Fundamentos de Química - graduacao.iqsc.usp.brgraduacao.iqsc.usp.br/files/SQM466_3_AcidosBases.pdf · 28/08/2015 2 3 Fundamentos de Química Profa. Janete Yariwake Exercícios selecionados

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Fundamentos de QuímicaProfa. Janete Yariwake

Bloco 2. Soluções. Equilíbrio químico emsolução aquosa

2.1 Ácidos e bases

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2Fundamentos de QuímicaProfa. Janete Yariwake

Bibliografia - Exercícios selecionados Exercícios retirados dos seguintes livros-texto:

�J.E. Brady, G.E. Humiston. Química Geral, vol. 1 (2ª ed., 1986).

�P. Atkins, L. Jones. Princípios de Química(5ª ed., 2012)

e-Aulas recomendadas (para “revisão”)� e-Aulas (portal e-Aulas USP)

•Estequiometria e representação de reações químicas

Prof. Guilherme A. Marson

http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=361

•Estequiometria de reações

Prof. Guilherme A. Marson

http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=362

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Exercícios selecionados – Estequiometria(Bloco 1 – Conceitos e cálculos fundamentais)

Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2):

2.4 cálculo do número de moles

2.8 massa de 1 átomo

2.9 cálculos de peso molecular (= “peso fórmula”)

2.11 cálculo % massa (composição centesimal)

2.12 fórmula mínima

2.15 fórmula molecular

2.16 balanceamento de reações

2.22 cálculo estequiométrico com reagentes limitantes


Exercícios selecionados – Estequiometria(Bloco 1 – Conceitos e cálculos fundamentais)

Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos):

pg F39 / E1 cálculo do número de moles

pg F39 / teste E1B

pg F41 / E3 cálculo da massa molar média (Cl35 e Cl37)

pg F42+ F43 / E.4 cálculo da % massa (composição %)

pg F47 + F48 F2 cálculo da fórmula mínima

pg F63 / H1 representação e balanceamento

de reações químicas

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Exercícios selecionados – Cálculos de concentração(Bloco 1 – Conceitos e cálculos fundamentais)

Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2): 2.25 cálculos de molaridade (= “concentração molar ”)

2.26

2.27 cálculos de preparo de soluções

Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos): pg F 55+ F 56 / G.2 cálculos de preparo de soluções

pg F 57 + F58 / G.4

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2o Bloco: Soluções. Equilíbrio Químico emsolução aquosa


• Soluções: íons e estado de oxidação. Dissolução e ionização. Solvatação.

• Reações em solução e equilíbrios iônicos em solução aquosa.

• pH e autoionização. Ácidos e bases de Arrhenius. Acidez e eletronegatividade. Efeito tampão.

• Reações de oxidação e redução. Potencial padrão de redução. Equação de Nernst. Condutividade iônica. Pilhas e baterias; corrosão; eletrólise.

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Alguns exemplos de aplicações da Física emsistemas em solução aquosa


• Sistemas biológicos: Diagnóstico por imagens (ressonância, ultrassom, tomografia, etc.)

• Fisico-química moderna: Eletroquímica e geração de energia (pilhas, baterias, células solares, etc.)

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Conceitos fundamentais da Química


Reações Químicas

As reações químicas podem ocorrer:- em fase gasosa- em fase sólida

- em solução soluto = substância presente em menor proporção.Ex: NaCl

solvente = substância presente em maior proporção

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Reações em solução aquosa


Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água

NaCl (s) Na + (aq) + Cl – (aq)

íon sódio íon cloreto

cátion ânion

o NaCl é um eletrólito , pois a solução tem propriedades condutoras de eletricidade(solução iônica) .

Dissociação do NaCl

Solvatação do NaCl (solução aquosa de NaCl)

https://www.youtube.com/watch?v=WC70MbtxVR8

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl-

(aq)

molécula de água (H2O)

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Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água

sacarose (C12H22O11 )

não sofre dissociação em solução

aquosa

não conduz corrente elétrica

NaClsofre dissociação em solução aquosaeletrólito – conduz

corrente elétrica

sacarose(açúcar comum)

C.R.Martins et al., Quím. Nova vol.36 no. 8 (2013)http://dx.doi.org/10.1590/S0100-40422013000800026

A sacarose não é um eletrólito pois ao dissolver-se em água, a

molécula permanece intacta (não há quebras de ligações químicas).

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NaClsofre dissociação em solução aquosaeletrólito – conduz

corrente elétrica

�(material retirado de uma página da

Internet sobre esportes)

“Você já ouviu falar em eletrólitos? Não?

Então lá vai! Os eletrólitos são fontes de

energia imediata, que auxiliam na

hidratação do corpo. São comumente

encontrados em bebidas esportivas ....”

blablablabla...

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Exemplo 2: Preparo de uma solução de HCl em água

HCl (aq) + H2O H3O + (aq) + Cl – (aq)

íon hidrônio íon cloreto(“próton”)cátion ânion

� ocorre uma reação química reversível (transferência de um H+ para a molécula de H2O)

� HCl é um ácido , pois a solução contém íons H3O+

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Definições de ácidos e bases


• Ácidos e bases – definição de Arrhenius• Ácidos e bases – definição de Bronsted-Lowry• Ácidos e bases – definição de Lewis

Em soluções aquosas, na maioria dos casos encontramos ácidos e bases cf. as definições de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry .

Alguns exemplos de reações de Ácidos e bases de Lewis: � em solventes não-aquosos� em fase gasosa� reações de complexação (substâncias inorgânicas: metais de

transição )

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ácidos e bases – cf. Arrhenius





� HCl é um ácido de Arrhenius , pois quando dissolvido em água, “libera” íons H3O+

ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H3O+ em solução aquosa.

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ácidos e bases – cf. Bronsted-Lowry





ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H3O+ em solução aquosa.

HCl: “doa” H+

(ácido de Bronsted-

Lowry)

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Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH3 em água

NH3 (aq) + H2O NH4+

(aq) + OH – (aq)

íon hidrônio íon hidroxila(“próton”)cátion ânion

� ocorre uma reação química reversível (transferência de um H+ da molécula de H2O)

� NH3 é uma base , pois a solução contém íons OH-

Base de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons OH - em solução aquosa.

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NH3 (aq) + H2O NH4+

(aq) + OH – (aq)


Base de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons OH- em solução aquosa.

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NH3 (aq) + H2O NH4+

(aq) + OH – (aq)


Base de Bronsted-Lowry: qualquer substância que pode receber íons H +

doador deíons H+

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Animações – Figuras do Atkins (5ª ed)

Ácidos e bases

http://www.grupoa.com.br/atkinsprincipiosdequimica5ed

ver menu: animacoes

Animação 11.1 (Figura 11.1) – HCl em solução aquosa

Animação 11.4 (Figura 11.4) – NH3 em solução aquosa

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ácidos e bases: Auto-ionização da água


H2O + H2O H3O + + OH –

íon hidrônio íon hidroxila(“próton”)

cátion ânion

� a água pode formar íons H3O+ e íons OH-

substância anfótera (“anfiprótica”)(a água pode reagir como um ácido ou como uma base, cf. as definições de Bronsted-Lowry)

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Reações ácido-base

Exemplo 2

NH4OH + HCl NH4Cl + H2Obase ácido sal água

(cloreto de amônio)

� as reações ácido-base também são chamadas em alguns livros

“reação de neutralização”. Porém, este nome não é correto !(lembrete para as aulas de hidrólise dos sais e soluções-tampão)

Exemplo 1

NaOH + HCl NaCl + H2Obase ácido sal água

Fundamentos de Química

Profa. Janete Yariwake

Reações ácido-base

NH3 + HCl NH4+ + Cl –

Em soluções aquosas , na maioria dos casos as reações ácido-base podem ser explicadas usando as definições de Arrheniusou de Bronsted-Lowry .

Obs.: muitas reações em solventes não-aquosos ou em fase gasosa envolvem ácidos e bases de Lewis(assunto não abordado nesta disciplina)



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Reações ácido-base de Lewis

ácido de Lewis: recebe 1 par de elétrons

base de Lewis: doa 1 par de elétrons



Reações ácido-base de Lewis

ácido de Lewis: recebe 1 par de elétrons

base de Lewis: doa 1 par de elétrons

NH3: base de Lewis

BF3: acido de Lewis



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LiOH (s) + CO2 (g) LiHCO3 (s)

OH - + CO2 HCO3 -

base ácido íon bicarbonatode Lewis de Lewis



LiOH (s) + CO2 (g) LiHCO3 (s)

respiração

OH - + CO2 HCO3 -

base ácido íon bicarbonatode Lewis de Lewis

Houston, we have a problem !!!

reação para retirada do CO2 em naves espaciais usando LiOH

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http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u12947.shtml


Reações ácido - base de Lewis

Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa:

CoCl2 + 6 H2O [Co(H2O)6]+2 + 2 Cl-

ácido base complexode Lewis de Lewis

Co2+ = ácido de Lewis(recebe 1 par de elétrons)

H2O = base de Lewis(doa 1 par de elétrons)

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Reações ácido - base de Lewis

Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa:

CoCl2 + 6 H2O [Co(H2O)6]+2 + 2 Cl-

ácido basede Lewis de Lewis complexo (sal hidratado)

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