FUNÇÕES INORGÂNICAS

As substâncias são agrupadas de acordo

com as suas propriedades.

ÁCIDO

BASE

SAL

ÓXIDO

ÁCIDOS e BASES de ARRHENIUS

• Acidos são substâncias que em solução

aquosa liberam H+.

Ex. HCl + H2O → H3O+ + Cl-

HNO3 → H+ + NO3-

HClO4 → H+ + ClO4-

H2O

H2O

• Bases são substâncias que em solução

aquosa liberam íon hidróxido (OH-).

Ex. NaOH + H2O → Na+(aq) + OH-

(aq)

Ba(OH)2 + H2O → Ba2+(aq) + 2OH-

(aq)

• Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] em solução.

• Problema: a definição é limitada à solução aquosa.

O íon H+ em água

• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem

elétrons. (O H tem um próton, um elétron e

nenhum nêutron.)

• Em água, o H+(aq) forma aglomerados.

• O aglomerado mais simples é o H3O+(aq),

chamado de íon hidrônio.

• Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de

maneira intercambiável.

• Ácido é toda espécie que doa prótons(H+).

• Base é toda espécie que aceita prótons(H+).

ÁCIDOS e BASES de BRØNSTED-

LOWRY

HCl(aq) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+

(aq)

ácido base base ácido

conjugada conjugado

NH3(g) + H2O(l) → NH4+

(aq) + OH-(aq)

base ácido ácido base

conjugado conjugada

A água pode se comportar tanto como ácido

quanto como base: substância ANFÓTERA.

Ácido Base

conjugada

Base Ácido

conjugado

HClO4 ClO4- CN- HCN

H2S HS- SO42- HSO4

-

PH4+ PH3 H2O H3O

+

HCO3- CO3

2- HCO3- H2CO3

• Ácido: receptor de par de elétrons.

Ex. BF3, BCl, Fe3+, Fe2+, Al3+

• Base: doador de par de elétrons.

Ex. H2O, NH3, Cl-, CO, CN-

ÁCIDOS e BASES de LEWIS

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

H+ +

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

HCl Cl H F

H O

H

H N H

HCH

H

H

H

H+ +

H+ +

Ácido Base

-

-

PRINCIPAIS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES

Ácido Fluorídrico – HF

Usado para fazer gravações em

cristais e vidros.

Ácido clorídrico – HCl

Ácido muriático, usado

principalmente na limpeza.

Suco gástrico: HCl

Ácido sulfídrico – H2S

Substância de odor

desagradável, indica

putrefação.

Ácido Cianídrico – HCN

Gás venenoso .

Presente nas folhas da

mandioca .

Principal componente do

vinagre, que é uma solução

aquosa que contém de 3 a 7%

desse ácido.

Ácido acético – H3CCOOH

Ácido Sulfúrico – H2SO4

É o ácido mais importante

economicamente. Utilizado nas

indústrias petroquímicas, de

papel, de corantes etc. , nas

baterias de automóveis.

É usado na indústria de vidro,

na tinturaria, nas indústrias

de alimentos e fertilizantes.

Ácido fosfórico – H3PO4

PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES

Hidróxido de sódio -

NaOH Usado na fabricação de sabões,

é altamente corrosivo.

Hidróxido de cálcio –

Ca(OH)2

Conhecido por cal extinta, é

usado na construção civil

(preparação de argamassa).

Hidróxido de magnésio –

Mg(OH)2

Usado como antiácido

estomacal e laxante suave.

Hidróxido de amônio –

NH4OH. Obtido pela dissolução da

amônia (NH3) em água, o

chamado amoníaco é usado em

alguns produtos de limpeza.

EXERCÍCIOS

1) A metilamina (CH3NH2), responsável pelo “cheiro de

peixe”, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em

soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

CH3NH2(g) + H2O(l) CH3NH3+

(aq) + OH – (aq)

Classifique as substâncias presentes no equilíbrio segundo o

conceito ácido-base de Bronsted-Lowry, mostrando os pares

conjugados.

2) Dê a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos de

Bronsted-Lowry:

H3PO4, NH4+, H2O, HCO3

-, Al(H2O)63+

Eletrólitos fortes e fracos

• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente

em solução.

• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena

concentração de íons quando se dissociam.

Esses íons existem em equilíbrio com a

substância não-ionizada.

Ácidos e bases fortes e fracos

•Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes.

–Eles estão completamente ionizados em

solução.

•Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.

–Eles estão parcialmente ionizados em

solução.

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

Forças relativas de ácidos e bases

A força de um ácido é a sua tendência para doar um

próton.

A força de uma base é a sua tendência para receber

um próton.

• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base

conjugada.

HCl + H2O H3O+ + Cl-

HCl = ácido mais forte que H3O+

Cl- = base mais fraca que H2O

Constante de dissociação: medida quantitativa da

força do ácido (Ka) ou da base (Kb). Dada pela

constante de equilíbrio.

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

[H+] [Cl-]

[HCl] Ka =

NH3 + H2O NH4+

(aq) + OH-(aq)

[NH4+] [OH-]

[NH3] Kb =

A força é medida pela constante de acidez, Ka

> ka > força do ácido

> kb > força da base

Ácido acético ka = 1,8 x 10-5.

Ácido fórmico ka = 1,8 x 10-4.

[ ]

[ ]

Ácido poliprótico possui Ka1 e Ka2.

H2S + H2O → HS- + H3O+

HS- + H2O → S2- + H3O+

Ka1

Ka2

Podem ser experimentalmente classificados através da medida do pH.

Auto-ionização da água:

H2O + H2O H3O+ + OH-

H2O H+ + OH-

Kw = [H3O+] . [OH-]

Kw = (1 . 10-7) . (1 . 10-7)

Kw = 10-14

pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

Solução ácida: [H+] > 10-7 mol/L e [OH-] < 10-7 mol/L pH < 7 Solução básica: [H+] < 10-7 mol/L e [OH-] > 10-7 mol/L pH > 7 Solução neutra: [H+] = 10-7 mol/L e [OH-] = 10-7 mol/L pH = 7

ÁCIDO BÁSICO N

E

U

T

R

O

EXERCÍCIOS

1) Qual a concentração de íons H+ de uma solução

na qual [OH-] é 0,010 mol/L. Esta solução é ácida ou

básica?

2) O pH do sangue é 7,30. Qual é a concentração

de íons hidróxido nesta solução? (importante: o

Kw é 2,5 x 10-14 a 37oC)

Cálculo de pH para Soluções de Ácidos e Bases

Fortes

IONIZAÇÃO COMPLETA

Ácido é a única fonte significativa de íons H+

Base é a única fontes significativa de íons OH-

pH = - log[H+] [H+] = concentração original do ácido

pOH = -log [OH-] [OH-] = concentração original da base

EXEMPLOS:

1)Qual é o pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de HNO3?

HNO3(aq) → H+(aq) + NO3

-(aq)

0,1 mol.L-1 0,1 mol.L-1 0,1 mol.L-1

pH = - log[H+] pH = - log 0,1 pH = 1

2)Qual é o pH de uma solução 0,3 mol.L-1 de NaOH?

pOH = -log [OH-] pOH = -log 0,3 pOH = 0,5

pH + pOH= 14 pH = 13,5

Cálculo de pH para Soluções de Ácidos e Bases Fracas

EXEMPLO:

Cálculo do pH de uma solução 0,3 mol.L-1 de ácido acético,

sabendo que o Ka é 1,8 x 10-5.

IONIZAÇÃO PARCIAL

A constante de equilíbrio expressa a extensão em que ocorre

a ionização.

CH3COOH(aq) H+

(aq) + CH3COO-(aq)

Conc. inicial

Conc. no equil.

0,3 mol.L-1 0 0

0,3 mol.L-1 - x x x

0,3 mol.L-1 - x ≈ 0,3 mol.L-1

(x muito pequeno em comparação com a concentração inicial de ácido acético)

Ka = [H+] [CH3COO-]

[CH3COOH]

x = 2 x 10-3 mol/L 1,8 x 10-5 =

x - x

0,3 pH = 2,7

EXERCÍCIO

Calcular o Ka do ácido fórmico, sabendo-se que uma solução 0,1 mol/L deste ácido

apresenta pH = 2,38 a 25 º C.

Classificação de ácidos

Presença de oxigênio na molécula:

• Hidrácidos: ácidos que não apresentam

oxigênio em sua molécula.

Ex. HF, HCN e H2S.

• Oxiácidos: ácidos cujas moléculas

apresentam oxigênio.

Ex. HNO3, HClO4, H2SO4.

• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl).

• Ácidos com dois prótons ácidos são

chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4). • Ácidos com muitos prótons ácidos são

chamados polipróticos.

SAIS

• Um sal é o produto da reação de um ácido

com uma base.

• Neutralização total

• Neutralização parcial

• Sal é toda substância que, em solução

aquosa, sofre dissociação liberando pelo

menos um cátion diferente de H+ e um

ânion diferente de OH- e O2-.

• Ex. Na2SO4, KCl, SrBr2, CaF2.

Reações de neutralização e sais

• A neutralização ocorre quando uma solução

de um ácido e a de uma base são

misturadas:

HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

Formando sal (NaCl) e água.