PRÉ-VESTIBULAR - DICAS DE QUÍMICA DO PROFESSOR PAULO SILVA - parte_2

PRÉ-VESTIBULAR - DICAS DE QUÍMICA DO PROFESSOR PAULO SILVA-parte_1

LIGAÇÕES POLARIZADAS E NÃO-POLARIZADAS

Ligação Covalente Apolar

São ligações covalentes entre átomos de mesma eletronegatividade. Exemplos: H₂, Cl₂. F₂.

Quando uma molécula é formada por dois átomos iguais, os elétrons que participam na ligação covalente são igualmente atraídos e partilhados pelos dois átomos, o que significa que, em média, estes se encontram tão próximos de um átomo como do outro. A nuvem eletrônica resultante da ligação química é simétrica.

Nestas moléculas o par eletrônico fica igualmente distribuído entre os dois átomos.

Ligação Covalente Polar

São ligações covalentes entre átomos de eletronegatividades diferentes. Exemplos: HCl, H₂O e CO₂.

A maior eletronegatividade do cloro e do oxigênio faz com que o par eletrônico comum seja mais atraído pelo átomo mais eletronegativo. Consequentemente a nuvem eletrônica é mais densa próximo do elemento mais eletronegativo. Esta distribuição desigual da nuvem eletrônica torna a extremidade da molécula mais negativa que a outra, embora a molécula em si seja neutra, pois o total de prótons é igual ao total de elétrons.

d+ e d- indicam as cargas formais, isto é, cargas devidas unicamente à distribuição desigual da nuvem eletrônica.

As polarizações são mais acentuadas quanto maiores forem as diferenças de eletronegatividade entre os elementos.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES

Introdução

Os conceitos de ácido e base, em termos de íons hidrônio e hidróxido em água, é muito limitada, porque retringe a discussão do fenômeno ácido-base apenas a soluções aquosas. Uma abordagem mais geral foi proposta, em 1923, pelo químico dinamarques Brönsted e pelo químico britânico Lowry. O conceito de Brönsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius, porque não nos restringe a soluções aquosas.

Definições

Ácido: é toda a espécie química capaz de doar um próton (íon H⁺) a uma outra substância.

Base: é definida como uma substância capaz de aceitar um próton (íon H⁺) de um ácido.

De uma maneira mais simples, ácido é um doador de próton e e base é um receptor de próton.

                     

Na reação acima, o HCl está atuando como ácido, porque está doando um próton para a molécula de água. A água, por outro lado, está se comportando como base, por aceitar o próton do ácido. A reação inversa também é uma reação de Brönsted-Lowry, com o íon hidrônio (H₃O⁺) funcionando como ácido, por doar seu próton, e com o Cl^- atuando como base, por aceitá-lo. Ocorre um equilíbrio, onde temos dois ácidos e duas bases, um de cada, em ambos os lados da equação. As espécies que estão relacionadas são denominadas de pares conjugados.

Nesse caso a água funciona como um ácido, por doar próton a uma molécula de amônia (NH₃), que, por sua vez, atua como base. Na reação inversa, o NH₄⁺ é o ácido e  OH^- é a base. Os pares conjugados são: NH₃ e NH₄⁺ mais H₂O e OH^-.

Examinando a água, nos dois exemplo, notamos que no primeiro caso ela funcionou como base e, no outro, como ácido. Tal espécie que pode atuar de ambas as formas, dependendo das condições, é denominada anfiprótica ou anfótera. A água não é a única espécie a se comportar dessa forma.

Autoionização da água, ácido acético e amônia.

Numa reação de autoionização ocorre a transferência de um próton entre duas moléculas semelhantes, produzindo um par de íons. Repare nos exemplos abaixo.

Em cada caso, a substância está desempenhando o papel tanto de ácido como de base.

Forças de Ácidos e Bases

 A melhor maneira de julgar as forças relativas de ácidos e bases é pela comparação das posições de equilíbrio em várias reações ácido-base. Por exemplo, em água o HCl está, essencialmente, 100% ionizado e o HF somente cerca de 3%. Assim:

Os resultados nos mostram que, em água, o HCl é um ácido muito mais forte do que o HF. Mostram, também, que o F^- é uma base muito mais forte do que Cl-, porque nas soluções com o mesmo ácido de referência, H₃O⁺, a maior parte do F^- está protonado e existe como HF, enquanto nenhum Cl^- está protonado.

Á medida que um ácido se torna mais forte, a sua base conjugada torna-se mais fraca ou á medida que as bases tornam-se mais fortes, os seus ácidos conjugados tornam-se mais fracos.

De forma geral, quando ocorre uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry, a posição de equilíbrio situa-se na direção dos ácidos e bases mais fracos.

Lembre-se que quando queremos comparar as forças de ácidos é melhor usarmos uma mesma base como referência.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

TEORIA DE LEWIS PARA ÁCIDO-BASE

Introdução

O conceito de Brönsted-Lowry é restrito em sua finalidade, pois limita a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferência de próton. Existem muitas reações que têm todas as características de reações ácido-base, mas não se ajustam à teoria de Brönsted-Lowry.

Definições

Base é toda a espécie química que pode doar um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente.

Ácido é toda a espécie química que pode aceitar um par de elétrons para formar uma ligação.

Veja o exemplo abaixo:

 O NH₃ funciona como base e o BF₃ como ácido. Espécies químicas contendo elementos com camadas de valência incompletas, como o BF₃ ou AlCl₃, tendem a ser ácidos de Lewis, enquanto que espécies químicas ou íons que tenham pares de elétrons não compartilhados podem comportar-se como bases de Lewis. Quando a reação ácido-base ocorre, é formada uma ligação covalente dativa (coordenada).

A formação de uma espécie química pode ocorrer sem a interferência de qualquer quantidade de água, como é mostrado pela equação

Na₂O_(s)   +   SO_3(g)   →   Na₂SO_4(s)

Conforme a definição de Lewis esta também é uma reação de neutralização entre uma base de Lewis (íon óxido) e um ácido de Lewis (trióxido de enxofre).

Nesse caso deve ocorrer um novo rearranjo eletrônico, pois o oxigênio se liga ao enxofre. Reações deste tipo são importantes na remoção de óxidos de enxofre dos gases produzidos pela combustão de combustíveis com alto teor de enxofre. A reação entre o Na₂O e o SO₃ mostra as limitações do conceito de Brönsted-Lowry porque nenhum próton está envolvido na reação.

Reagentes Nucleófilos e Eletrófilos

Uma base de Lewis é uma espécie química que, em suas reações, procura um núcleo com o qual possa compartilhar um par de elétrons. Por isso é denominada nucleófilo (amiga do núcleo). Os ácidos de Lewis procuram espécies que tenham pares de elétrons com os quais possam se ligar, os ácidos de Lewis são denominados eletrófilos (amigo de elétrons).

AlCl₃  +  COCl₂  →  COCl⁺  +  AlCl₄^-

Elaboração: Prof. Paulo Silva

REAÇÕES DE DUPLA-TROCA

Introdução

As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados ou ionizados. Assim:

Como acontece uma reação de dupla-troca

Considerando a reação: KCl e AgNO₃. Os dois sais estão dissolvidos em água, portanto, dissociados em K⁺, Cl^-, Ag⁺ e NO₃^-. Como os dois sais são solúveis em água, as duas soluções têm aparência de água pura.

Quando os dois sais reagem, forma-se um sal insolúvel, o AgCl. A mistura apresentará uma aparência de água turva devido à formação de sal insolúvel, o AgCl (branco). Os cristais de AgCl ficam em suspensão na água.

Condições de ocorrência de uma reação de dupla-troca

Uma reação de dupla-troca ocorre quando pelo menos uma das condições abaixo for satisfeita.

a) Um dos produtos é insolúvel (veja a tabela no final).

b) Um dos produtos é um eletrólito mais fraco que um dos reagentes.

c) Um dos produtos é volátil.

d) Um dos produtos é um gás.

Como equacionar as reações de dupla-troca

1º) dissocie ou ionize os reagentes, descobrindo as cargas dos íons participantes.

2º) escreva os produtos formados, fazendo a dupla-troca.

3º) escreva a equação sem os coeficientes.

4º) acerte os coeficientes.

5º) verifique se foi satisfeita uma das condições para ocorrer a reação.

Regras de solubilidade dos sais na água

a) Os sais dos metais alcalinos e do amônio (NH₄⁺) são solúveis.

b) Os nitratos (NO₃^-1) são solúveis.

c) Os acetatos são solúveis. Exceto: Ag).

d) Os cloretos, brometos e iodetos são solúveis. Exceto: Ag, Hg e Pb.

e) Os sulfatos (SO₄^-2)são solúveis. Exceto: Ca, Sr, Ba e Pb.

f) Os sulfetos são insolúveis. Exceto: metais alcalinos, amônio e alcalino-terrosos.

g) Os carbonatos (CO₃^-2) e os fosfatos (PO₄^-3) são insolúveis. Exceto os metais alcalinos e do amônio.

Regras da solubilidade das bases na água

São solúveis as bases dos metais alcalinos, bário, cálcio e amônio. As demais bases são insolúveis.

Elaboração: Prof. Paulo Silva