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Teorias ácido-base ARRHENIUS Arrhenius:Teoria da Dissociação Eletrolítica Ácidos : são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H + [ H 3 O.

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2 Teorias ácido-base ARRHENIUS

3 Arrhenius:Teoria da Dissociação Eletrolítica Ácidos : são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H + [ H 3 O + ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa. Ácidos : são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H + [ H 3 O + ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa. Ex.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Ex.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 - HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 -

4 Bases: são substâncias que liberam íons OH - (íons hidróxido) em solução aquosa. Bases: são substâncias que liberam íons OH - (íons hidróxido) em solução aquosa. Ex.: NaOH + H 2 O Na + + OH - Ex.: NaOH + H 2 O Na + + OH - Ca(OH) 2 + H 2 O Ca OH - Ca(OH) 2 + H 2 O Ca OH -

5 Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H + com o íon OH - para formar moléculas de H 2 O. Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H + com o íon OH - para formar moléculas de H 2 O. H + aq + OH - aq H 2 O aq H + aq + OH - aq H 2 O aq A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações. A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações.

6 LIMITAÇÕES: Teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas; Teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas; Não aponta para a basicidade da amônia (NH 3 ), por exemplo, que não contém grupo OH; Não aponta para a basicidade da amônia (NH 3 ), por exemplo, que não contém grupo OH; A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base. A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base.

7 Teoria Protônica BRöNSTED LOWRY

8 TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY Ácido: é qualquer substância (molécula ou íon) que pode transferir um próton (íon H + ) para outra substância. Ácido: é qualquer substância (molécula ou íon) que pode transferir um próton (íon H + ) para outra substância. Ácidos são espécies doadoras de prótons. Ácidos são espécies doadoras de prótons. Base : é qualquer substância que pode aceitar um próton (H + ). Base : é qualquer substância que pode aceitar um próton (H + ). Bases são espécies aceptoras de prótons. Bases são espécies aceptoras de prótons.

9 Reações ácido-base são tidas como reações de transferência de prótons. Reações ácido-base são tidas como reações de transferência de prótons. Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry haverá a formação de um par ácido- base conjugado, isto é, sempre o ácido terá a sua base conjugada e vice-versa, ou seja, a base certamente terá o seu ácido conjugado. Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry haverá a formação de um par ácido- base conjugado, isto é, sempre o ácido terá a sua base conjugada e vice-versa, ou seja, a base certamente terá o seu ácido conjugado.

10 Esquematizando

11 Ex.:

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14 Força Quanto maior é a tendência em doar prótons, mais forte é o ácido. Quanto maior é a tendência em doar prótons, mais forte é o ácido. Quanto maior a tendência em receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa. Quanto maior a tendência em receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa. Água substância anfiprótica (espécies que podem ceder ou receber prótons H + ). Água substância anfiprótica (espécies que podem ceder ou receber prótons H + ).

15 100% ionizado em H 2 O forte ÁcidoBase insignificante forte 100% protonado em H 2 O fraco Aumento da força ácida Aumento da força básica

16 Teoria Eletrônica LEWIS

17 Ácido: é uma espécie química (molécula ou íon) com orbital vazio capaz de receber um par de elétrons em uma reação; Ácido: é uma espécie química (molécula ou íon) com orbital vazio capaz de receber um par de elétrons em uma reação; Base: é uma espécie química (molécula ou íon) que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada em uma reação. Base: é uma espécie química (molécula ou íon) que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada em uma reação.

18 Em resumo: Ácido é um receptor de par de elétrons. Ácido é um receptor de par de elétrons. Base é um doador de par de elétrons. Base é um doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Neutralização é definida como a formação de uma ligação covalente coordenada. Neutralização é definida como a formação de uma ligação covalente coordenada.

19 A teoria de Lewis não depende de prótons, nem de reações com solventes. Amplia a definição para todas as reações químicas. A teoria de Lewis não depende de prótons, nem de reações com solventes. Amplia a definição para todas as reações químicas.

20 Ex.:

21 Ex.:

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23 Ácidos de Lewis Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de Bronsted-Lowry; Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de Bronsted-Lowry; Moléculas contendo um átomo com deficiência de um par de elétrons (BF 3, AlCl 3, FeBr 3 ). Moléculas contendo um átomo com deficiência de um par de elétrons (BF 3, AlCl 3, FeBr 3 ). Cátions: H +, Cu 2+, Cátions: H +, Cu 2+,

24 Bases de Lewis Todas as bases de Bronsted-Lowry; Todas as bases de Bronsted-Lowry; Moléculas contendo átomos com um ou mais pares de elétrons não compartilhados (H 2 O, NH 3, H 3 C – NH 2 ) Moléculas contendo átomos com um ou mais pares de elétrons não compartilhados (H 2 O, NH 3, H 3 C – NH 2 ) Ânions: OH -, Cl -, CN - Ânions: OH -, Cl -, CN -

25 Comparação entre as três teorias Comparação entre as três teorias

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