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QUIMICA FUNDAMENTAL

Avaliações: 23/05; 10/06; 29/07; 09/09

Média Semestral = (MP×0,7 + MAPS×0,1 + MA×0,2)
Média Provas (MP) - Média Atividade Prática Supervisionada (MAPS)

- Média Atividades (MA)
Referências

ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a
vida moderna e o meio ambiente, 3ª. Edição, 2006, Editora Bookman.

RUSSELL, John B., Química Geral, vol. 1 e 2, 2ª. Edição, 2007,
Editora Makron Books.

MAHAN, B. H., Química: Um Curso Universitário, 4ª. Edição, 1993, Editora
Edgard Blücher
Funções Inorgânicas
Prof.ª Loraine Jacobs
[email protected]
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
Ionização
É a quebra da ligação covalente,
devido à diferença de eletronegatividade entre
os átomos ligantes, com a
formação de íons
Ionização
Ocorre com alguns COMPOSTOS MOLECULARES
H – Cl
+
H2O
H3O +
+
Cl –
Dissociação
Neste fenômeno os íons apenas
A dissociação ocorre com os
são separados
compostos iônicos
As substâncias químicas podem ser
agrupadas de acordo com suas
PROPRIEDADES COMUNS
PROPRIEDADES FUNCIONAIS
Agrupamento das substâncias em grupos
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos de Arrhenius

Segundo Arrhenius – Substância que em solução
aquosa sofre ionização produzindo como cátion H+
HCl
H2SO4
H3PO4
H4P2O7
H2O
H2O
H2O
H2O
H
+
+
2 H
+
+
3 H
+
+
4 H
+
+
Cl –
SO4
2
–
PO4
3
–
P2O7
4
–
Ácidos de Arrhenius
Para os HIDRÁCIDOS
FORTES
HCl
HBr
HI
MODERADO
HF
FRACOS
Todos os demais hidrácidos
Para os OXIÁCIDOS calculamos
x=
número de átomos
de oxigênio
x=0
H3BO3
x=1
número de hidrogênios
ionizáveis
Ácido fraco
x= 3 – 3 = 0
ácido fraco
Ácido médio
H3PO4
x= 4 – 3 = 1
ácido médio
x=2
Ácido forte
x= 4 – 2 = 2
ácido forte
H2SO4
x=3
HClO4
Ácido muito forte
x= 4 – 1 = 3
ácido muito forte
Bases ou Hidróxidos de Arrhenius

Segundo Arrhenius – Substância que em solução
aquosa sofre dissociação produzindo como ânion OH-
NaOH
Ca(OH)2
Fe(OH)3
Pb(OH)4
H2O
H2O
H2O
H2O
Na +
+
OH –
Ca2+ +
2 OH –
3+
+
3 OH –
Pb 4+ +
4 OH –
Fe
Bases ou Hidróxidos de Arrhenius
FORTES
São as bases em que a oxidrila se liga a um metal
alcalino ou alcalino terroso
NaOH
KOH
LiOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Mg(OH)2
FRACAS
São as bases em que a oxidrila se liga aos demais cátions
AgOH
NH4OH
Al(OH)3
Zn(OH)2
Fe(OH)3
Pb(OH)4
Ácidos - Ação sobre Indicadores
FENOLFTALEINA
AZUL DE BROMOTIMOL
Bases - Ação sobre indicadores
FENOLFTALEINA
AZUL DE BROMOTIMOL
Teoria de Arrhenius – Solvente água
Comportamento Ácido e Básico em outros
solventes e em ausência de solvente
Desenvolvimento de novas teorias
Brönsted-Lowry
Lewis
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram
uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada
na transferência de prótons (ou H+) entre substâncias.
ÁCIDO doa prótons (H+).
 BASE recebe protons(H+).


Mesmo quando classificada como ácido, uma
substância só poderá agir como ácido se houver uma
base que possa aceitar os protons.
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Pelas reações abaixo, pode-se observar a transferência
de prótons do ácido para a base.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido

Base
Como praticamente todas as moléculas de HCl doam
seus prótons para a água, classifica-se o HCl como
ácido forte
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

No caso da reação do ácido cianídrico ocorre a troca
de prótons nos dois lados da reação o que mantem as
concentrações constantes (Equilíbrio dinâmico)
HCN(aq) + H2O(l)
Ácido

Base
H3O+(aq) + CN-(aq)
Como não há alteração nas concentrações de protons,
dizemos que o HCN é um ácido fraco.
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Por utilizar o conceito de doação de prótons, a teoria de
Brönsted-Lowry inclui a possibilidade de que um íon seja
ácido (não permitido por Arrhenius)
HCO-3(aq) + H2O(l)
Ácido
Base
H3O+(aq) + CO32-(aq)
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Na teoria de Brönsted-Lowry a força de ácidos pode ser
resumida como:

ÁCIDO FORTE – Está completamente desprotonado em
solução.

ÁCIDO FRACO – Está parcialmente desprotonado em
solução.
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Bases de Brönsted-Lowry  Aceitador de prótons 
Indica um par de elétrons livres onde o próton pode se
ligar.
Base Forte
Base Fraca
O2-(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H2O(l)
2OH-(aq)
NH4+ + OH-(aq)
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Na teoria de Brönsted-Lowry a força de bases pode ser
resumida como:

BASE FORTE – Está completamente protonada em solução.

BASE FRACO – Está parcialmente protonada em solução.
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas
pela presença ou ausência de um próton, são chamados
de par ácido-base conjugados. Exemplos:
HCl + H2O  H3O+ + ClÁCIDO
BASE
ÁCIDO
CONJUGADO
BASE
CONJUGADA
NH3 + H2O  NH4+ + OHBASE
ÁCIDO
ÁCIDO
CONJUGADO
BASE
CONJUGADA
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
“ Um ácido é um doador de prótons e uma base é um
aceitador de prótons. A base conjugada de um ácido é
formada quando o ácido doou o próton.
O ácido
conjugado de uma base é o ácido que se formou quando a
base aceitou o próton”
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados

Escreva as fórmulas de:
a)
Base conjugada de HCO3-
b)
Ácido conjugado de O2-
c)
Ácido conjugado de OH-
d)
Base conjugada de HPO42-
Ácidos e Bases de Lewis

Utiliza o conceito de par eletrônico

ÁCIDO aceita par de elétrons

BASE doa par de elétrons
Ácidos e Bases de Lewis

Íon óxido: base  forma ligação covalente coordenada
Ácidos e Bases de Lewis

Amônia: base  dissolvida pela H2O doa par de elétrons
e recebe H+
Ácidos e Bases de Lewis
Ácidos e Bases de Lewis
“Um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons.
Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.”
“Um próton (H+) é um ácido de Lewis que se liga a um par
de elétrons isolado fornecido por uma base de Lewis”
Sal

É todo composto que em solução aquosa possui
pelo menos um cátion diferente do H+, e pelo
menos um ânion diferente do OH-.
Na Cl
Ba SO4
Na +
cátion diferente do H+
Cl
ânion diferente do OH-
Ba
2+
SO4
2–
cátion diferente do H+
ânion diferente do OH-
Classificação dos Sais
NaCl
Ba Cl2
NaH SO4
Ba OHCl
Ba Br Cl
NaK SO4
Cu SO4 . 5 H2O
Ba SO4
Óxidos
Óxidos Moleculares
O elemento ligado ao oxigênio é ametal
SO3
N2O5
CO2
Óxidos Iônicos
O elemento ligado ao oxigênio é um metal
Na2O
CaO
Fe2O3
Al2O3
Classificação dos Óxidos
Óxidos Básicos
Reagem com água, formando uma base
CaO +
H2O
Ca(OH)2
Reagem com um ácido, formando sal e água
CaO +
H2SO4
CaSO4 +
H2O
Os óxidos básicos são Iônicos e são formados por METAIS de
baixo Nox (+1 ou + 2)
Classificação dos Óxidos
Óxidos Ácidos
Reagem com água, formando um ácido
SO3
+
H 2O
H2SO4
Reagem com uma base, formando sal e água
SO3
+
Ba(OH)2
CaSO4 +
H2O
Os óxidos ácidos são Moleculares e são formados por AMETAIS
de alto Nox
Classificação dos Óxidos
Óxidos Anfotéricos
São óxidos que se comportam tanto como óxidos ácidos
quanto como óxidos básicos
Al2O3
ZnO
Al2O3(s) + 6HCl(aq)
Al2O3(s) + 2NaOH(aq) + 3H2O(l)
As2O3
2AlCl3(aq) + 3H2O(l)
2Na[Al(OH)4](aq)
Autoprotólise da Água

Água  Anfiprótica  se comporta como doadora e
receptora de protons (H3O+ ou OH-).

Transferência de prótons entre as moléculas de água

Autoprotólise
2H2O(l))

H3O+ + OH-
Constante de autoprotólise: Kw = [H3O+].[OH-]

Sendo [H3O+] = [OH-] = 1.10-7mol.L-1
Autoprotólise da Água
“O produto das concentrações dos íons hidrônio e
hidroxônio em água – pura ou em soluções com a mesmaé constante. Sendo assim, se a concentração de um
destes íos cresce a outra dverá decrescer para manter o
produto das concentrações constante.”
Autoprotólise da água

Quais são as molaridades de H3O+ e OH- em uma solução de
Ba(OH)2 0,003mol.L-1?

Quais são as de H3O+ e OH- em uma solução de HI 6.10-5mol.L-1?
pH e pOH
pH e pOH

Valores de [H+]+ [OH-] expressos em10-X

Sorensen – Proposta do uso de logaritmos

Desta forma:
pH = -log[H+]
pOH = -log [OH-]

pH = potencial hidrogeniônico

pOH = potencial hidroxilônico
pH e pOH

Kw e o valor de pH e pOH
 Sendo
Kw =[H+].[OH-] = 1,00.10-14
 Extraindo
o log dos termos teremos
 log[H+].log[OH-]
 Sabendo
 log[H+]+
-
= -14
que: log (a.b) = loga + logb
log[OH-] = -14
log[H+]- log[OH-] =14 ou pH+pOH = 14
pH e pOH

Partindo da informação  pH+pOH = 14
 Água
Pura: pH =pOH = 7
 Soluções
Ácidas:[H+]>10-7  pH< 7
 pOH:?
 Soluções
 pOH:?
Básicas: [H+]<10-7  pH>7
pH e pOH
pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)
 Substâncias
orgânicas complexas e possuidoras
de caráter de ácido fraco (ou de base fraca).
 Características:
 1ª
e 2ª cor bem diferentes – percepção da mudança
de cor;
 mudança
equilíbrio.
de cor rápida, deslocamento de rápido do
pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)
 Tipo
do Indicador  Faixa de Viragem
 Indicadores
mais utilizados
pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)
 Tipo
do Indicador  Faixa de Viragem
 Indicadores
Universais – Papel Tornassol
Curvas de Titulação

Titulação:
 Método
para determinar quantidades
desconhecidas de substâncias através de sua
reação com substância padrão que possui
reação e proporção definidas com a substância
de análise. Esta análise requer um método de
determinação de seu término.

Exemplos:
 Indicadores
 Medidas
ácido-base
de pH (pH-metro ou potenciômetro)
Curvas de Titulação

pH-metro
 Medem
a diferença de potencial elétrico
existente e que possuem uma escala já
graduada em valores de pH.
Curvas de Titulação

Tipos de Titulação
 Ácido
Forte + Base Forte
 Ácido
Forte + Base Fraca
 Ácido
Fraco + Base Forte
 Medidas
Padrão

de pH vs Quantidade de Reagente
Ponto de Equivalência

Parte Vertical do Gráfico.
Curvas de Titulação

Ácido Forte + Base Forte
Curvas de Titulação

Ácido Forte + Base Fraca
Curvas de Titulação

Ácido Fraco + Base Forte
Ácidos e Bases Fracos

Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração
podem não ter o mesmo pH devido à força do ácido.

CH3COOH ( 0,1mol.L-1)  pH = 3

HCl (0,1mol.L-1)  pH = 1