Cidos e bases inognicos

Universidade Federal do Pará Faculdade de Química Profa. MSc. Ana Júlia de Aquino Silveira

Ácidos e Bases Inorgânicos

ÁCIDEZ E BASICIDADE DOS COMPOSTOS INORGÂNICOS.

Frutas ácidas carambola e limão/ fonte Wikipédia

Folhas da maniva – rica em ácido cianídrico

Universidade Federal do Pará Faculdade de Química Profa. MSc. Ana Julia de Aquino Silveira

UFPA / FACULDADE DE QUÍMICA / MSc. ANA JULIA SILVEIRA

3

Foto / Revista Nosso Pará

1- ÁCIDOS INORGÂNICOS

1.1- Conceito clássico de ácido segundo Arrhenius.

É toda substância que em solução aquosa ,se ioniza, liberando o íon hidrônio ou hidroxônio em forma de

cátion. Antes de exemplificar este conceito, vamos relembrar a estrutura damolécula de água.

OH H

A m o léc u la d a á g u a te m g e o m etr ia an g u la r e p o ssu í do is p a res de el étrons não- l i gantes (el étrons que não par t i ci pam da l i gação cov al ente)

É le tro n s n ão l ig a n te s

Ácido bromídrico um ácido de Arrhenius.

H - B r

H 2 O

H 3 O

B r

Á c i d o b r o m í d r i c o é u m á c i d o d e A r r h e n i u s , p o i s q u a n do c o l o c a d oe m á g u a l i b e r a u m c á t i o n h i d r o g ê n i o . O C á t i o n h i d r og ê n i o l i b e r a d of a z c o n e x ã o c o m o p a r d e e l é t r o n s d o o x i g ê n i o d a á g u a .

Todos os hidrácidos e oxiácidos são ácidos de Arrhenius,pois quando colocados em água irão liberar o cátion hidrogênio,que fará conexão com o par de elétrons do oxigênio da água originando o cátion hidrônio.



4

Equação de ionização de hidrácidos.

Recebe o nome de hidrácidos, o ácidos inorgânicos que não possuem oxigênio emsua com posição.

H 2O + H - C l H 3O+ + C l-

H

O

H

H - C lH

HO H + C l-

O hidrácido, ácido clorídrico , ao ser colocado em água libera cátion hidrogênio que se conecta no par de elétrons da água, formando o cátion hidrônio e ânion cloreto.

H2O + H - Br H3O+ + Br-

H

O

H

H - BrH

HO H + Br-

H2O + H - I H3O+ + I-

H

O

H

H - IH

HO H + I-



5

Equação de ionização de oxiácidos.

Recebe o nome de oxiácidos, os ácidos inorgânicos que possuem oxigênio emsua composição.

2 H2O + H2SO4 2 H3O+ + SO4

--

H3PO4 + 3 H2O 3 H3O+ + PO4

---

H2O + HNO3 H3O+ + NO3

-

H2S + 2 H2O 2 H3O+ + S--

Base para Arrhenius,é toda substância que em solução aquosa,se dissocia,liberando o

ânion hidróxila.

H 2O

NaOH

Todas as bases de metal alcalino e de metal alcalinoterroso são bases de Arrhenius

A base hidróxido de sódio, quando colocada em água, se dissociam em cátion e ânion solvatados. A água

penetra no reticulo cristalino da base e distroe o rearrajo organizado.

1.2- Conceito de ácido e base segundo Bronsted-Lowry

Ácido é toda substância capaz de doar um próton em um processo iônico,enquanto que a base

ao longo do processo será capaz de receber um proton.



6

H-Cl

O

HH O

H

H

Cl

H - Cl + H2O H3O + Cl

H

HCl é um ácido de Arrhenius ( libera H+ no meio aquoso ), é também um ácido pelo conceito de Bronsted-Lowry pois doa um próton no processo iônico,enquanto que a água é uma base de Bronsted –Lowry por receber um próton no processo iônico.

NH

H

HH Cl N

HH

H

H

Amônia,gas amoníaco

Ácido clorídrico

Cátion amônio

Cl

Ãnion cloreto

HCl é ácido pelo conceito de Bronsted pelo fato de doar um proton. O NH3 é uma base de Bronsted por estar

recebendo um proton. Hidrácidos e oxiácidos são ácidos de Bronsted quando presentes em água, pois a água

neste sistema é o veículo de retirada de H+. O ácido é o doador de H+ e a água é o veículo de retirada deste

H+.. Observe que a água pode ser substituída por qualquer substância química que seja portadora de par de

elétrons livres. No exemplo anterior, foi utilizado o gas amoniaco como veículo de retirada de H+, pelo fato de

existir um par de elétrons livres no nitrogênio. Segue outra reação com o ácido sulfúrico, observe antes a

formação da estrutura do ácido sulfúrico. O enxofre possui seis elétrons na camada de valencia, podendo

formar duas ligações covalentes dativa e duas ligações covalentes normais.

S n s2 n p4

px py pz

H2SO4 S O - H

O - H

O

X

X

Ligação coordenada dativa

2 hidrogêniosionizáveis

O



7

SO

O H

O

O

O

H

H

Neste momento o par de elétrons do oxigênio da águaretira o hidrogênio ionizável do ácido.O ácido doando este hidrogênio se transforma em um ânion denominado de ânion hidrogenosulfato

Ânion hidrogenosulfato

H

Água protonadaCátion hidrônio

Veja a seqüência reacional

S

O

O

O

OH

H

H

H

O S

O

O

O

OH

H

H

H

O

HSO3 - O- H OH2 HSO4 + OH3

Ionização do ácido hipofosforoso em água

H3PO2

H

H

HP

O

Ácido hipofosforoso

Hidrogênio ionizável, se encontraconectado diretamente ao oxigênio

H

H

H

OO P O

H

H

H

H

H

OO P O

H

H



8

P

O

H

H O H OH

H P

O

H

H O H OH

H+

Base de Ácido deBronsted (X) + Bronsted (Y)

Base de Ácido deBronsted (Y) + Bronsted (X)

N2H4 + H2O -OH + N2H5+

NNH H

HH

O

H

HN N

HH

H H

H

-OH +

Base de Ácido deBronsted (X) + Bronsted (Y)

Base de Ácido deBronsted (Y) + Bronsted (X)

NH3 + H2O -OH + NH4+

NH

H

HO

H

H

N

H

H

H

H

-OH +

1.3- Conceito de Lewis

Ácido é toda substância química capaz de receber um par de elétrons em uma reação química. Base no conceito de Lewis, é toda substância química capaz de doar um par de elétrons ao longo de uma

reação química.

Na reação entre o cloreto de alumínio e o Cl2 o cloro por possuir 3 pares de elétrons não ligantes faz a

doação de um par de elétrons para o orbital vazio do alumio, sendo assim, o cloreto de alumínio é um ácido de

Lewis por receber um par de elétrons, enquanto que o Cl2 é uma base de Lewis por doar um par de elétrons.



9

AlCl3Cl2

Ácido de Lewisrecebe o par de elétrons

Base de Lewisdoa um par de elétrons

Al

Cl Cl

Cl

Cl Cl

[Ne] 3s2 3px1 3py0 3pz0

[Ne] 3s2 3p5

[Ne] (3sp2 )1 (3sp2)1 ( 3sp2)1 p

[Ne] 3s1 3px1 3py1 3pz0

Estado fundamental

Estado ativado ou excitado

Estado híbrido sp2

3 orbitais híbridos sp2

de mesma energia

Orbital p que não participou do processo de hibridação

É aqui, que vai ficar o par de elétrons doado pelo cloro

Cl

Cl

Cl

ClAl Cl

Como o alumínio recebeu um par de elétrons , ficará com excesso de elétrons, e portanto aniônico. O cloro como fez a doação de um par de elétrons foicará com deficiência de elétons, portanto catiônico.

C H

HH

H

O

Ácido de Lewis

Base de Lewis

C

Recebe o par de elétrons

Doa o par de elétrons

C H

H

H

H

O

CH3+ + -OH →→→→ CH 3OH

ácido de Lewis base de Lewis

recebe um par de doa um par de

elétrons elét rons.



10

A próxima reação,ocorre entre o dióxido de carbono e a água. O dióxido de carbono possui estrutura linear, nesta estrutura o carbono tem hibridação sp e forma ligação pi com o oxigênio. Esta situação permite a deslocalização do par de elétrons pi para o oxigênio, este movimento é conhecido como ressonância e ocorre em carbonos portadores de hibridação sp2 e sp , este tipo de carbono se comportam como ácido de Lewis nas reações químicas, pois são capazes de receber um par de elétrons.

C OO C OO

Aqui ocorre a conexãodo par de elétrons do oxigênio da água

Ressonância deslocalização do par de eletrons que formam a ligação pipara o oxigênio.

Base de Lewisdoa o par de elétrons

Ácido de Lewisrecebe o par de elétrons

CO2

H2O

CO O

O

O

OO

C

C OO H

H

HH

OO

OO

CH

HH2CO3

2- Classificação dos ácidos

2.1 - Quanto ao número de elementos

♣♣♣♣ binários:

H - Cl H - Br H - I

♣♣♣♣ternários:



11

H NO3H CN H2SO4

♣♣♣♣ quaternários:

H4[Fe(CN)6]

2.2- Quanto ao ponto de ebulição

♣♣♣♣ ácidos fixos: possuem elevado ponto de ebulição, são liquidos ou sólidos.

H2SO4 H3PO4 H3PO3 H3BO3

♣♣♣♣ ácidos voláteis: possuem baixo ponto de ebulição,são liquidos ou gases.

2.3- Quanto a presença de oxigênio

H Cl HNO3 HCN H2S

♣♣♣♣hidrácidos:não contém oxigênio em sua fórmula química.

H F HI HCN

♣♣♣♣ oxiácidos: possuem oxigênio em sua fórmula química.

H2SO4 H3PO4 HNO3

2.4- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

♣♣♣♣ Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis.

♣♣♣♣Nos oxiácidos ,são ionizáveis somente os hidrogênios ligados diretamente ao oxigênio.



12

P n s2 n p3

P

px py pz

O fósforo é capaz de formar três ligações covalentes normais e uma ligação coordenada dativa.

H3PO4

Ácido fosfórico

Observe que os hidrogênios se encontram conetados diretamente ao oxigênio

3 hidrogênios ionizáveis

H

H

H

O O

O

O

P

H3PO3

P

H

H

H

Hidrogênio conectado diretamente ao oxigênio

Hidrogênio ionizável

Hidrogênio conectado diretamente ao oxigênio

Hidrogênio ionizável

O

O

O

Ácido fosforoso

2 hidrogênios ionizáveis



13

1 hidr

ogên

io ion

izáve

l

ligação coordenada dativaente o fósforo e o oxigênio

H3PO2Ácido hipofosforoso

Formação das estruturas do ácido sulfídrico H2S e do ácido sulfuroso H2SO3

S n s2 n p4

S

px py pz

H

H

H2S

H2SO3

S O - H

O - H

O

X

XX

X

Ligação coordenada dativa

2 hidrogêniosionizáveis

♣♣♣♣ monoácido: ácidos que contém um hidrogênio ionizável.

HI,HBr, HCl,HCN. Faça a reação de ionização em água dos referidos citados.

♣♣♣♣ diácidos: são ácidos que contém dois hidrogênios ionizáveis.

O ácido carbônico é umácido moderado e realiza duas reações de ionização, mostradas a seguir.



14

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3

-

HCO3- + H2O H3O

+ + CO3--

H 2S : 2 hidrogênios ionizáveis, terá duas ionizações. Desenvolver as reações de ionização.

♣♣♣♣ triácidos: possuem 3 hidrogênios ionizáveis.

H 3PO4, H 3BO3

H 3PO4: 3 hidrogênios ionizáveis, terá 3 ionizações

H 3PO4 + H 2O H 3O + + H 2PO4- ( 1a ionização )

H 2PO4- + H 2O H 3O + + HPO4

- - ( 2a ionizacão HPO4

- - + H 2O H 3O + + PO4--- ( 3a ionização )

♣♣♣♣ tetrácidos: possuem 4 hidrogenios ionizáveis. Faça as reações de ionização para os

ácidos abaixo.Ex: H 4P2O7 , H 4SiO4

2.5- Quanto ao grau de ionização αααα :

αααα = Número de moléculas ionizadas

Número total de moléculas

HCl + H 2 O →→→→ H3O+ + Cl-

Forma molecular Forma ionizada

100 moléculas 92 moléculas ionizadas

a serem ionizadas

α= 92/100

α= 0,92 α =92%

♣♣♣♣ácido forte: αααα>>>>50% forma ionizada > forma molecular



15

Complete as reações

Ex: HCl + H 2O →→→→

α=92% ácido forte

♣ ácido moderado: >>>>5% e<<<< 50%

♣♣♣♣ ácido fraco: <<<< 5%

Para os hidrácidos a classificação pode ser assim efetuada:

♣♣♣♣ fortes: HI (+ forte) , HBr , HCl

♣♣♣♣ moderado: HF

♣♣♣♣ fraco: os demais hidrácidos, HCN, H2 S

♣♣♣♣ Para os oxiácidos aplica-se a regra de Pauling.

Para um oxiácido genérico: H m E On

onde: m é o número de hidrgênios e n é o número de oxigênios, temos para

n - m = 0 ácido fraco

n - m = 1 ácido moderado

n – m = 2 ácido forte

n – m = 3 ácido muito forte.

Dadas as fórmulas abaixo,classifique os ácidos quanto a força , aplicando a regra de

Pauling.

HNO3 3 – 1 = 2 ácido forte

H 3BO3 3 – 3 = 0 ácido fraco

HMn O4 4 – 1 = 3 ácido muito forte

H 2CO 3 3 – 2 = 1 ácido moderado

H 3PO4 4 – 3 = 1 ácido moderado

H 2SO4 4 – 2 = 2 ácido forte

HIO4 4 – 1 = 3 ácido muito forte

H 2SO3 3 – 2 = 1 ácido moderado

LEIA COM ATENÇÃO

Os ácidos abaixo foram classificados quanto:



16

a)ao número de hidrogênios ionizáveis.

b)ao número de elementos na molécula

c) à presença de oxigênio na molécula

H 2SO3 diácido, ternário, oxiácido

H 2C2O4 diácido, ternário, oxiácido

H 4Fe(CN)6 tetrácido, quaternário, hidrácido

H 3BO3 triácido, ternário , oxiácido

H 3PO4 triácido, ternário, oxiácido

H 3PO3 diácido, ternário, oxiácido

H 3PO2 monoácido, ternário, oxiácido

H 2Cr 2O

7 diácido,ternário,oxiácido

H 2SO4 diácido,ternário,oxiácido

3- Nomenclatura dos Ácidos.

Para os Hidrácidos: ácido + nome do elemento químico + ídrico

HCl ácido clorídrico

HBr ácido bromídrico

H 2S ácido sulfídrico

HF ácido fluorídrico

HI ácido iodídrico

HCN ácido cianídrico

HNC ácido isocianídrico

H 4[Fe(CN)6] ácido ferrocianídrico

H3[Fe(CN)6] ácido ferricianídrico

3.1- Nomenclatura de oxiácidos

♣♣♣♣ Quando o elemento forma apenas 1 oxiácido.

ácido + nome do elemento +íco



17

H 2CO3 ácido carbônico

H 3BO3 ácido bórico

HCNO ácido ciânico

♣♣♣♣ Quando o elemento forma 2 oxiácidos.

terminaçào íco para o maior Nox

terminação oso para o menor Nox

HNO3 ácido nitríco

HNO3 ácido nitroso

H 2SO4 ácido sulfúrico

H 2SO3 ácido sulfuroso

H 2SnO2 ácido estanoso

H 2SnO3 ácido estânico

♣♣♣♣ Quando o elemento forma mais de 2 oxiácidos.

nox do elemento nomenclatura

+1 e +2 hipo.............oso

+3 e +4 oso

+5 e +6 ico

+7 per...............ico

HClO ácido hipocloroso

HClO3 ácido clórico

HClO2 ácido cloroso

HClO4 ácido perclórico

H 3PO4 ácido fosfórico

H 3PO3 ácido fosfororso

H 3PO2 ácido hipofosforoso

H 2MnO4 ácido mangânico

HMnO4 ácido permangânico



18

H 2CrO4 ácido crômico

H 2Cr2O7 ácido dicrômico

♣♣♣♣ Emprego do prefixo tio.

Retira-se um átomo de oxigênio do ácido e coloca-se um átomo de enxofre.

ex. HCNO ácido ciânico → HCNS ácido tiociânico

H 2SO4 ácido sulfúrico → H 2S 2 O3 ácido tiossulfúrico

H 2SO3 ácido sulfuroso → H 2S 2 O2 ácido tiossulfuroso

♣♣♣♣ Emprego do prefixo orto, piro, meta.

Estes prefixos são utilizados para ácidos que apresentam diferentes graus de hidratação.

São comuns para os ácidos de fosfóro(P), arsênio(As ) e antimônio(Sb).

Prefixo orto: é adotado para o ácido de maior grau de hidratação.

Prefixo meta: é adotado para o ácido resultante da retirada de uma molécula de água do

ácido de maior grau de hidratação.

1Ac (orto) - 1 H 2O →→→→ 1 Ac (meta)

Prefixo piro:é adotado para o ácido resultante da retirada de uma molécula de água de

duas moléculas do ácido de maior grau de hidratação.

2Ac (orto) - 1 H 2O → 1Ac (piro)

H 3AsO3 - H 2O → HAsO2

+3 +3 ácido ortoarsenioso ácido metarse nioso.

ou ácido arsenioso

H 3AsO4 - H 2O → HAsO3

+5 +5 ácido ortoarsênico ácido metarsênico

ou ácido arsênico



19

H 3SbO3 - H 2O → HSbO2

+3 +3 ácido antimonioso ácido metantim onioso

H 2SbO4 - H 2O → HSbO3

+5 +5 ácido antimônico ácido meta ntimônico

H 3PO4 - H 2O → HPO3

+5 +5 ácido fosfórico ácido metafosfórico

H 3PO3 - H 2O → HPO2

+3 +3 ácido fosforoso ácido metafosforoso

♣♣♣♣ Quando um elemento forma apenas um ácido oxigenado ,usa-se a

terminação ico.

ex: ácidos oxigenados do boro (nox +3)

ácidos oxigenados do silicio (nox +4)

H 3BO3 - H 2O → HBO2

+3 +3 ácido bórico á cido metabórico

H 4SiO4 - H 2O → H 2SiO3

+4 +4 ácido silícico ácido metassilícico

2 H 4SiO4 - H 2O → H 6Si 2O7

+4 +4 ácido silícico ácido pirossilícico



20

2 H 3AsO3 - H 2O → H 4As 2O5

+3 +3 ácido arsenioso ácido piroarsenioso

2 H 3AsO4 - H 2O → H 4As 2O7

+5 +5 ácido arsênico ácido piroarsênico

2 H 3PO4 - H 2O → H 4P 2O7

+5 +5 ácido fosfórico ácido pirofosfórico

2 H 3PO3 - H 2O → H 4P 2O5

+3 +3 ácido fosforoso ácido pirofosforoso

4- Propriedades dos Ácidos.

♣♣♣♣ sabor azedo

♣♣♣♣ condutibilidade elétrica

♣♣♣♣ reagem com bases produzindo sal e água

ácido + base →→→→ sal + água

H Cl NaOH NaCl H2O

NaOH Na2SO4 H2OH2SO4 2 2

4.1- Ação sobre os indicadores.

indicador tornassol fenolftaleina metilorange

coloração róseo incolor vermelho

4.2- Substância anfotérica São substâncias que possuem em sua estrutura centros básicos e centros ácidos, e sendo assim, podem agir nas reações iônicas como acido e como base dependendo do tipo de sistema analisado.Observe a estrutura do aminoácido a seguir



21

CC C

N

OOH

H

H H

H

H

H

Centro ácidohidrogênio ionizável

Centro básicoé no par de elétronslivres do nitrogênio

H3C

H2NCOOH

H

Centro básico

Centro ácido

Segue a reação, mostrando o aminoácido como base.

COOHH2N

H3C

H

O

H H

COOHH2N

H3C

H

O

H

H+

Base, doa parde elétrons

Ácido recebeo par de elétrons Ácido conjugado

Baseconjugada

Segue a reação em que o aminoácido desempenha a função de ácido.

C-O -HH2N

H3C

H

O

H

HCOO-

H2N

H3C

H

O H+

Base, doa parde elétrons

Ácido recebeo par de elétrons

Ácido conjugado

Baseconjugada

O



22

Autoionização

H2O H2O

Ácido BaseH3O

OH

ÁcidoBase ]

CH3COOH

CH3COOH

Ligações sigma e piLigações sigma e pi

Base

Ácido

CH3C = O - H

OH

CH3C = O

O

Ácido conjugado

+

Base conjugada

5-ESTUDO DAS BASES

5.1- Formula Geral das Bases

M +X(OH)X

NaOH, AgOH, Ba(OH) 2, Fe(OH)2, Fe(OH)3.

A única base formada por cátion não metálico é o hidróxido de amônio NH 4OH

NH4

+ cátion amônio

NH3 amônia,gás amoníaco.

5.2- Bases formadas por elementos de nox constante. hidróxido de + nome do elemento formador do cátion

Ex:

NaOH hidróxido de sódio



23

LiOH hidróxido de litio

KOH hidróxido de potássio

Ba(OH)2 hidróxido de bário

Ca(OH)2 hidróxido de cálcio

Mg(OH)2 hidróxido de magnésio

Zn(OH)2 hidróxido de zinco

Al(OH)3 hidróxido de alumínio

Be(OH)2 hidróxido de berílio

Sr(OH)2 hidróxido de estrôncio

NH 4OH hidróxido de amônio

5.3- Elementos que formam bases com nox diferentes.

hidróxido de + nome do elemento seguido da

terminação ico para o mai or nox

hidróxido de + nome do elemento seguido da

terminação oso para o meno r nox

ou ainda

hidróxido de + nome do elemento seguido

o valor do nox em romano

Fe(OH)2 hidróxido ferroso

hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 hidróxido férrico

hidróxido de ferro III

CuOH hidróxido cuproso

hidróxido de cobre I



24

Cu(OH)2 hidróxido cúprico

hidróxido de cobre II

AuOH hidróxido auroso

hidróxido de ouro I

Au(OH)3 hidróxido áurico

hidróxido de ouro III

5.4- Classificação das Bases

a) Quanto ao número de hidroxilas.

♣♣♣♣ monobases : NaOH, NH 4OH, KOH

♣♣♣♣dibases : Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , Zn(OH)2

♣♣♣♣ tribases : Al(OH)3 , Fe(OH)3 , Au(OH)3

b)Volatilidade.Baseada no ponto de ebulição.

♣♣♣♣bases fixas : apresentam elevado ponto de ebulição.

Todas as bases de metais. KOH, NaOH

♣♣♣♣ bases voláteis :apresentam baixo ponto de ebulição.

NH 4OH

c)Quanto a solubilidade.

♣♣♣♣ bases solúveis :apresentam alto coeficiente de solubilidade em água.São as

bases de metal alcalino

e o hidróxido de amônio.

NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, NH 4OH

♣♣♣♣ as bases de metais alcalinos terrosos são consideradas pouco solúveis em

água.



25

Ba(OH)2, Ca(OH)2 , Mg(OH)2, Sr(OH)2

♣♣♣♣ bases insolúveis : apresentam baixo coeficiente de solubilidade em água. São todas as bases

excluindo as bases de metais alcalinos.

Fe(OH)2 ,Fe(OH)3, Zn(OH)2

d)Quanto a força basica.

♣♣♣♣ bases fortes . Elevado grau de dissociação,α próximo de 100

São as bases de metal alcalino e alcalino terroso.

NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2

♣♣♣♣ bases fracas : são todas as bases excluindo as bases de metais alcalinos e alcalinos

terrosos.

NH 4OH, Fe(OH)2, Fe(OH)3 ,Zn(OH)2, AgOH

5.5- Propriedades das Bases.

♣♣♣♣ sabor cáustico,adstringente.

♣♣♣♣ conduzem a corrente elétrica.

♣♣♣♣ reagem com ácido produzindo sal e água.

♣♣♣♣ ação sobre os indicadores.

indicador tornassol fenolftaleina me tilorange

cor azul vermelho amarelo



26

6- PARTE EXPERIMENTAL

6.1- Materiais e Reagentes.

-Tubos de ensaio

-Becker de 250ml

-Erlenmeyer de 250ml

-Espátula

-Pinça metálica

-Funil comum

Papel de filtro quantitativo

-Suporte universal com garra

-Solução de metil orange

-Solução de NaOH 0,5M

-Solução de fenolftaleina

-Solução de HCl 0,5M

-Suco retirado de um limão pequeno

-Solução de ácido fosfórico 0,5M

-Solução de ácido sulfúrico 0,5M

-Papel de tornassol vermelho



27

-Magnésio em fita e em pó

-Balões usados em festas

-P 2 O5

6.2- Procedimento Experimental

Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores.

-Enumerar 8 tubos de ensaio e colocá-los numa estante para tubos de ensaio.

-Adicionar cerca de 2ml de cada uma das soluções ácidas ou básicas nos tubos

numerados.

-Mergulhar a ponta de um papel de tornassol azul nos tubos 1,2,3 e 4.Completar a

tabela.Repetir o procedimento usando o papel de tornassol vermelho.

-Para os tubos 5,6,7 e 8 seguir corretamente a tabela.

tubo solução indicador coloração

1 NaOH tornassol azul ...................

tornassol verm. ....................

2 suco de limão tornassol azul .....................

tornassol verm. ......................

3 vinagre tornassol azul ......................

tornassol verm. .........................

4 HNO3 tornassol azul ..........................

tonassol verm. ...........................

5 CH 3COOH metil orange ............................

6 NH 4OH metil orange ...........................

7 HCl fenolftaleina ..........................

8 KOH fenolftaleina ...........................

6.3- PREPARAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES

-Colocar uma quantidade pequena de óxido de bário ou óxido de cálcio em um tubo de ensaio.

-Acrescentar 4ml de H 2O destilada. Agitar e em seguida filtrar.



28

-Adicionar 2 gotas de fenolftaleina ao filtrado. Anote suas observações.

-Colocar 2ml de H 2O destilada em um tubo de ensaio.

-Adicionar pequena quantidade de anidrido fosfórico.

Agitar o sistema e pingar com a ajuda de um bastão de vidro, 2 gotas da solução em um pedaço de papel de

tornassol azul, em seguida, adicionar 2 gotas de fenolftaleina.

Anote suas observações.

6.4- FORÇA DOS ÁCIDOS

-Os ácidos utilizados a seguir (HCl, H 2SO4 , H 3PO4 , CH 3COOH , H 2C 2O4), devem estar

submetidos a mesma concentração(1M).

- Etiquetar cinco erlenmeyer com a fórmula de cada ácido a ser utilizado.

- Adicionar 20ml de cada ácido em cada erlenmeyer correspondente .

-Em cada erlenmeyer colocar 5cm de fita de magnésio e imediatamente colocar o balão de borracha na boca

do erlenmeyer.

Repetir este procedimento para cada erlenmeyer.

-Escrever a equação química do processo para cada erlenmeyer.

1-

2-

3-

4-

5-

-Marcar o tempo de 1 em 1 minuto, observando as alturas dos balões nos respectivos tempos,até o término da

reação.Anote suas observações.



29

-Montar uma tabela , colocando os ácidos em ordem crescente de força, de acordo com a altura do balão.

7- Compostos inorgânicos utilizados na área de farmácia. 7.1- Ácido Bórico. Sinonímia: ácido ortobórico, ácido borácico, sal sedativo hombergú e borofax. Caracteres:pequenos cristais brancos escamosos, ou lâminas brilhantes, levemente untoso ao tato.O produto aquecido a 100 C perde uma molécula de água formando o ácido metabórico HBO2 Solubilidade: um grama de ácido bórico dissolve-se em 18ml de água fria, em 4ml de água fervente, em 18 ml de álcool, em 6ml de álcool fervente, em 4ml de glicerina. Propriedades terapêuticas: desinfetante, bastante ativo e pouco tóxico. Conservação: em recipientes bem fechados. 7.2- Água Oxigenada. Sinonímia: peróxido de hidrogênio, solução de peróxido diluido. Caracteres: liquido incolor, límpido Solubilidade: solúvel em água. Propriedades terapêuticas: utilizado na limpeza de ferimentos. Conservação: em recipientes de vidros bem fechados, ao abrigo da luz em lugar fresco. 7.3- Bicarbonato de sódio Sinonímia: carbonato ácido de sódio. Caracteres: pó cristalino branco, ou massas duras, opacas, constituidas pela aglomeração dos cristais. Solubilidade: um grama dissolve-se em cerca de 100ml de água, insolúvel em álcool. Propriedade terapêutica: antiácido, repositor eletrolitico, alcalinizador sistêmico. Conservação: em recipientes hermeticamente fechados. 7.4- Cloreto de sódio Sinonímia: cloreto de sódio, sal de cozinha. Caracteres: cristais cúbicos incolores ou pó cristalino. Solubilidade: solúvel em água, pouco solúvel em álcool. Propriedades terapêuticas: repositor eletrolítico. Conservação: em recipiente hermeticamente fechado, ao abrigo da luz e calor .

7.5- Hidróxido de alumínio (GEL)



30

Sinonímia:hidróxido de alumínio geletinoso dessecado, gel hidratado de alumínio dessecado. Caracteres: pó branco, inodoro, insípido e amorfo. Solubilidade: insolúvel em água, solúvel nos ácidos minerais diluidos e nos álcalis fixos. Propriedades terapêutica: na dermatologia utiliza-se como excipientes, possui a propriedade de formar uma fina pelicula sobre a zona de aplicação, o que pode ser desejável em muitos casos. Conservação: em recipientes fechados, ao abrigo de umidade, deve ser evitado o congelamento. 7.6- Hidróxido de cálcio. Sinonímia: hidrato de cálcio. Caracteres: pó ou cristais , que facilmente absorvem anidrido carbônico do ar, originando carbonato de cálcio. Solubilidade:pouco solúvel em água, solúvel em glicerina. Propriedade terapêutica: produto alcalinizante e adstrngente. Conservação: em recipientes bem fechados. 7.7- Iodeto de potássio. Sinonímia: hidrato de potássio, potassa cáustica. Caracteres: é comercializado na forma de pastilhas, cilindros em placas, é uma substância branca, untuosa ao tato, inodoro, sabor ardente, excessivamente cáustico. Solubilidade:solúvel na água, álcool 3%, glicerina 3% e em éter etlíco. Bibliografia Recomendada. LIMA, Waterloo Napoleão.Química inorgânica experimental. Geu,Editora e gráfica.UFPA-Belém ,1993. ROSITO, Berenice.Experimentos em química.Editora Sulina, 2a edição,vol.I, Porto Alegre,1983. SILVA,Ivan Alves et. all. Química Geral.GEU Editora.UFPA.Belém- Pará,1986. TRINDADE,Diamantino F. et. all.Química básica experimental. Editora Icone.São Paulo,1989. CHANG, Raymond. Essential chemistry. Ed. McGraw-Hill. United States of America.

1996

KOTZ, J., C., TREICHEL, P.. Química e Reações Químicas. Editora LTC ,3ª edição, volume ,

Rio de Janeiro,1998

2- RUSSEL, J.B. Química Geral, Makron Books, 2ª edição, Volume 1, São Paulo, 1994.

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Cidos e bases inognicos