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TÓPICO
REAÇÕES EM SOLUÇÕES 
AQUOSAS 
Química para Engenharia
AQUOSAS 
Professores:
•Yovanka P. Ginoris
•Grace F. Ghesti
Ácidos
• Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em
solução.
• Ionização = uma substância neutra forma íons em solução.
• Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em
solução (por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, limão, lima,
vitamina C).
Reações ácido-base
vitamina C).
• Uma vez que o átomo de hidrogênio possui apenas um e-, H+ é
simplesmente um próton.
• Ácidos com um próton ácido são chamadosmonopróticos (por
exemplo, HCl).
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por
exemplo, H2SO4).
• Ácidos commuitos prótons ácidos são chamados polipróticos.
Conceito de Arrhenius
• “Substâncias ácidas são aquelas que em solução 
aquosa dissociam-se em íons hidrogênios”
• “Substâncias básicas são aquelas que em solução 
aquosa dissociam-se em íons hidroxilas”
Reações ácido-base
aquosa dissociam-se em íons hidroxilas”
No caso dos ácidos fortes tais como H2SO4, HNO3, HCl, 
HClO4, os quais se ionizam completamente em solução 
aquosa e fornecem íons hidrogênio (H+), a teoria de 
Arrhenius funcionava perfeitamente. De modo 
semelhante, as bases fortes como o NaOH e KOH 
também se ionizam completamente em solução aquosa 
e produzem íons hidroxilas (OH-).
Conceito de Brønsted-Lowry
• “Ácido é definido como um doador de próton”
• “Base como um receptor de próton”
Esta definição tem uma importante implicação: Uma substância não pode 
atuar como ácido sem a presença de uma base para aceitar o próton, e 
vice-versa.
Assim, uma reação de um ácido com uma base é, portanto, uma reação de 
troca de prótons. Se um ácido é simbolizado por HA e a base por B, então 
Reações ácido-base
troca de prótons. Se um ácido é simbolizado por HA e a base por B, então 
podemos escrever uma equação generalizada ácido-base:
HA + B à A- + BH+
Porém, o produto BH+ também é capaz de doar seu novo próton recém 
adquirido para outro receptor, e é, portanto potencialmente um outro ácido:
Ácido1 + Base2 à Base1 + Ácido2
Esta definição conseguiu explicar a basicidade da amônia e a 
acidez/basicidade de íons formados. Ela aborda tanto a definição de 
Arrhenius quanto íons e outras substâncias.
Conceito de Lewis. Conceito de ácidos e bases duras 
e moles (baseada na teoria eletrônica)
• “Ácido como um receptor de par de elétrons”
• “Base é definida como um doador de par de elétrons”
Reações ácido-base
Conceito de Lewis. Conceito de ácidos e bases duras 
e moles (baseada na teoria eletrônica)
Reações ácido-base
A vantagem da definição de Lewis sobre a de Brönsted é que podemos 
identificar substâncias como ácidos ou bases mesmo quando não há 
transferência de prótons (o papel do próton é essencial na definição de 
Brönsted, porque a definição de um ácido ou uma base depende do 
envolvimento de prótons).
Base de Lewis
Reações ácido-base
C
O
H H
δ+
δ−
Sítio polar
Ácido de LewisLigação múltipla
Ácidos
Reações ácido-base
HCl HNO3 H3C2OOH
Ácidos dipróticos
Reações ácido-base
(aq)SO(aq)H(aq)HSO
(aq)HSO(aq)H(aq)SOH
2
44
442
−+−
−+
+↔
+→Primeira etapa
Segunda etapa (aq)SO(aq)H(aq)HSO 44 +↔Segunda etapa
Soluções aquosas de ácido sulfúrico contêm uma 
mistura de H+ (aq), HSO4 -(aq) e SO42- (aq)
Bases
• Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados
por ácidos.
• Bases mais comuns NaOH, KOH, Ca(OH)2
• Compostos que não contêm íons OH- podem ser bases
(amônia – NH3).
Reações ácido-base
Ácidos e bases fortes e fracos
• Ácidos e bases que são eletrólitos fortes são chamados
ácidos fortes e bases fortes.
– Eles estão completamente ionizados em solução.
Reações ácido-base
• Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.
– Eles estão parcialmente ionizados em solução.
• Os ácidos fortes são mais reativos do que os fracos quando a
reatividade depende somente da concentração de H+ (aq).
Ácidos Fortes Bases fortes
Clorídrico, HCl Hidróxidos dos metais do grupo 1 (LiOH, NaOH, 
KOH, RbOH, CsOH) 
Ácidos e bases fortes comuns
Reações ácido-base
Bromídrico, HBr Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2 
(Ca(OH)2,Sr(OH)2, Ba(OH)2)
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Identificando eletrólitos fortes e fracos
Reações ácido-base
• Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente).
• Solúvel em água e não-iônico (molecular), mas é um ácido (ou base)
forte = eletrólito forte.
• Solúvel em água e não-iônico (molecular), e é um ácido ou uma base
fraca = eletrólito fraco (H3PO4, H2SO3)
• Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.
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)
Reações ácido-base
• Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o
ânion de um ácido.
•A neutralização entre um ácido e um hidróxido
metálico produz água e um sal.
•Uma vez que os íons trocam de contra-íons, as
reações de neutralização entre ácidos e hidróxidos
metálicos são também reações de metátese.
Reações ácido-base com formação de gás
•Existem muitas bases além do OH- que reagem com H+ para
formar compostos moleculares.
•Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma
maneira similar ao OH−.
Reações ácido-base
maneira similar ao OH .
Equação molecular: 2HCl(aq) + Na2S(aq) →H2S(g) + 2NaCl(aq)
Equação iônica simplificada: 2H+(aq) + S2-(aq) →H2S(g)
Equação molecular: HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Equação iônica simplificada: H+(aq) + HCO3-(aq) → H2O(l) + CO2(g)