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acidos-e-bases-i

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Disciplina: Química Geral
Docente Responsável: Profa. Dra. Luciana Maria Saran
Assunto: Ácidos e Bases
1. Conceito de Arrhenius
1.1. Ácido: substância que em meio aquoso libera íons H+ (ou H3O+). Exemplos: HCl (ácido
clorídrico); HBr (ácido bromídrico); HI (ácido iodídrico); HNO3 (ácido nítrico); H2SO4
(ácido sulfúrico); HClO4 (ácido perclórico); H3PO4 (ácido fosfórico).
 Ionização do HCl: um ácido monoprótico.
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
 Ionização do H2SO4: um ácido diprótico.
Primeira Etapa:
H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4-(aq)
Segunda Etapa:
HSO4-(aq) + H2O(l) = H3O+(aq) + SO42-(aq)
 Ácidos Fortes: ionizam-se completamente. Os principais são:
HClO4 e HNO3.
HCl, HBr, HI, H2SO4,
 Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente. Os seguintes ácidos são exemplos de ácidos
fracos: HNO2 (ácido nitroso), H3PO4(ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e H2CO3
(ácido carbônico).
1.2. Base: substância que em meio aquoso libera íons OH- (hidróxido).
 Bases Fortes Mais Comuns: NaOH, Ca(OH)2, KOH e Ba(OH)2.
 Exemplos de Bases Fracas: NH3, C6H5NH2 (anilina), CH3NH2 (metilamina), HONH2
(hidroxilamina).
 Reação de Dissociação do NaOH:
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
 Reação de Dissociação do Ca(OH)2:
Ca(OH)2(aq)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
2. Conceito de Bronsted-Lowry
 Mais abrangente do que o de Arrhenius.
 Ácido: espécie química capaz de doar íons H+. Exs.: HCl, NH4+, HS-.
 Base: espécie química capaz de receber íons H+. Exemplos: NH3, CN-, S2-.
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NH4+(aq) + S2-(aq)  NH3(aq) + HS-(aq)
Ácido
Base
Base
conjugada
do NH4+
Ácido
conjugado
do S2-
3. Equilíbrio de Auto-Ionização da Água e Escala de pH
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de eletricidade. Na realidade, já foi
demonstrado por medidas precisas que a água apresenta uma condução pequena de
eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é:
H3O+(aq) + OH-(aq)
ou
+
H (aq) + OH-(aq)
H2O(l) + H2O(l) =
H2O(l) =
Kw = [H3O+].[OH-]
 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H3O+ e OH-.
 Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra ou alcalina (básica):
- se [H3O+] = [OH-]  a solução é neutra;
- se [H3O+] > [OH-]  a solução é ácida;
- se H3O+] < [OH-]  a solução é alcalina ou básica.
 Na água pura, a 25ºC, as concentrações de H3O+ e de OH- correspondem a 1,0x10-7 mol/L.
Assim:
Kw = (1,0x10-7 mol/L)x(1,0x10-7 mol/L) = 1,00x10-14 mol2/L2
E
pH = - log [H3O+] = - log 1,0x10-7  pH = 7,00
 Consequentemente:
- Soluções neutras exibem pH = 7,00;
- Soluções ácidas exibem pH < 7,00;
- Soluções básicas ou alcalinas apresentam pH > 7,00.
 Outras expressões importantes:
[H3O+] = 10-pH
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH
pH + pOH = 14 (a 25ºC)
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4. Reações Ácido-Base ou de Neutralização
Representação Geral de uma Reação entre um Ácido e um Hidróxido Metálico (Base):
Ácido + Base

Sal
+
Água
Um sal é um composto iônico que contém cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de
um ácido. Exs.: NaCl e Na2SO4.
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
Outros exemplos de reações ácido-base e respectivos equacionamentos:
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