Quimica - Teoria ácido-base de Arrhenius

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Química B 
Ciclo 1 – 3º Trimestre 
 
Teoria ácido-base de Arrhenius: 
 
Essa foi a primeira das teorias ácido-base a ser criada, sendo que isso ocorreu no ano 
de 1887 pelo químico sueco Svante Arrhenius. Ela ficou conhecida também como teoria da 
dissociação iônica ou teoria da dissociação eletrolítica, rendendo o Prêmio Nobel, em 1903, a 
esse estudioso. 
 
A teoria de Arrhenius baseava-se no comportamento de ácidos e bases em água, formando 
soluções aquosas. Esse cientista observou que determinadas substâncias, quando colocadas em 
contato com a água, liberavam íons que tornavam a solução eletrolítica, ou seja, condutora de 
eletricidade. Ele observou que alguns íons liberados eram os mesmos para determinadas 
substâncias e, por meio da identificação desses íons, formulou as seguintes definições: 
 
Ácido é toda substância que, em meio aquoso, sofre ionização, liberando como único cátion o 
hidrogênio, H+(aq), ou, mais corretamente, o íon hidrônio, H3O+(aq). 
 
 
 
 
* Base é toda substância que, em meio aquoso, sofre dissociação iônica, liberando como único 
ânion a hidroxila OH-(aq). 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/ionizacao.htm
Bases: 
• Solução aquosa, ou solução alcalina, tem pH maior do que 7, em condições normais de 
temperatura e pressão. 
• Soluções alcalinas são condutoras de eletricidade. 
• Bases são formadas por um cátion metálico ligado ionicamente a uma hidroxila (OH-), com 
exceção do hidróxido de amônia (NH4OH). 
• As bases, em geral, são adstringentes. 
• A solubilidade das bases varia conforme o elemento formador: nitrogênio e metais 
alcalinos formam bases solúveis, metais alcalinos terrosos, com exceção do magnésio, 
formam bases pouco solúveis, e os metais de transição formam bases insolúveis. 
 
Classificação das bases: 
As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas (OH-) que contem na 
molécula: 
• Monobases: 1 hidroxila (OH-) 
• Dibases: 2 hidroxilas (OH-) 
• Tribases: 3 hidroxilas (OH-) 
• Tetrabases: 4 hidroxilas (OH-) 
 
Outra classificação diz respeito ao grau de dissociação. 
• Base forte: é aquela que em meio aquoso protona, ou dissocia muito, ou seja, a maior 
parte das suas moléculas dividem-se entre íons: ânions e cátions, para assim formar 
outras moléculas. As bases fortes são formadas por elementos da família IA e IIA, com 
exceção do berílio (Be) e o magnésio (Mg). 
• Base fraca: é aquela não dissocia tanto quando está em meio aquoso. As bases fracas são 
formadas pelos metais de transição e o nitrogênio (N), que forma o hidróxido de amônio. 
 
 
Nomenclatura das bases 
Para bases monovalentes, cujo o elemento central tenha apenas um Nox (número de oxidação), 
a nomenclatura será dada por: hidróxido de + nome do elemento. 
 
Exemplos 
• Hidróxido de alumínio = Al(OH)3 
• Hidróxido de prata = AgOH 
• Hidróxido de Sódio = NaOH 
 
Para bases em que o metal tem carga variável, indica-se ao final, em números romanos, a carga 
do cátion. Podem ser usados também os sufixos -ico para carga maior e -oso para carga menor. 
Ficando então da seguinte forma: 
 
Hidróxido + elemento + n° da carga ou sufixo respectivo a carga (-ico↑, -oso↓) 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/metais-alcalinos.htm#:~:text=Exerc%C3%ADcios%20de%20Reda%C3%A7%C3%A3o-,Metais%20Alcalinos,)%20e%20Fr%C3%A2ncio%20(Fr).
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/metais-alcalinos.htm#:~:text=Exerc%C3%ADcios%20de%20Reda%C3%A7%C3%A3o-,Metais%20Alcalinos,)%20e%20Fr%C3%A2ncio%20(Fr).
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/berilio.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/elemento-magnesio.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/nitrogenio.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/numero-oxidacao-nox.htm
Exemplo: 
O ferro pode ter carga Fe2+ ou Fe3+ que formarão as bases Fe(OH)2 e Fe(OH)3. Veja como fica a 
nomenclatura de cada uma: 
 
Fe(OH)2 → Hidróxido de Ferro II ou hidróxido ferroso 
Fe(OH)3 → Hidróxido de Ferro III ou hidróxido férrico 
 
Principais bases 
• NaOH: Hidróxido de sódio 
• Ca(OH)2: Hidróxido de cálcio 
• Mg(OH)2:Hidróxido de magnésio 
• NH4OH: Hidróxido de amônio 
• KOH: Hidróxido de potássio 
• Ba(OH)2: Hidróxido de bário 
• Al(OH)3: Hidróxido de alumínio 
• Zn(OH)2: Hidróxido de zinco 
• AgOH: Hidróxido de prata 
• Fe(OH)2 e Fe(OH)3: Hidróxido ferroso e férrico. 
• Ni(OH)2: Hidróxido de níquel 
 
Ácidos: 
Ácidos são substâncias que se ionizam em meio aquoso e são bons condutores de energia. 
 
Características dos ácidos: 
• Ionizam-se em meio aquoso, liberando o cátion H+. 
• São condutores de eletricidade devido à liberação de íons em meio aquoso. 
• Em contato com meio básico, sofrem reação de neutralização, formando como produtos 
dessa reação sal e água. 
• Alteram a cor da solução na presença de substância indicadora, como tornassol ou 
fenolftaleína. 
• O sabor azedo do limão, laranja, entre outras frutas cítricas, deve-se ao ácido presente 
nesses alimentos. 
 
Potencial hidrogeniônico (pH): 
O potencial hidrogeniônico (pH) é um cálculo que expressa a concentração de íons de hidrogênio 
em uma determinada solução. 
 
• pH > 7 → solução básica 
• pH < 7 → solução ácida 
• pH = 7 ou pH = pOH → solução neutra 
 
 
 
Classificação dos ácidos: 
A classificação dos ácidos pode ser feita levando-se em conta quatro critérios diferentes. 
 
Grau de ionização (α) ou força ácida 
 
 
 
Ácidos fortes: α ≥ 50%. 
Exemplo: ácido sulfúrico (H2SO4) → α = 61%. 
 
Ácidos semifortes ou moderados: 5% < α < 50%. 
Exemplo: ácido fosfórico (H3PO4) → α = 27%. 
 
Ácidos fracos: α ≤ 5%. 
Exemplo: ácido bórico (H3BO3) → α = 0,075%. 
 
Número de hidrogênio ionizável: 
 
Monoácido: libera um cátion H+. 
Exemplo: ácido clorídrico (HCL); 
 
Diácido: libera dois cátions H+. 
Exemplo: ácido sulfídrico (H2S). 
 
Triácido: libera três cátions H+. 
Exemplo: ácido bórico (H3BO3). 
 
Tetrácido: libera quatro cátions H+. 
Exemplo: ácido pirofosfórico (H4P2O7). 
 
Presença do oxigênio: 
Oxiácidos: possuem oxigênio em sua estrutura. 
Exemplo: ácido hipocloroso (HO Cl). 
 
Hidrácidos: não possuem oxigênios em sua estrutura. 
Exemplo: ácido fluorídrico (HF). 
 
 
 
 
Volatilidade 
Fixos: ponto de ebulição (PE) > 100°C, passando lentamente para o estado gasoso. 
Exemplo: ácido sulfúrico (H2SO4) → PE = 340 ºC. 
 
Voláteis: ponto de ebulição < 100°C, passando com rapidez e facilidade para o estado gasoso. 
Exemplo: ácido sulfídrico (H2S) → PE = -59,6°C. 
 
Nomenclatura dos ácidos 
Hidrácidos: 
Ácido + nome do ânion + ídrico 
 
Para todos os ácidos, usa-se o termo “ácido” antes da nomenclatura que caracteriza a molécula. 
Nos hidrácidos, troca-se o sufixo “eto” do nome do elemento pelo “ídrico”. 
 
Exemplos: 
HCl → ácido clorídrico 
HBr → ácido bromídrico 
HF → ácido fluorídrico 
 
Oxiácidos 
A nomenclatura de oxiácidos varia de acordo com o número de oxidação (NOX) do elemento 
central. Veja a tabela a seguir: 
 
 
 
 
Exemplos: 
HClO → Sabendo que o hidrogênio (H) normalmente tem NOX +1 e o oxigênio (O) tem NOX -2, 
para que tenhamos uma molécula de carga 0, o cloro (Cl) deve ter NOX +1, portanto a 
nomenclatura desse ácido é ácido hipocloroso. 
 
HNO2 → ácido nitroso 
 
HClO4 → ácido perclórico 
 
Exceções à regra 
H2CO3 → ácido carbônico, e não carbonoso, como ficaria pela regra do NOX. 
 
H3BO3 → ácido bórico, e não boroso. 
 
Ácidos no dia a dia: 
• Fertilizantes e medicamentos: O ácido fosfórico (H3PO4) é muito utilizado na fabricação 
de fertilizantes e também como medicamento. É um dos vários ácidos que são utilizados 
na área farmacêutica. 
 
• Frutas cítricas: possuem o ácido ascórbico (C6H8O6), também conhecido como vitamina 
C. 
 
• Vinagre: tem em sua composição ácido acético (CH3COOH). 
 
• Água com gás e refrigerantes: compostos por ácido carbônico (H2CO3), que dá ao produto 
a sensação de refrescância.