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FUNÇÕES QUÍMICAS

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FUNÇÕES QUÍMICAS. Definição: substâncias com propriedades químicas semelhantes. Classificação Geral: Funções Inorgânicas Funções Orgânicas. NaCl + H 2 O. açucar + H 2 O. INTRODUÇÃO. Condutibilidade das Soluções : As experiências do Químico Arrhenius. . Solução eletrolítica .

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fun es qu micas
FUNÇÕES QUÍMICAS

Definição: substâncias com propriedades químicas semelhantes.

  • Classificação Geral:
  • Funções Inorgânicas
  • Funções Orgânicas
introdu o

NaCl + H2O

açucar + H2O

INTRODUÇÃO

Condutibilidade das Soluções:As experiências do Químico Arrhenius.

Solução eletrolítica

Solução não eletrolítica

fun es inorg nicas

CLASSIFICAÇÃO:

  • ÁCIDOS
  • HIDRETOS
  • BASES
  • ÓXIDOS
  • SAIS
FUNÇÕES INORGÂNICAS
conceitos de arrhenius cidos hidretos e bases
Conceitos de Arrhenius: Ácidos, Hidretos e Bases
  • Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+ (H3O+).
  • Ex.: HCl  H+ + Cl-

aq

  • Hidretos: compostos binários de hidrogênio.
  • Ex.: HCl, KH, NH3, etc.
  • Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.
  • Ex.: NaOH  Na+ + OH-
conceitos de arrhenius xidos e sais
Conceitos de Arrhenius: Óxidos e Sais
  • Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronegativo é o oxigênio.
  • Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
  • Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion diferente do OH-.
  • Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.
defini es importantes
Definições Importantes
  • Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica.
  • Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica.
  • Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa os íons já existentes.
  • Solvatação – envolvimento dos íons do soluto iônico pelas moléculas de água.
  • Ionização – processo de formação de íons que não existiam por reação com a água.
  • Dissolução – processo de separação de componentes não eletrolíticos por ação da água.
defini es importantes7
Definições Importantes
  • Grau de ionização () – relação entre o n° de unidades ionizadas na solução pelo número de unidades inicial da substância.
  •  = n / Nou emporcentagem  = n / N x 100
  • Eletrólito forte –   50%(  0,5)
  • Eletrólito semiforte – 5%   50%(0,05    0,5)
  • Eletrólito fraco –  5%( 0,05)
exerc cios de fixa o

2. (UCSal) Considere a apaparelhagem desenhada abaixo, empregada para teste de condutibilidade elétrica.

O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido?

a) Oxigênio liquefeito.

b) Nitrogênio liquefeito.

c) Hélio liquefeito.

d) água do mar.

e) Gasolina.

1. Os compostos abaixo são, respectivamente:

AgNO3 NH4OH HClO4

a) ácido, base, sal

b) base, sal, base

c) sal, base, ácido

d) ácido, sal, ácido

e) sal, base, base

Exercícios de fixação:
exerc cios de fixa o9
Exercícios de fixação:

3. Assinale as proposições verdadeira:

(01) Todo eletrólito é um composto iônico.

(02) A equaçãoHBr + H2O  H3O + Br-representa a dissolução do HBr.

(04) O açúcar (C12H22O11) ao ser adicionado à água, sofredissociação.

(08) O HCl liquefeito conduz corrente elétrica.

(16) O NaOH emágua forma uma solução eletrolítica.

xidos nomenclatura
ÓXIDOS: Nomenclatura
  • Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido do nome do elemento.

Ex.: Na2O – óxido de sódio / ZnO– óxido de zinco.

  • Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lê-se óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em algarismo romano.
  • Ex.: FeO –óxido de ferro II.
  • Au2O3–óxido de ouro III.
  • SO2–óxido de enxofre IV.
xidos nomenclatura12
Óxidos: Nomenclatura
  • Observações:

1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso ou ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente.

Ex.: FeO – óxido ferroso

Au2O3 – óxido áurico.

  • PbO2 – óxido plumbico.
xidos nomenclatura13
Óxidos: Nomenclatura

2) A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o número de átomos de cada elemento:

Ex.: Cl2O5  pentóxido de dicloro.

3) Nox dos principais metais:

Fe,Co eNi  + 2 e +3

Hg eCu  +1 e +2

Pb ePt  +2 e +4

Au  +1 e +3

xidos nomenclatura14
Óxidos: Nomenclatura

4)Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham terminações em função do Nox, vide tabela.

(+3) ico apenas para o boro - B

(+4) ico apenas para o carbono - C

Ex.: SO3  anidrido sulfúrico / CO2  anidrido carbônico

Cl2O  anidrido hipocloroso / Cl2O5  anidrido clórico

Mn2O7  anidrido permangânico, etc.

bases nomenclatura
BASES: Nomenclatura
  • Bases de metais com Nox fixo: lê-se hidróxido seguido do nome do metal.

Ex.: NaOH – hidróxido de sódio

  • Bases de metais com dois Nox: lê-se hidróxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano.
  • Ex.: Fe(OH)2– hidróxido de ferro II.
  • Observação: Hidróxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente.

Ex.: Fe(OH)3– hidróxido férrico.

hidretos nomenclatura
HIDRETOS: Nomenclatura
  • Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido do nome do metal.

Ex.: CaH2 – hidreto de cálcio.

  • Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano.
  • Ex.: CuH2– hidreto de cobre II.
  • Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente.

Ex.: NiH2– hidreto niqueloso.

exerc cios de fixa o17
Exercícios de fixação:
  • Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos:
  • MgO 
  • Pb3O4 
  • Ca(OH)2 
  • CuH 
  • Fe(OH)3 
  • Óxido de alumínio 
  • Óxido de potássio 
  • Óxido de ferro III 
  • Óxido plumboso 
  • Óxido estânico 
  • Hidreto de lítio 
  • Hidróxido de zinco 
  • Hidróxido ferroso 
  • Hidreto de fósforo 
xidos classifica o geral

Água

Óxidos básicos fortes

Óxidos básicos fracos, ácidos ou anfóteros

Não formam óxidos

Óxidos ácidos ou neutros

ÓXIDOS: Classificação Geral

Óxidos básicos fortes: alcalinos e alcalinos terrosos.

Exceção: BeO (anfótero)

Óxidos ácidos: ametais

Óxidos neutros: CO, N2O e NO (exceções)

Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2

Óxidos ácidos: Nox > +4

Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4

Exceções: ZnO e PbO (anfóteros)

xidos regras de classifica o
ÓXIDOS: Regras de Classificação

Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal, ametal / semimetal.

Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás hilariante.

Metal de Nox = + 8/3 (fórmula Me3O4) - óxido salino.

Metal com Nox = +1 e +2– óxido básico, exceção para o BeO, PbO eZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O = -1 e superóxidos Nox do O = - ½.

Metal com Nox > +4 – óxido ácido.

Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero

xidos classifica o qu mica
Óxidos: Classificação Química
  • Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água formando uma base ou com ácido formando sal e água.

Reações: 1) Na2O + H2O 2NaOH

2) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O

  • Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1.
  • Reações:1) CaO2 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2

2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2

xidos classifica o qu mica22
Óxidos: Classificação Química
  • Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1/2.

Reações: 1) CaO4 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 + O2

2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2 + O2

  • Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água formando um ácido.

Reações: 1)SO3 +H2O  H2SO4

2) Mn2O7+ 2NaOH  2NaMnO4 + H2O

3) SO3 + MgO MgSO4

4) NO2 + H2O HNO2 + HNO3

xidos classifica o qu mica23
Óxidos: Classificação Química
  • Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico.

Reações: 1) ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O

2) ZnO + NaOH  Na2ZnO2 + H2O

  • Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem com água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O.
  • Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento.

Exemplos: Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4

Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O

FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O

bases classifica o
Bases: Classificação

1) Quanto ao número de hidroxila (OH-):

Monobase, ex.: NaOH / Dibase, ex.: Ba(OH)2

Tribase, ex.: Al(OH)3 / Tetrabase, ex.: Pb(OH)4

2) Quanto a solubilidade:

Solúveis: bases do grupo 1A e NH4OH

Pouco solúveis: a maioria dasbases do grupo 2A

Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2e Mg(OH)2

bases classifica o25
Bases: Classificação

3) Quanto ao grau de dissociação:

Fortes: bases dos grupos 1A e 2A.

Fracas: as demais, inclue NH4OH

4) Quanto a volatilidade:

Voláteis: NH4OH Fixas: as demais.

bases rea es
BASES: Reações

1) Reações com óxidos ácidos:

2NaOH + 2NO2  NaNO3 + NaNO2 + H2O

2) Reações de neutralização:

NaOH + HCl NaCl + H2O

3) Reações com sais:

2NaOH + CuCl2 Cu(OH)2 + 2NaCl

NaOH + NH4Cl2  2NaCl + NH3 + H2O

Obs. Na primeira reação há a preciptação do Cu(OH)2, na segunda liberação do gás NH3.

hidretos classifica o
Hidretos: Classificação

1) Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1

Ex.: NaH, CaH2

2) Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1

Ex.: BeH2, NH3

cidos nomenclatura
ÁCIDOS: Nomenclatura
  • Ácidos não Oxigenados ou Hidrácidos: lê-se ácido seguido do nome do elemento com a terminação ídrico.

Ex.: HCl – ácido clorídrico.

H2S– ácido sulfídrico.

HCN – ácido cianídrico (caso especial).

  • Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o nome do anidrido que lhe deu origem.

Ex.: H2SO4– ácido sulfúrico (origem SO3Nox do S = +6).

HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5Nox do Cl = +7)

cidos nomenclatura especial
ÁCIDOS: Nomenclatura especial
  • Ácidos originados de anidridos dos elementos P, Sb e As: reagem com um número variável de moleculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / piro - 2H2O / meta - 1H2O.

Ex.: H3PO4- ácido ortofosfórico (P2O5 + 3H2O 2H3PO4)

  • Ácidos originados do B: reage com 3 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / meta - 1H2O.

HBO2 – ácido metabórico (B2O3+ H2O HBO2)

  • Ácidos originados do Si: pode reagir com 2 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: piro - 2H2O / meta - 1H2O.

H4SiO4– ácido silícico (SiO2+ 2H2O H4SiO4 )

  • Ácidos originados do Cr: pode reagir com 1 ou duas moléculas do óxido crômico com uma de água formando os ácidos crômico e dicromico, H2CrO4 eH2Cr2O7,respectivamente.
exerc cios de fixa o31
Exercícios de fixação:
  • Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos:
  • HF 
  • H2SO3 
  • H2S 
  • HNO3 
  • H2Cr2O7 
  • H3PO4 
  • HNC 
  • Ácido bromídrico 
  • Ácido carbônico 
  • Ácido permangânico 
  • Ácido hiposulfuroso 
  • Ácido brômico 
  • Ácido cloroso 
  • Ácido pirofosfórico 
cidos classifica o

O

Atenção:H3PO2 - monoácido H - P - O - H

H3PO3- diácido  H - O - P - O - H

2) Quanto a volatilidade:

H

O

H

ÁCIDOS: Classificação

1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

Monoácido (monoprótico), ex.: HCl

Diácido (diprótico), ex.: H2CrO4

Voláteis: baixo ponto de ebulição - atomicidade < 7.

Ex.: hidrácidos, HNO3,H2CO3, HClO3, etc.

Fixos: alto ponto de ebulição - atomicidade  7.

Ex.: H3PO4, H3BO3, H3PO4, etc.

cidos classifica o33
Ácidos: Classificação

3) Quanto ao grau de dissociação ()

Ácidofraco:  < 0,05 ( 5%)

Ácidomédio: 0,05    0,5 (5 - 50 %)

Ácido forte:  > 0,5 (50%)

  • Hidrácidos:

Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais

  • Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel e o número de O da molécula:

HxEzOy  (y - x) / z > 1 - forte

(y - x) / z = 1 - médio

(y - x) / z < 1 - fraco

Exceção:H2CO3 - fraco ( = 0,18%)

cidos rea es
ÁCIDOS: Reações

1) Reações com metais: depende da reatividade, metais nobres não deslocam o Hidrogênio (Cu, Hg, Ag, Pt e Au)

HCl + Cu  não reage (metal nobre)

HCl + Zn  ZnCl2 + H2

2) Reações especiais:

Cu + H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2

Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

* Estas reações acontecem também com Ag e Hg / Au só reage com água régia, HCl + HNO3, / Pt não reage.

cidos rea es35
Ácidos: Reações

3) Desidratação dos oxiácidos:

H2SO4  SO3 + H2O

4) Reações de neutralização:

HCl + NaOH  NaCl + H2O

H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O

sais nomenclatura x classifica o
SAIS: Nomenclatura x Classificação
  • Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base dando origem a diversos tipos de sais:

1) Reação dos hidrácidos com monobases:

HCl + NaOH  NaCl + H2O

Nomenclatura: ídrico  êto – cloreto de sódio (normal - halóide)

2) Reação dos oxiácidos com monobases:

H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + 2H2O

Nomenclatura: ico  ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal)

H2SO3 + NaOH  Na2SO3 + 2H2O

Nomenclatura: oso  ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal)

sais nomenclatura x classifica o37
SAIS: Nomenclatura x Classificação

H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O

Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bisulfato de sódio(sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal)

3) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases:

HCl + Ca(OH)2 CaOHCl + H2O

Nomenclatura:hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio (hidroxi sal ou sal básico)

Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que lhe deram origem e não da presença do H+ e OH- no sal.

  • CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O

Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ousulfato cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado).

sais f rmula x nomenclatura
SAIS: Fórmula x Nomenclatura
  • A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue a mesma seqüência da obtenção da fórmula dos ácidos:

Ex. 1: Sulfato de ferro II

Ato  Nox do enxofre = 6+  SO3

SO3 + H2O  H2SO4

FeSO4

Ex. 2: Hipoclorito de sódio

Ito  Nox do cloro = 1+  Cl2O

Cl2O + H2O  2HClO

NaClO

Obs. A carga do ânion corresponde ao n° de H ionizável do ácido.

exerc cios de fixa o39
Exercícios de fixação:
  • Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos:
  • KF 
  • Na2SO3 
  • ZnS 
  • NaNO3 
  • K2Cr2O7 
  • RbH2PO4 
  • NH4NC 
  • Brometo de lítio 
  • Hidróxi carbonato de cálcio 
  • Permanganato de cálcio 
  • Hiposulfito de sódio 
  • Metaborato de potássio 
  • Perclorato de bário 
  • Hidrogenosulfato de potássio 
sais solubilidade
SAIS: Solubilidade
  • É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou pouco solúvel em água, experimentalmente temos:

Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os demais são brancos.

sais rea es
SAIS: Reações
  • Sal + metal – depende da ordem de reatividade dos metais envolvidos na reação.

Ex.: CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu

  • Sal + ácido – ocorrem em três hipóteses:

1) Formação de um ácido mais fraco:

Fe(CN)2+ 2HNO3  Fe(NO3)2 + 2HCN

2) Formação de um ácido volátil:

2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl

3) Formação de um sal insolúvel:

BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl

sais rea es42
SAIS: Reações
  • Sal + base – ocorrem em três hipóteses:

1) Formação de um sal ou base insolúvel:

2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4

2) Formação de uma base mais fraca:

2NaOH + Ca(NO3)2  2NaNO3 + Ca(OH)2

3) Formação de uma base volátil:

NaOH + NH4Cl  NaCl + NH4OH (NH3 + H2O)

  • Sal1 + Sal2 – ocorrem quando acontece a formação de um sal insolúvel:

KCl + AgNO3  AgCl + KNO3

exerc cios de fixa o43
Exercícios de fixação:
  • A única alternativa incorreta é:
  • a) Fe3O4 é um óxido salino.
  • b) N2O é um óxido neutro.
  • c) CaO é um óxido anfótero.
  • d) Cl2O7 é um óxido ácido.
  • e) H2O2 é um peróxido.

2. Com relação às bases é incorreto afirmar:

a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH)x, onde M é um metal ou íon NH4+.

b) As dibases têm fórmula geral M(OH)2.

c) As bases alcalinas são fortes.

d) O NH4OH é praticamente insolúvel em água.

e) Todas as bases de metais de transição pode ser classificada em fraca e insolúvel.

exerc cios de fixa o44
Exercícios de fixação:
  • O ácido que corresponde à classificação monoácido e ternário é:
  • a) HNO3 b) H2SO4c) H3PO4 d) HCle) HCNO
  • 4. Dentre os ácidos abaixo, o de maior grau de ionização é:
  • a) H4P2O7 b) H2SO3c) HNO2 d) HClO4 e) H3BO3
  • 5. Os seguintes sais são solúveis em água:
  • a) KCl e BaCO3
  • b) AgCl e NaNO3
  • c) K2Cr2O7 e KMnO4
  • d) KClO4 e NiS
  • e) NaHCO3 e CaCO3
complemento do conceito de arrhenius

Ácidos – Conceito original: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+.

  • Ex.: HCl  H+ + Cl-

aq

Complemento do Conceito de Arrhenius
  • Ácidos – Conceito atual: substâncias que reagem com água originando íons hidroxônio – H3O+ .
  • Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
  • Bases – mantido o mesmo conceito.
limita es do conceito de arrhenius
Limitações do Conceito de Arrhenius
  • Restrito a soluções aquosas.
  • Outros solventes também ionizam ácidos e dissociam bases.
  • Incapaz de prever o caráter de ácidos não hidrogenados ou bases sem hidroxilas.
conceito de br nsted lowry

Reação geral: Ácido1 + Base1 Ácido2 + Base2

  • pares conjugados
Conceito de Brönsted-Lowry
  • Ácidossão espécies doadoras de prótons e Bases são espécies receptoras de prótons.
  • Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl-
  • Obs. Na reação direta da equação o H+é transferido do HCl para a água e na reação inversa o H+é transferido do H3O+para o íon Cl-.
conceito de lewis

H

F

H

F

F

B

+

N

H

F

B

N

H

H

H

F

F

Conceito de Lewis
  • Ácidossão espécies capazes de receber um par de elétrons e Basesespécies doadoras de par de elétron.
  • Ex.: BF3 + NH3F3 BNH3
exerc cios de fixa o50
Exercícios de fixação:
  • (FUC-MT) No equilíbrio HCl + NH3 NH4+ + Cl-, podemosafirmar que de acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry:
  • a) NH4+ atua como base.
  • b) NH3 atua como base.
  • c) HCl atua como base.
  • d) Cl- atua como ácido.
  • e) NH3 atua como ácido.

2. Julgue as proposições:

(01) Na reação HCl + NH3 NH4+ + Cl-, o HCl funciona como ácido segundo Arrhenius.

(02) Na reação HCl + HF H2 F+ + Cl-, os pares conjugados são: HCl/Cl- e HF/ H2 F+.

(04)Na reação Co+3 + 6NH3[Co(NH3 )6 ]+3 o cátion cobalto (Co+3) funciona como ácido de Lewis.

(08) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry.

(16) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis.

ad