Ácidos, bases, sais e óxidos

Ácidos, bases, sais e óxidos

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IFCE

CAMPUS CRATEÚS

CURSO: TÉCNICO EM QUÍMICA

PROFESSOR M.Sc. LEE MARX

ALUNA: DEBORA SOUSA

TURMA: S1

FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA: ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS

CRATEÚS

NOVEMRO, 2012

Sumário

ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS

INTRODUÇÃO

Com o avento de novas tecnologias, o estudo da química tem sido efetuado de forma a contribuir para a descoberta de muitas substâncias. Com isso, faz-se necessária a ramificação no que concerne a classificação de tais substâncias descobertas para facilitar seu estudo e compreensão de suas características. Para isso, as substâncias devem ser agrupadas, dependendo de uma série de parâmetros, de acordo com suas características físicas e químicas em espécies de famílias, assim como ocorre com a organização dos elementos na Tabela Periódica. Tal forma de organização permite facilitar o seu estudo bem como compará-las com outras substâncias.

Portanto, as famílias nas quais as substâncias são agrupadas são as Funções Químicas, que abrangem todas as substâncias que possuem propriedades funcionais comuns entre si. Dependendo da classe de compostos que é alvo de estudos, as funções podem pertencer à Química Orgânica ou à Química Inorgânica. Na Química Orgânica existem variadas funções, dentre elas, álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, entre outras. As substâncias pertencentes a cada família são classificadas de acordo com a presença do grupo funcional que possuem. Já na Química Inorgânica, também ocorre a segregação das substâncias em classes de compostos que possuem características em comum. As principais funções da Química Inorgânica são os Ácidos, as Bases, os Sais e os Óxidos. Tais funções serão alvo de estudo no presente trabalho.

Para que as Funções Inorgânicas possam ser mais bem compreendidas, faz-se necessária uma explicação, mesmo que sucinta, de alguns conceitos e teorias importantes.

1.TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS

Svante August Arrhenius foi um químico sueco nascido em 1859 e propôs a conhecida Teoria da Dissociação Iônica que, verificada por ele, mostrava que algumas soluções aquosas são perfeitamente capazes de conduzir corrente elétrica como, por exemplo, uma solução aquosa de NaCl (cloreto de sódio). Esta solução é passível de condução de eletricidade uma vez que, quando o referido sal é dissolvido em água, sua estrutura cristalina é “desmontada” e, como a natureza da ligação entre o sódio (Na) e o cloro (Cl) é iônica, as moléculas da água provocam a ruptura desta estrutura cristalina e os íons Na+ (cátion) e Cl- (ânion) se tornam mais livres para se movimentarem no meio. Logo, o sal NaCl é um eletrólito que, em solução aquosa, apresenta-se como íons, que são partículas eletricamente carregadas. (FELTRE, 2004)

Porém, Arrhenius também percebeu que certas substâncias, mesmo em solução aquosa, não possuem a propriedade de se apresentarem como eletrólitos, logo, tais substâncias são chamadas de não-eletrólitos por não serem eficazes na condução de corrente elétrica. Este é o caso, por exemplo, da sacarose (C12H22O11) que, em meio aquoso, apresenta-se como uma substância neutra, ou seja, sem carga, o que a torna impossibilitada de conduzir corrente elétrica. (FELTRE, 2004)

É um importante ressaltar que, os não-eletrólitos são substâncias moleculares, ao passo que os eletrólitos podem tanto serem moleculares como, também, substâncias iônicas. Quando o cloreto de sódio está em meio aquoso ocorre, justamente, a separação dos íons (Na+ e Cl-), a chamada dissociação iônica ou eletrolítica. (FELTRE, 2004)

2.IONIZAÇÃO E GRAU DE IONIZAÇÃO

Considerando-se outra substância, o HCl por exemplo. Tal composto, quando em solução aquosa tem a segregação dos íons em H+ e Cl-. A este fenômeno dá-se o nome de ionização. Para que se possa medir se um eletrólito é forte ou fraco, contamos com o auxílio de uma simples equação:

α = número de moléculas ionizadas/ número de moléculas dissolvidas

Para eletrólitos fortes, o valor de α deverá estar entre 50 e 100%. Para eletrólitos moderados, este valor pode oscilar entre 5 e 50%. Já para eletrólitos fracos, os valores de α são inferiores a 5%.

3. ÁCIDOS

Muitas substâncias presentes em nosso dia a dia são substâncias consideradas ácidas. Tais substâncias, para que possam se assim consideradas devem apresentar algumas características em comum. Entre estas características podem se destacar:

  • Sabor ácido: frutas como laranja, limão abacaxi, dentre outras, apresentam uma acidez característica. Tal acidez pode ser sentida em virtude da presença de íons H+ que entram em contato com as células presentes na língua e permitem a sensação desta acidez.

  • Presença de Hidrogênio: muitas substâncias ácidas (se não todas) apresentam um ou mais átomos de hidrogênio no lado esquerdo de sua fórmula molecular. Porém, tal afirmativa não abrange todas as substâncias. Dois bons exemplos são a água (H2O) e o peróxido de hidrogênio (H2O2). Como exemplos de substâncias ácidas, de acordo com esta característica, tem-se o H2SO4 (ácido sulfúrico), HCl (ácido clorídrico), H3PO4 (ácido fosfórico), entre outros.

  • Ácidos reagem com metais liberando gás hidrogênio (H2): substâncias ácidas, quando colocadas com metais que apresentam facilidade de reagir, formam, como um dos produtos da reação, o hidrogênio gasoso. Como exemplo:

2HCl + Zn ZnCl2 (aq) + H2 (g)

  • Ácidos reagem com bases: de acordo com estudos, comprovou-se que substâncias ácidas são capazes de reagirem com substâncias básicas formando, como produtos da reação, sal e água. Como no exemplo:

HCl + NaOH NaCl + H2O

Logo, o ácido clorídrico, quando colocado na presença de uma base, no caso hidróxido de sódio, reage e produz o cloreto de sódio (sal) e água.

  • Condução de corrente elétrica: como mencionado anteriormente, substâncias capazes de se ionizarem em solução aquosa podem conduzir corrente elétrica. Substâncias ácidas, quando dissolvidas em água, formam soluções condutoras de eletricidade. Isto se deve ao fato de que, quando em meio aquoso, os ácidos liberam seu cátion (H+) e seu respectivo ànion, o que torna a solução apta para a condução de corrente elétrica.

  • Reação com indicadores: segundo MACEDO E CARVALHO (2000), “[...] indicadores são substâncias que revelam a presença de cátions de hidrogênio livres em solução. [...]”. Muitas substâncias podem funcionar como indicadores, como a fenolftaleína, suco de repolho roxo, papel de tornassol, etc. No caso específico do papel tornassol, quando o mesmo é colocado em solução ácida, torna-se avermelhado. Isto pode ser explicado porque “[...] os íons H+ do meio ácido reagem com suas moléculas, mudando o arranjo de seus átomos, e, como consequência, há uma mudança na coloração do indicador.” (MACEDO E CARVALHO, 2000)

Já o indicador fenolftaleína torna-se incolor na presença de solução ácida.

3.1 Ácidos de Arrhenius

O cientista Arrhenius (o mesmo que propôs a Teoria da Dissociação Iônica) elaborou o seguinte conceito em relação às substâncias ácidas:

“Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo o cátion hidrogênio (H+).”

Logo, por terem em comum pelo menos um hidrogênio ionizável em meio aquoso, o H+ é tido como o radical funcional dos ácidos.

No entanto, segundo FELTRE (2004), “Atualmente sabe-se que a definição de Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução aquosa, o cátion H+ se une a uma molécula de água formando o íon H3O+, chamado hidrônio ou hidroxônio”.

H+ + H2O H3O+

3.2 Classificação dos Ácidos

Os ácidos podem se classificados de acordo com algumas de suas características:

3.2.1Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

  • Monoácidos: liberação, durante a ionização, de apenas um íon H+. Ex.: HCl.

  • Diácidos: liberação, durante a ionização, de 2 H+ por molécula. Ex.: H2SO4.

  • Triácidos: liberação, durante a ionização, de 3 H+ por molécula. Ex.: H3PO4.

  • Tetrácidos: liberação, durante a ionização, de 4 H+ por molécula.Ex.: H4P2O7.

Vale a ressalva que os ácidos que apresentam dois ou mais hidrogênios ionizáveis também são conhecidos como poliácidos e que tais íons não são liberados em solução de uma única vez.

3.2.2. Presença ou não de oxigênio na molécula: temos hidrácidos, que são os ácidos que não apresentam o átomo de oxigênio em sua molécula. Ex.: HCl, HF, HBr. Já os oxiácidos possuem ao menos um átomo de oxigênio em sua molécula. Ex.: H2SO4, HNO3, H3PO4.

3.2.3. De acordo com a força ácida: esta é a facilidade ou não com que os ácidos liberam em solução seus íons H+. Com base nisso, os ácidos podem ser:

  • Fortes: se o percentual de ionização (α) é maior que 50.

  • Moderados: quando o percentual de ionização está entre 5 e 50.

  • Fracos: são aqueles cujo α é menor do que 5.

Dentre os hidrácidos, os mais fortes são: HI, HBr, HF, H2S, HCN, etc. (MACEDO E CARVALHO, 2000).

Já em oxiácidos, determina-se a força subtraindo-se o número de oxigênios pelo de hidrogênios. Caso o valor esteja entre 2 e 3, é forte; caso este seja 1, o ácido é fraco. Vale ressaltar que o ácido carbônico (H2CO3) não segue tal regra e se ioniza fracamente.

3.3 Nomenclatura

A nomenclatura dos ácidos varia de acordo com a presença ou ausência de oxigênio na molécula:

3.3.1 Hidrácidos: terminação ÍDRICO

ácido + nome do ânion + ídrico.

Ex.: HCl: ácido clorídrico; HCN: ácido cianídrico.

3.3.2 Oxiácidos

  • Apenas um óxido é formado:

ácido + nome do elemento + ico

Ex.: H2CO3: ácido carbônico

  • Quando há a possibilidade de formação de 2 oxiácidos:

ácido + nome do elemento + ico (maior nox) ou oso (menor nox)

Ex.: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso.

  • Havendo possibilidade de formação de 3 ou mais oxiácidos:

ácido per + elemento + ico

ácido + elemento + ico

ácido + elemento + oso

ácido hipo + elemento + oso

Ex.: HClO4: ácido perclórico; HClO3: ácido clórico; HClO2: ácido cloroso; HClO: ácido hipocloroso.

3.4. Alguns ácidos e suas aplicações

3.4.1. Ácido clorídrico (HCl): é um dos componentes do suco gástrico presente no estômago. É um ácido altamente corrosivo cujo vapor é tóxico. Apresenta-se como um gás de alta solubilidade em água. É largamente empregado na produção de corantes e produtos de limpeza, como o ácido muriático, que não contém HCl puro. Pode ser produzido em escala industrial:

H2 + Cl2 2HCl

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