estrutura e classificação de aminoácidos, níveis de organização e estabilização de proteínas, propriedades e cinética enzimática,
Este documento apresenta as soluções de uma lista de exercícios de Química Orgânica sobre análise conformacional e estereoquímica. As questões abordam tópicos como formação de epóxidos, conformações mais estáveis, determinação de configuração R/S, cálculo de pureza óptica e relações estereoquímicas entre compostos.
1) O documento apresenta uma lista de exercícios sobre estrutura e reatividade de compostos orgânicos, incluindo questões sobre acidez e basicidade.
2) As questões abordam tópicos como valores de pKa de fenóis, efeitos indutivos, hibridização do nitrogênio em aminas, estabilidade de cicloalquenos, equilíbrio ácido-base em aminoácidos e separação de misturas orgânicas.
3) São propostos exercícios sobre estrutura eletrônica
O documento descreve as principais teorias sobre a natureza de ácidos e bases. Resume as definições de ácidos e bases de acordo com Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. Explica que segundo Arrhenius, ácidos liberam íons hidrônio e bases liberam íons hidróxido em solução aquosa. Brønsted-Lowry definem ácidos como doadores e bases como receptoras de prótons, enquanto Lewis definem ácidos como aceitadores e bases como doadores de pares de elétrons.
O documento discute os conceitos de ácidos e bases, incluindo as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. Também aborda a escala de pH e como mede a concentração de íons hidrogênio em soluções aquosas.
O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo:
1) A teoria de Arrhenius define ácidos e bases como substâncias que dissociam em H+ e OH- em solução aquosa.
2) A teoria de Bronsted-Lowry generaliza a definição para transferência de prótons entre uma substância doadora (ácido) e receptora (base).
3) A água pode agir como ácido ou base devido à sua autoionização em H3O+ e OH-.
O documento discute os conceitos fundamentais de ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. Também aborda tópicos como a força relativa de ácidos, constantes de acidez e basicidade, autoionização da água, escala pH e cálculos envolvendo concentrações iônicas em soluções aquosas.
O documento discute a isomeria geométrica dos ácidos maleico e fumárico. A primeira demonstração experimental da isomeria geométrica envolveu o estudo destes dois ácidos. O ácido fumárico corresponde ao isômero trans enquanto o ácido maléico corresponde ao isômero cis, mas ambos têm polaridades semelhantes.
Este documento apresenta 11 questões sobre efeitos estereoeletrônicos, acidez e basicidade de compostos orgânicos. As questões abordam tópicos como correlação entre estrutura e pKa de fenóis, explicação para observações experimentais de um ácido diprótico, influência de grupos em acidez de compostos, separação de misturas orgânicas por extração ácido-base e efeitos em reações químicas.
A lista de exercícios apresenta 10 questões sobre reações de adição eletrofílica a duplas ligações C=C em compostos orgânicos. As questões abordam tópicos como mecanismos de reação, estereoquímica, seletividade e explicações baseadas em efeitos estereoeletrônicos.
1) A lista de exercícios trata de assuntos de química orgânica como análise conformacional, estereoquímica e isomeria.
2) São apresentadas 12 questões sobre reações orgânicas, estabilidade conformacional, configuração absoluta e relativa de compostos quirais.
3) Os exercícios abordam propriedades de moléculas como epóxidos, açúcares, conformações, pureza óptica e origem de tensões em anéis de três membros.
O documento apresenta um programa de recuperação em Química Orgânica para alunos do 3o ano do Ensino Médio. O programa inclui tópicos como representação de moléculas orgânicas, grupos funcionais, isomeria, e reações orgânicas. Exercícios relacionados aos tópicos são fornecidos para os alunos resolvam.
O documento apresenta as respostas de um gabarito de exercícios sobre reações de adição nucleofílica em compostos carbonilados. A primeira questão explica porque o ciclopropano existe como hidrato em solução aquosa ao contrário do 2-hidroxietanal. A segunda questão identifica qual das três cetonas da tricetona existe como mono-hidrato e justifica a resposta. A terceira questão explica porque a constante de equilíbrio para a formação da cianoidrina é maior para a ciclopentanona do que para a 2-but
1) O documento explica as teorias de Bronsted-Lowry, Lewis e Arrhenius sobre ácidos e bases, definindo-os como doadores e receptores de prótons, pares de elétrons e íons H+ e OH-, respectivamente.
2) Também classifica ácidos e bases de acordo com sua estrutura química, grau de ionização e solubilidade.
3) Exemplos como a dissociação do HCl em H3O+ e Cl- ilustram como ácidos doam prótons formando íons hidrônios e
O documento apresenta as respostas de um gabarito de exercícios sobre química orgânica. Os exercícios abordam tópicos como efeitos estereoeletrônicos, estrutura e reatividade de compostos, estabilidade de isômeros e fatores que influenciam a acidez de compostos. As respostas explicam os conceitos químicos envolvidos por meio de representações estruturais e mecanismos de reação.
1) O documento apresenta uma avaliação da primeira unidade de química para a 3a série do ensino médio, com 15 questões objetivas sobre o assunto.
2) As questões abordam tópicos como tipos de reações químicas, nomenclatura de compostos orgânicos, propriedades de soluções e concentrações molares.
3) A correção das questões é feita através de gabaritos que explicam a resposta certa e a fundamentação química para ela.
1) O documento discute as definições de ácidos e bases de acordo com as teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry.
2) Segundo Arrhenius, ácidos aumentam a concentração de H+ e bases aumentam a concentração de OH- em solução aquosa.
3) Brønsted-Lowry define ácidos como substâncias que doam prótons e bases como substâncias que aceitam prótons em reações de transferência de prótons.
O documento descreve as principais funções orgânicas, incluindo álcoois, fenóis, enóis, cetonas, ácidos carboxílicos, éteres, ésteres, aminas e derivados halogenados. Ele fornece definições, fórmulas gerais, classificações e nomenclaturas destas funções.
força de um ácido depende do solvente e um ácido que é forte em água pode ser fraco em outro solvente e vice-versa A força da base também irá depender do solvente.
Para saber a força de um ácido, se utiliza uma escala de pH, que é calculado a partir da concentração de íons hidrônios, H3O+: pH = -log [H3O+]. O pH de uma solução básica é maior do que 7, o pH da água pura é 7 e o pH de uma solução ácida é menor do que 7.
Uma consequência das definições de Bronsted de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base. Por exemplo a água, que na reação com um ácido se comporta como uma base (HCl) e em uma reação com uma base, se comporta como um ácido (NH3). A água, então, é anfiprótica, pode agir como doadora e como aceitadora de prótons. Por ser anfiprótica, ocorre transferência de prótons enre moléculas de água até mesmo em água pura, com uma molécula agindo como doador de prótoOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geralOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral
Este documento introduz os conceitos de ácidos e bases, abordando:
1) O desenvolvimento do assunto iniciado no capítulo anterior sobre soluções eletrolíticas;
2) Os princípios da termodinâmica e equilíbrio químico relacionados ao tema;
3) Conceitos como ligação de hidrogênio, polaridade e força de ligações.
1) O documento introduz conceitos sobre ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e a classificação de ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
2) São descritas as principais diferenças entre ácidos hidrácidos e oxiácidos, assim como suas nomenclaturas e fórmulas estruturais.
3) Exemplos ilustram como o grau de ionização determina a força relativa de diferentes ácidos.
Este documento discute as propriedades de bases e ácidos. Ele define bases como substâncias que formam íons hidróxido em água e ácidos como substâncias que formam íons hidrônio em água. O documento também explica que bases fortes dissociam completamente em solução aquosa enquanto bases fracas dissociam parcialmente, e o mesmo para ácidos fortes e fracos. Finalmente, discute como medir a acidez e basicidade usando a escala pH.
O documento descreve as propriedades e classificação dos álcoois e fenóis. Álcoois contêm o grupo funcional hidroxi ligado a um carbono hibridizado sp3 e são classificados como primário, secundário ou terciário. Fenóis contêm o grupo hidroxi ligado a um anel de benzeno. Ambos os compostos apresentam reatividade devido à polarização da ligação carbono-oxigênio.
O documento descreve as propriedades funcionais das substâncias químicas e como elas podem ser agrupadas em funções inorgânicas principais como ácidos, bases, sais e óxidos. Também explica os conceitos de ionização e dissociação iônica por meio das experiências de Svante Arrhenius e como isso está relacionado à condução elétrica em soluções.
O documento discute ácidos e bases, incluindo suas propriedades, definições e aplicações. Especificamente, cobre como ácidos e bases são substâncias importantes no laboratório e vida cotidiana, e como sua concentração deve ser controlada em organismos vivos e meio ambiente.
O documento descreve a evolução histórica da compreensão dos conceitos de ácido e base, desde a antiguidade até teorias modernas. Inicialmente, ácidos eram considerados substâncias "azedas" e bases substâncias alcalinas, mas conceitos foram sendo aperfeiçoados. A teoria de Arrhenius definiu ácidos como produtores de íons hidrogênio e bases de íons hidróxido, mas tinha limitações. A teoria de Brønsted-Lowry definiu ácidos e bases em termos de doação e
1) O documento discute conceitos de ácidos e bases segundo a teoria de Arrhenius.
2) Arrhenius definiu ácidos como compostos que liberam íons hidrogênio quando dissolvidos em água e bases como compostos que liberam íons hidroxila.
3) Exemplos de ácidos e bases são apresentados para ilustrar a teoria de Arrhenius.
O documento discute conceitos fundamentais de ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e Brønsted-Lowry, propriedades como pH, exemplos de ácidos e bases inorgânicos comuns e suas propriedades e usos, e a titulação ácido-base.
O documento discute os conceitos de química inorgânica, incluindo ácidos, bases e sais. Ácidos são substâncias que liberam íons H+ em solução aquosa, enquanto bases liberam íons OH-. Existem vários tipos de ácidos e bases classificados de acordo com suas propriedades.
1. O documento discute as funções químicas, começando com uma introdução sobre ácidos, bases, sais e óxidos.
2. É apresentada a classificação de ácidos de acordo com sua volatilidade, presença ou não de oxigênio, número de hidrogênios ionizáveis e grau de ionização.
3. São descritas as tabelas de cátions e ânions e como utilizá-las para nomear e formular ácidos.
1) O documento apresenta os objetivos e pré-requisitos de uma aula sobre equilíbrio ácido-base. 2) Os tópicos a serem abordados incluem teorias ácido-base, auto-ionização da água, escala de pH, força de ácidos e bases. 3) O documento fornece detalhes sobre o conteúdo da aula para que os alunos entendam esses conceitos fundamentais.
1) O documento discute as principais funções inorgânicas como ácido, base, sal e óxido. 2) Ele explica a diferença entre ionização e dissociação e como isso se aplica a compostos moleculares e iônicos. 3) Também aborda a classificação e propriedades de ácidos e bases de acordo com sua estrutura química e grau de ionização.
O documento descreve a evolução histórica da definição de ácidos e bases, desde os conceitos iniciais baseados em propriedades sensoriais até às teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry. A teoria de Arrhenius definia ácidos e bases com base na dissociação iónica em solução aquosa, enquanto Brønsted-Lowry propuseram que ácidos são espécies dadoras de prótons e bases são espécies receptoras de prótons.
O documento descreve as principais funções inorgânicas, incluindo ácidos, bases e sais. Explica a ionização e dissociação e como isso diferencia ácidos de bases. Detalha a classificação de ácidos e bases de acordo com suas propriedades, como número de hidrogênios ionizáveis, presença de oxigênio, número de elementos químicos e grau de ionização.
O documento descreve as principais funções inorgânicas, incluindo ácidos, bases e sais. Explica a ionização e dissociação e como isso difere entre compostos moleculares e iônicos. Também classifica e descreve as propriedades dos ácidos e bases, como sua força, solubilidade e nomenclatura.
O documento discute os conceitos fundamentais de equilíbrio ácido-base, incluindo:
1) A importância do íon hidrogênio e do pH no corpo;
2) A definição de ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius e Brönsted-Lowry;
3) Os sistemas tampão mais importantes no corpo, especialmente o sistema ácido carbônico-bicarbonato.
O documento fornece instruções sobre leitura, escrita e operações com números decimais. Explica como ler e escrever números decimais, transformar frações em decimais e vice-versa, e como realizar operações como adição, subtração e multiplicação com números decimais.
Este documento apresenta as aulas 18 a 36 de Álgebra II, Volume 2. A Aula 18 introduz o conceito de transformação linear e apresenta exemplos de transformações matriciais. As Aulas 19 a 25 discutem propriedades, núcleo, imagem e representações matriciais de transformações lineares. As Aulas 26 a 34 abordam transformações lineares especiais, operações lineares inversíveis, mudança de base, autovetores e autovalores de matrizes. Por fim, as Aulas 35 e 36 tratam de matrizes ortogonais e suas propri
Este documento apresenta as funções reais de várias variáveis. Introduz o conceito de funções de duas ou mais variáveis, onde o resultado depende de mais de uma variável independente. Fornece exemplos de funções de duas variáveis e discute a representação geométrica de seus gráficos em três dimensões. Também aborda o conceito de domínio para funções de várias variáveis.
§1. Vetores, matrizes e sistemas lineares
Aula 1: Matrizes
1) Uma matriz é definida como uma tabela de números dispostos em linhas e colunas;
2) Matrizes especiais incluem matrizes linha, coluna e quadradas;
3) A igualdade entre matrizes ocorre quando possuem as mesmas dimensões e elementos iguais.
O documento discute as funções reais de variável real. A seção 1 apresenta os conceitos fundamentais das funções, incluindo princípios para construir uma função e exemplos de situações do cotidiano que podem ser modeladas por funções. A seção também aborda domínios e operações com funções.
Este documento apresenta um resumo sobre cálculo estequiométrico. Ele introduz o assunto e explica que o objetivo é determinar as quantidades de substâncias envolvidas em uma reação química. Também descreve brevemente as leis ponderais de Lavoisier, Dalton, Proust e suas contribuições para o desenvolvimento da estequiometria.
O documento descreve as primeiras tentativas de classificação dos elementos químicos, incluindo as tríades de Döbereiner, a lei das oitavas de Newlands e a tabela periódica de Mendeleev. Explica como a tabela periódica atual é organizada com base no número atômico de cada elemento, resolvendo inconsistências das classificações anteriores.
O documento descreve conceitos básicos de física sobre grandezas escalares e vetoriais. Resume que grandezas escalares são completamente determinadas por seu valor numérico e unidade, enquanto grandezas vetoriais também requerem orientação de direção. Explica operações matemáticas com cada tipo de grandeza e apresenta exemplos de adição e subtração de vetores.
Este documento apresenta os conceitos básicos de cinemática escalar, incluindo: (1) a definição de ponto material e corpo extenso, (2) os conceitos de trajetória, posição, deslocamento e velocidade escalar média, e (3) a distinção entre movimento e repouso.
1. A matéria é constituída de átomos, que são as menores partículas que identificam um elemento químico.
2. Os átomos são formados por um núcleo central com prótons e nêutrons, rodeado por elétrons. O número de prótons define o elemento químico.
3. As substâncias podem ser puras, formadas por um único tipo de átomo, ou misturas de vários tipos de átomos ou substâncias.
1) A física estuda as propriedades e fenômenos naturais de forma qualitativa e quantitativa, associando números a grandezas físicas como comprimento, massa e tempo.
2) As principais unidades de medida no Sistema Internacional são o metro para comprimento, o quilograma para massa e o segundo para tempo.
3) O documento fornece exemplos de conversão entre unidades de medida e apresenta conceitos básicos de grandezas físicas fundamentais.
Este documento discute conceitos de física sobre movimento retilíneo uniforme (MRU) e movimento retilíneo uniformemente variado (MRUV). Ele fornece as equações para calcular posição, velocidade e aceleração nesses tipos de movimento e apresenta exemplos numéricos de problemas resolvidos.
1. O documento apresenta um resumo sobre o conceito de movimento em física, abordando tópicos como movimento uniforme, movimento com velocidade variável, queda livre e resolução de problemas.
2. Inclui definições de termos como referencial, trajetória, posição escalar, velocidade escalar média, aceleração e funções que descrevem esses grandezas no tempo.
3. Apresenta as equações que relacionam grandezas como deslocamento, velocidade e aceleração nos movimentos unifor
O documento discute o conceito e cálculo de diferentes tipos de fórmulas químicas, incluindo fórmula percentual, fórmula mínima e fórmula molecular. Exemplos são fornecidos para ilustrar como determinar cada tipo de fórmula a partir da composição química ou massa molecular de um composto. Alguns exercícios resolvidos também são apresentados para reforçar os métodos de cálculo.
O documento discute associações de resistores em série e paralelo. Apresenta como calcular a resistência equivalente, tensão e corrente em circuitos com resistores associados em série e paralelo. Também introduz a Lei de Kirchhoff para tensões e explica como aplicá-la para determinar tensões desconhecidas em circuitos.
Este documento descreve as leis ponderais e fórmulas químicas, incluindo exemplos de cálculos estequiométricos. Resume as principais leis ponderais como a lei de conservação de massa de Lavoisier e a lei das proporções fixas de Proust. Também fornece exemplos de cálculos envolvendo fórmulas químicas e reações químicas.
Este documento trata de conceitos geométricos relacionados à esfera. Ele define superfície esférica, área da superfície esférica, volume da esfera, plano secante a uma esfera, área do fuso esférico e volume da cunha esférica. O documento também apresenta exemplos numéricos de cálculo destas grandezas.
I) O documento apresenta conceitos matemáticos sobre funções, relações binárias, produto cartesiano e função quadrática.
II) São definidos pares ordenados, produto cartesiano, relação binária, função, função polinomial do 1o e 2o grau, vértice da parábola, valor máximo e mínimo da imagem e função modular.
III) Exemplos ilustram os conceitos apresentados.
Este documento apresenta os conceitos fundamentais de cilindro e cone. Descreve as definições, elementos, áreas e volumes destes sólidos geométricos. Explica que um cilindro é formado por segmentos paralelos entre dois planos, enquanto um cone é formado por segmentos com extremos em um plano e em um ponto. Apresenta também exercícios resolvidos relacionados a estes tópicos.
O documento apresenta os principais conceitos de geometria espacial relacionados a poliedros. Em especial, define poliedros, seus elementos, classifica poliedros de acordo com o número de faces, apresenta os poliedros de Platão e discute prisma, focando em suas partes, áreas e volume.
1. 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
2. Universidade Federal do Pará 3
Faculdade de Química
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.
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3. Universidade Federal do Pará 4
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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
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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.
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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
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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
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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.
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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.
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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:
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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.
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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
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12. Universidade Federal do Pará 13
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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.
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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
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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:
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15. Universidade Federal do Pará 16
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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
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16. Universidade Federal do Pará 17
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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
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17. Universidade Federal do Pará 18
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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
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18. Universidade Federal do Pará 19
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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
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19. Universidade Federal do Pará 20
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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
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20. Universidade Federal do Pará 21
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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
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21. Universidade Federal do Pará 22
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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
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22. Universidade Federal do Pará 23
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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
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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.
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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
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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
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-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.
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-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.
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-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)
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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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