Ácidos - quimica da mara
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FUNÇÕES INORGÂNICAS
Svante August Arrhenius nasceu no ano de 1859,
na Suécia. Em 1876, ingressou na
Universidade de Uppsala.
Esse químico ficou mais famoso por sua Teoria da Dissociação Iônica. Na realidade, esse foi o
tema da sua tese de doutorado, defendida em
1884.
Arrhenius utilizou um equipamento parecido com o mostrado ao lado. Nele,
temos uma bateria, em que de um de seus polos sai
um eletrodo (fio de cobre) conectado a uma lâmpada
e o outro fio fica com a extremidade solta. Ele
colocava as duas extremidades dos
eletrodos em contato com diferentes tipos de
soluções e observava se havia passagem de
corrente elétrica, o que era evidenciado quando a
lâmpada acendia.
Arrhenius percebeu, por exemplo, que quando ele colocava OS ELETRODOS SECOS NO SAL, A LÂMPADA NÃO ACENDIA, isso também ocorria quando ele os colocava na água pura. Porém, quando ele misturava os dois, DISSOLVENDO O SAL NA ÁGUA, A LÂMPADA ACENDIA, ou seja, a solução formada conduzia corrente elétrica.
Arrhenius testou várias soluções e percebeu que quando
ele colocava COMPOSTOS IÔNICOS, como o sal de
cozinha e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH),
HAVIA CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA. Por isso,
ele concluiu que a PASSAGEM DE CORRENTE ELÉTRICA
SE DAVA PORQUE EXISTIAM ÍONS LIVRES NA
SOLUÇÃO, ou seja, os compostos iônicos sofriam
DISSOCIAÇÃO IÔNICA, seus íons eram separados e, por
possuírem carga elétrica, conduziam a eletricidade.
Quando ele testou alguns COMPOSTOS
MOLECULARES, como o gás clorídrico (HCl), percebeu
que também geravam SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS que
conduziam corrente elétrica. Esse fato se dava porque
havia uma IONIZAÇÃO* das moléculas do HCl, pois elas
reagiam com as moléculas de água, FORMANDO ÍONS
NEGATIVOS E POSITIVOS:
Assim, nos casos em que há íons livres, temos uma
SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE
ELÉTRICAELÉTRICA..
Já no caso do AÇÚCAR e de outros compostos
moleculares, que mesmo sendo dissolvidos em água
não conduzem eletricidade, isso ocorre porque NÃO HÁ NÃO HÁ
LIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIOLIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIO, gerando , gerando UMA UMA
SOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICASOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICA.. As moléculas de
açúcar costumam estar agrupadas em retículos
cristalinos, mas quando colocadas em água, essas
moléculas se separam, por isso, temos a impressão de
que elas “sumiram”, mas, na verdade, AS MOLÉCULAS DE C12H22O11 AINDA CONTINUAM ALI E NÃO GERAM
ÍONS.
Funções Funções InorgânicasInorgânicas
Função química corresponde a um conjunto
de substâncias que apresentam propriedades
químicas semelhantes.
As substâncias inorgânicas podem ser
classificadas em quatro funções:ÁcidosBases Sais Óxidos
Assim, numa reação química, todos os ácidos,
por exemplo, terão comportamento semelhante.
Funções químicas
Ácidos
Características gerais dos ácidos
Apresentam sabor azedo e picante;
Desidratam a matéria orgânica;
Condutores de corrente quando dissolvidos em água
(Soluções eletrolíticas)
Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam bases formando sal e água;
Ácidos Ácidos de Arrhenius (1884): são
substâncias compostas que em solução
aquosa liberam como único e exclusivo
cátion o Hidroxônio (H+ ou H3O+ ).
Ionização de um Ácido
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
H2SO4 + 2H2O → 2 H3O+ + SO42-
H3PO4 + 3H2O → 3 H3O+ + PO43-
PODER HIDROGENOIÔNICO
(pH) E INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS
Friendrich Kohrausch (1840-1910)
A auto-ionização da água pura produz concentração
muito baixa de íons H3O+(H+) e OH-
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H+] = [OH-]
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H+] > [OH-]
[H+] > 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H+] < [OH-]
[H+] < 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
Equilíbrio Ácido-Base
As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são frequentemente muito pequenas: trabalha–se com soluções diluídas.
Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua
concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
ÁGUA NEUTRA: [H+] = [OH-]
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7) = 7
ESCALA DE pH
ESCALA DE pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinhotomate
café preto
leitesalivachuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do marsangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
MA
IS Á
CID
OM
AIS
BÁ
SIC
O
Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de
pH = indicadores ácido–base = ácidos/bases fracos.
MEDIDA DE pH
Fenolftaleína
Amarelo de alizarina R
Meti l v ioleta
Azul de Timol
Alaranjado de meti laVermelho de meti la
Azul de bromotimol
amarelo
amarelo amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
violeta
vermelho
vermelho
vermelho
vermelho
azul
azul
incolor rosa
pH - Faixa de viragem do indicador
FENOLFTALEÍNA
Meio ácido: incolor
Meio básico: rosa
MEDIDA DE pH COM PRECISÃO
Método mais preciso de se medir o pH = peagâmetro; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado.
Outros conceitos de Ácidos...
Ácidos de Bronsted e Lowry (1923): são espécies químicas que geram prótons ( H+) em uma reação válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.) .
Ácidos Lewis (1923): são espécies químicas que recebem um par eletrônico em uma reação.
Classificação dos Ácidos
1. Quanto a presença ou ausência de OxigênioHidrácidos ou não OxigenadosHidrácidos ou não OxigenadosEx: HCl, H2S, HBr, HCN
Oxiácidos ou OxigenadosOxiácidos ou OxigenadosEx: H2SO4, H3PO4, HClO4
2. Quanto a presença ou ausência de Carboxila
(-COOH)
Inorgânicos Inorgânicos (H2CO3****, H2CO2, HCN)
Orgânicos Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)
Classificação dos Ácidos3. Quanto ao número de elementos Químicos:
Binário (HCl, HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quaternário (H4[Fe(CN)6])4. Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis (H+) que estão ligados ao elemento menos eletronegativo:
Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos (H4P2O7)
Nomenclatura Oficial:1. Hidrácidos1. HidrácidosSeguem a seguinte regra:
Ácidos + ídrico Radical do Elemento
2. Oxiácidos2. OxiácidosSeguem a seguinte regra:
ico (+ oxigênio)
Ácido __________________ + Radical do Elemento oso (- oxigênio)
Central
Exemplo:
H2S Ácido sulfídrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H2SO4 Ácido sulfúrico
*Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.
Clube dos 6:
-H2SO4
-HNO3
-H3PO4
-H2CO3 *****
-H3BO3
-HClO3
Ácido Per.....ico
Ácido ..........ico
Ácido .........oso
Ácido Hipo...oso
Menos
Oxigênios
Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso
HClO4 – ác. Perclórico
H2SO3 – ác. Sulfuroso
Nomenclatura Oxiácidos:
- 1O
+ 1O
- 2O
O número de oxidação (Nox) de compostos iônicos é a sua
própria carga, já no caso dos moleculares é uma carga teórica
que o elemento adquire ao romper sua ligação covalente.
Nomenclatura Oxiácidos:
Família Nox do Elemento Central do Oxiácido
Terminação
4A +2 _______OSO
+4 _______ICO
5A +1 ou +2 HIPO _____OSO
+3 _______OSO
+5 _______ICO
6A
+1 ou +2 HIPO _____OSO
+4 _______OSO
+6 _______ICO
7A
+1 HIPO _____OSO
+3 _______OSO
+5 _______ICO
+7 PER _____ICO
HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS (cuidado com oxiácidos)
Os hidrogênios que fornecem H+/H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis.
SÃO AQUELES QUE SE LIGAM AO ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO NA MOLÉCULA DO ÁCIDO.
Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:
H3PO3 + 2H2O → 2H3O+ + HPO32- → apenas 2H+
H3PO2 + H2O → H3O+ + H2PO21- → apenas 1H+
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS
-DE ACORDO COM O NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS
MONOÁCIDO
MONOÁCIDO
DIÁCIDO
TRIÁCIDO
CARGA DO ÂNION RESULTANTE
H3O+
3H3O+
2H3O+
H3O+
H2O
2H2O
H2O
3H2O
ÁCIDO FOSFOROSO – H3PO3 – É UM DIÁCIDO
ÁCIDO HIPOFOSFOROSO – H3PO2 É UM MONOÁCIDO
HO
MONOÁCIDOS
ÁCIDO BROMÍDRICO
ÁCIDO CIANÍDRICO
ÁCIDO NÍTRICO
ÁCIDO HIPOFOSFOROSO
ÁCIDO CARBÔNICO
ÁCIDO SULFÚRICO
ÁCIDO CRÔMICO
ÁCIDO SULFÍDRICO
DIÁCIDOS
TRIÁCIDOS
ÁCIDO FOSFÓRICO
ÁCIDO ARSÊNICO
TETRÁCIDOS
ÁCIDO PIROFOSFÓRICO
ÁCIDO SILÍCICO
Prefixos Orto, Meta e Piro
O prefixo ORTO é usado para o Ácido Fundamental; o prefixo META é usado quando do Ácido orto retira-se 1H2O; o PIRO é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas Moléculas do orto.
H3PO4 Ácido fosfórico
HPO3 Ácido fosfórico
H4P2O7 Ácido fosfóricoou Difosfórico
- 1 H2O
(Orto)
Meta
- 1 H2O
2x
Piro
Há alguns ácidos provenientes da desidratação (perda de água) de outros ácidos.
Ácido Metafosfórico
Ácido Ortofosfórico
Ácido Pirofosfórico
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS; PARA DI, TRI E TETRÁCIDOS
**
+
+
+
**
**
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS
FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE OXIÁCIDOS
REGRA EXPERIMENTAL PARA ESCREVER OS ÁCIDOS OXIGENADOS:
1.Escrever o símbolo do elemento que está no
centro da formula molecular
2.Colocar um oxigênio entre cada hidrogênio
ionizável e o elemento central
3.Ligar os oxigênios restantes, se houver, ao
elemento central
4.Se houver hidrogênio não ionizável ele deve ser
ligado ao elemento central
EX: H2SO4
Força de um Ácido -Quanto ao Grau de Ionização (α)
1.1. Hidrácidos:Hidrácidos:Fortes: HCl, HBr, HIModerado: HF*Os demais são fracos!!!
2. Oxiácidos:Oxiácidos: HxEOy0 - Fraco Ex.: HClO
1 - Moderado Ex.: H3PO4
2 ou 3 - Forte Ex.: H2SO4
HClO4
y-x
A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Os ácidos são divididos entre fortes e fracos.
Quanto ao Grau de Ionização (α)
Ácidos fracos: 0< α < 5%
Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50%
Ácidos fortes : 50% < α < 100%
Nº de Moléculas ionizadasα =
Nº Inicial de Moléculas
Ácido fraco: HClO, HH22COCO33
Ácido moderado: H3PO4
Ácido forte : H2SO4
HClO4
Ácidos importantes:
1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
É um líquido incolor e oleoso de é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico.
Pode ser obtido a partir das seguintes reações:
S + O2 → SO2
SO2 + ½O2 → SO3
SO3 + H2O → H2SO4
*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.
2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)
- Apresenta forte odor, além de ser sufocante. - É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. - É encontrado no suco gástrico humano.
*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem.
Ácidos importantes:
3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele.
É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos:
*As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica.
Ácidos importantes:
+ 3HNO3 →
CH3
-NO2
CH3
NO2-
NO2
+ 3H2O
TriNitroTolueno (TNT)
4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)
- É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado.-É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. - Seus fosfatos são usados como adubo.
*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”:(N) Nitrogênio: Sintetiza a clorofila e estimula o crescimento de folhas e brotos.(P) Fósforo: Ajuda a produzir raízes saudáveis e estimula o surgimento dos botões de flores. (K) Potássio: Produz folhas saudáveis e estimula a produção de flores e frutos.
Ácidos importantes: