Funções inorgânicas
ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS
CAPÍTULO 8, PÁGINA 182.
Compostos orgânicos e inorgânicos Compostos orgânicos: são aqueles que possuem pelo menos um átomo de carbono ligado a um átomo de hidrogênio, não sendo obrigatoriamente “compostos extraídos dos seres vivos”.
Exemplos:
Compostos orgânicos e inorgânicos Compostos inorgânicos: são aqueles que não apresentam um átomo de carbono ligado a, pelo menos, um átomo de hidrogênio.
Exemplos:
Cl2
NH3
H2SO
H2O
HCl
Definições de ácido e base
- Teoria de Arrhenius;
- Teoria de Brönsted-Lowry (teoria protônica);
- Teoria de Lewis;
Ácido de Arrhenius
Segundo a teoria do químico sueco Svante Arrehenius (1859-1927), ÁCIDOS são as substâncias que liberam íons H+ em meio aquoso ou solução aquosa (qualquer solução em que o solvente é a água).
Base de Arrhenius
Segundo a teoria do químico sueco Svante Arrehenius, BASES são as substâncias que liberam íons OH- em meio aquoso.
Teoria de Brönsted-Lowry
De acordo com a teoria de Brönsted-Lowry não era necessário a água para classificar uma substância como ácido ou base:
Ácidos são substâncias doadoras de íons H+.
Bases são substâncias receptoras de íons H+.
Ácidos e bases reagem entre si formando uma base conjugada e um ácido conjugado.
Teoria de Brönsted-Lowry
Teoria de Brönsted-Lowry
Exemplos de reações entre ácidos e base de Brönsted-Lowry:
H2S + H2O
NH3 + H2O
Ácidos e bases de Lewis
A teoria de Lewis considera um aspecto eletrônico das substâncias:
Ácidos são substâncias capazes de receber um par de elétrons
Bases são substâncias capazes de doar um par de elétrons.
Ácidos e bases de Lewis
Exemplos de reações entre ácidos e base de Lewis:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
NH3 + BF3
Ácidos
O estudo dos ácidos se faz importante pelo fato de estarem presentes em nosso cotidiano . Exemplos:
-Ácido clorídrico (HCℓ): presente no suco gástrico
-Ácido Acetilsalicílico: princípio ativo do “melhoral”
-Ácido acético (CH3COOH): present eno vinagre
-Ácido Ascórbico: Vitamina C
-Ácido Sulfúrico: largamente utilizado nos processos industriais.
Características gerais dos ácidos:
- Os ácidos se ionizam em solução aquosa, ou seja, originam íons, produzindo H+ como cátion (ou H3O+, conhecido como íon hidrônio );
-Os ácidos conduzem eletricidade em meio aquoso;
-Podem ser corrosivos;
- De uma maneira geral os ácidos possuem sabor azedo;
-Os ácidos reagem com as bases formando sal e água. Esta reação é denominada reação de neutralização:
Ácido + Base Sal + H2O
Características gerais dos ácidos:
-Mudam a cor de indicadores ácido-base, por exemplo:
Solução de fenolftaleína transparente fica rósea em meio ácido
O papel de tornassol passa de azul para róseo em meio ácido.
Classificação dos ácidos (pág. 189):
Classificação dos ácidos (pág. 189):
- Exemplos equações de ionização de ácidos:
Classificação dos ácidos (pág. 189):
Classificação dos ácidos (pág. 189):
Quanto maior for a capacidade de um ácido de ionizar-se em solução aquosa, maior será a quantidade de íons H+ produzidos e mais forte será o ácido. A quantidade de moléculas que ionizam, produzindo íons H+ determina a força dos ácidos.
Classificação dos ácidos (pág. 189):
Nomenclatura dos hidrácidos
A nomenclatura do hidrácido é a combinação da palavra ácido, seguida do nome do elemento (nesse caso, o cloro), mais o sufixo ídrico:
Nomenclatura dos oxiácidos
Principais oxiácidos:
- H2SO4 : ácido sulfúrico
- H2CO3 : ácido carbônico
- H3PO4 : ácido fosfórico
- HNO3 : ácido nítrico
- HClO3 : ácido clórico
Nomenclatura dos oxiácidos
Nomenclatura dos oxiácidos
Como ficariam as nomenclaturas caso o elemento cloro fosse substituído pelo elemento bromo e, depois, pelo elemento iodo?
Nomenclatura dos oxiácidos
A nomenclatura dos oxiácidos pode ser resumida no quadro a seguir:
Tarefa de casa
- Página 192 (números 1 ao 6);
- Leitura páginas 193 e 194;
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