Teorias ácido-base de Arrhenius

Ácidos de Arrehenius

É todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando

* Ionização  Formação de íons

Considerações Importantes

Na fórmula estrutural dos ácidos as ligações químicas são covalentes (molecular) ou seja, não há íons, mas quando dissolvemos essa substâncias em água os íons são formados, por isso a solução aquosa de ácido conduz corrente elétrica (eletrólito). O que caracteriza o ácido é sua propriedade de ceder H+.

O H+ liberado se liga a uma molécula de água formando

Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, mas como nos livros é comum a representação dessas soluções apenas por H+, dizemos:

O H+ é uma maneira cômoda de representar o H3O+.

A ionização que mostramos como exemplo:

Fica corretamente representada por:

HA + H2O  H3O+ + A-

Mas as duas são consideradas corretas.

O cátion H+ (H3O+) é responsável pelo sabor azedo das soluções ácidas. Não se deve provar os ácidos para identificá-los, pois vários deles são extremamente reativos.

A ionização acontece em etapas, onde em cada etapa ocorre a liberação de um H+ ou seja a formação de um H3O+.

Exemplo

Ácido Clorídrico (HCl)  1 Hidrogênio ionizável  1 etapa

ou

HCl + H2O  H3O+ + Cl-

Ácido Carbônico (H2CO3)  2 Hidrogênios ionizáveis  2 etapas

NUNCA SE ESQUEÇA: Quando aparecer H+, na verdade é o H3O+

Força dos Ácidos

Ao dissolver-se um ácido na água, algumas moléculas sofrerão ionização formando H+ (ou H3O+), outras não. Quanto maior é o número de moléculas ionizadas, mais forte é o ácido.

Nomenclatura

Hidrácidos (ácidos não oxigenados)

Ácido Nome do elemento + ÍDRICO

Exemplo

HCl : ácido clorídrico.

HF : ácido fluorídrico.

H2S : ácido sulfídrico.

HCN : ácido cianídrico.

Oxácidos  (ácidos oxigenados)

A grande maioria dos ácidos apresentam oxigênio. Temos alguns caminhos para a nomenclatura desses ácidos, vamos agora por um deles.

NOME:  Ácido     Elemento central + ICO

TABELA DE ÁCIDOS PADRÃO

Elemento Central Padrão Nome
Cl, Br, I H Cl O3 Ácido Clórico
S, Se, Te H2 S O4 Ácido Sulfúrico
P, As, Sb H3 P O4 Ácido Fosfórico
B H3 B O3 Ácido Bórico
C H2 C O3 Ácido Carbônico
N H N O3 Ácido Nítrico

1ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos

Ácido Elemento central + oso

Exemplo

H2SO3 Ácido sulfuroso

(Veja na tabela que o ácido padrão para o enxofre é H2SO4)

2ª REGRA

Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos

Ácido    Hipo + elemento central + oso

Exemplo

H3PO2 Ácido Hipofosforoso

(o ácido padrão para o fósforo é o H3PO4)

3ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais

Ácido    Per + elemento central + ico

Exemplo

HClO4  Ácido Perclórico

(Padrão para o cloro é HClO3)

Ácidos "orto"

Este prefixo não altera a fórmula do ácido, apenas indica que é possível retirar água.

Exemplo

Ácido ortofosfórico = Ácido Fosfórico H3PO4

Ácidos "meta"

Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de uma molécula do ácido.

1 (ácido) -1 H2O

Exemplo

Ácido metafosfórico HPO3

Ácidos "piro"

Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de duas moléculas do ácido.

2 (ácido) - 1 H2O

Exemplo

Ácido Pirofosfórico H4P2O7

2.(H3PO4)

Sumário

- Ácidos de Arrehenius
i. Considerações Importantes
ii. Força dos Ácidos
- Nomenclatura
i. Hidrácidos (ácidos não oxigenados)
ii. Oxácidos (ácidos oxigenados)
iii. Ácidos "orto"
iv. Ácidos "meta"
v. Ácidos "piro"
- Indicadores Ácidos
- Ácidos importantes
- Bases de Arrehenius
- Bases - Formulação
- Nomenclatura
- Propriedades das Bases de Arrehenius
- Indicadores de Bases
- Força de Bases
- Química Aplicada
- Potencial Hidrogeniônico (pH)
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