6-_Acidos_e_bases_-_sais_e_oxidos

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Funções Inorgânicas
Ácidos e Bases – Definições 
 
Sais e óxidos - Conceitos e Noções Básicas
INTRODUÇÃO
      As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas propriedades comuns. Estas propriedades comuns são chamadas de propriedades funcionais.
     Em função dessas propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamamos de Funções Inorgânicas. As principais são:
      .  Função ácido.
      .  Função base ou hidróxido.
      .  Função sal.
      .  Função óxido.
Ácidos e bases estão entre os mais familiares de todos os compostos químicos existentes. Ácido acético no vinagre, cítrico no limão e em outras frutas cítricas, hidróxido de magnésio (leite de magnésia) em antiácidos estomacais e amônia em produtos de limpeza estão entre os ácidos e bases que usamos com acentuada freqüência no nosso dia-a-dia. Outro ácido importante é o ácido clorídrico, que está presente no suco gástrico e é essencial no auxílio à digestão dos alimentos. É secretado pelo estômago em quantidade que varia entre 1,2 e 1,5 litros por dia.
As propriedades características dos ácidos e bases vêm sendo estudadas há séculos por diversos cientistas das mais variadas nacionalidades. 
Ácidos apresentam sabor azedo, reagem com metais como o ferro e o zinco, por exemplo, liberando o gás hidrogênio (H2). Na presença de papel tornassol, mudam sua cor do azul para o vermelho. Por outro lado, as bases apresentam sabor adstringente e na presença de papel tornassol alteram sua cor do vermelho para o azul. Quando ácidos e bases reagem em proporções equivalentes, as características ácidas e básicas desaparecem para formar uma nova substância, o sal. 
Mas o que faz um ácido ser um ácido e uma base ser uma base?
Dissociação Eletrolítica
Após a descoberta da pilha (1800), pelo cientista italiano Volta, houve várias experiências com a pilha. Mergulhava-se uma das extremidades de um fio condutor, ligado aos pólos da pilhas em diferentes soluções, intercalando no circuito uma lâmpada de prova. Observava-se que algumas soluções conduziam corrente elétricas, outras, não. 
Uma solução de sal de cozinha conduzia, enquanto que uma aquosa de açúcar não conduzia.
Assim, há casos em que uma substancia molecular dissolve-se na água e produz uma solução que conduz corrente elétrica. Quando o cloreto de hidrogênio (HCl) dissolve-se na água, suas moléculas reagem com as moléculas da água, originando íons H3O+ (íons hidroxônios) e Cl-. Este processo é chamado de ionização do HCl.
HCl + H2O H3O+ + Cl-
IONIZAÇÂO é uma reação pela qual se formam íons quando uma substancia dissolve-se na água, produzindo uma solução que conduza a corrente elétrica.
As substancias iônicas são sempre sólidas nas condições ambiente e nesse estado não possuem mobilidade (estão fixos no retículo cristalino). Aquecendo-se um sólido iônico numa dada temperatura, ele funde e passa a conduzir corrente elétrica, pois no estado líquido, os íons têm mobilidade.
Condutividade Elétrica em solução aquosa: quando uma substancia é iônica, a solução será sempre iônica, terá condutividade elétrica e conduzirá corrente elétrica; quando a substancia é molecular, a solução pode ou não conduzir corrente elétrica, dependendo se a substancia se ioniza ou não em solução.
Ex.: O HCl (ácido clorídrico) é uma subst. molecular que em solução aquosa se ioniza, dando uma solução iônica e produz corrente elétrica.
A sacarose C12H22O11 é uma subst. molecular, que em solução aquosa não se ioniza e não produz corrente elétrica, pois é uma solução molecular.
Em resumo: Composto iônico conduz corrente elétrica; composto molecular, conduz ou não, dependendo se há uma reação de ionização entre o composto dissolvido e a água.
1- ÁCIDO E BASE
 
a- A DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS
A relação entre o comportamento ácido e a presença de hidrogênio em um composto tornou-se mais clara em 1884 através do químico sueco Svante Arrhenius (1859 – 1927). Arrhenius, através da sua teoria da dissociação eletrolítica, propôs que ácidos são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H+ [ H3O+ ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa. 
Exemplos:
 HCl + H2O ==> H3O+ + Cl--
H2SO4 + 2H2O ==> 2H3O+ + SO42-
Em contrapartida, bases são substâncias que contêm hidroxila (grupo OH) e liberam íons OH- (íons hidróxido) em solução aquosa. Exemplos:
 KOH + H2O ==> K+ + OH-
NaOH + H2O ==> Na+ + OH-
Ca(OH)2 + H2O ==> Ca2+ + 2OH-
Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H+ com o íon OH- para formar moléculas de H2O. 
H+aq + OH-aq ==> H2Oaq
A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações. 
A teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas;
Não aponta para a basicidade da amônia (NH3), por exemplo, que não contém grupo OH;
O solvente não desempenha um papel importante na teoria de Arrhenius. Um ácido é esperado ser um ácido em qualquer solvente. Mas isto se mostra não ser totalmente verdade. 
Por exemplo, HCl é um ácido em água, isto é, libera como cátion o íon H+, comportando-se da maneira que Arrhenius espera. Entretanto, se o HCl for dissolvido no benzeno, não há dissociação. O HCl permanece como uma molécula não-dissociada, não liberando o íon H+. A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base;
Todos os sais na teoria de Arrhenius devem produzir soluções que não são nem ácidas, nem básicas. Não é o caso. Se uma quantidade equivalente de HCl e amônia reagem, por exemplo, a solução formada torna-se levemente ácida. Em contrapartida, se uma quantidade equivalente de ácido acético e hidróxido de sódio reagem, a solução resultante será básica. Arrhenius não apresenta explicação para este fato;
A necessidade da presença do íon hidróxido como característica de uma base levou Arrhenius a propor a fórmula NH4OH como sendo a fórmula da amônia em água. Isso levou a um erro de concepção de que NH4OH fosse a base verdadeira, não NH3.
A teoria de Arrhenius sobre o comportamento ácido-base explicou satisfatoriamente reações de ácidos protônicos com hidróxidos metálicos. Foi uma contribuição significativa para o pensamento químico no início do século XIX. Usa-se esta teoria na introdução de ácidos e bases e na discussão de algumas de suas reações. O modelo de Arrhenius de ácidos e bases, embora em uma esfera de ação limitada, levou para o desenvolvimento de outras teorias mais abrangentes sobre o comportamento ácido-base.
 
b- A TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY (TEORIA PROTÔNICA)
Em 1923, uma teoria mais abrangente (uma extensão da teoria de Arrhenius) de ácidos e bases foi proposta independentemente pelo químico dinamarquês Johannes Brönsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. De acordo com a teoria de Brönsted-Lowry, um ácido é qualquer substância (molécula ou íon) que pode transferir um próton (íon H+) para outra substância, e uma base é qualquer substância que pode aceitar um próton. Em outras palavras, ácidos são espécies doadoras de prótons, bases são espécies aceptoras de prótons e 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.
Exemplo:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
 ácido conjugado base conjugada
c- DEFINIÇÃO DE LEWIS
Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano Gilbert Newton Lewis em 1923, no mesmo ano em que Brönsted e Lowry fizeram suas proposições.
 De acordo com Lewis, ácido é uma espécie química (molécula ou íon) com orbital vazio, capaz de receber um par de elétrons em uma reação, enquanto base é uma espécie química (molécula ou íon) que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada em uma reação.
 Em resumo: ácido é umreceptor, aceita um 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.
Estas definições não especificam que um par de elétrons deva ser transferido de um átomo para outro – somente que um par de elétrons, residindo originariamente em um átomo, deva ser compartilhado entre dois átomos. A teoria de Lewis não depende de prótons, nem de reações com solventes. Amplia a definição para todas as reações químicas.
SOLUÇÃO TAMPÃO
   Uma solução tampão é uma solução cujo pH não varia sensivelmente com a adição de ácido ou base. Tamponar uma solução é estabilizar o seu pH dentro de pequena faixa de valores desejados.
Existem dois tipos de solução tampão:
1- Solução contendo ácido fraco e o sal alcalino desse ácido.
Ex.: solução tampão contendo ácido acético HAc) e acetato de sódio (NaAc)
2- Solução contendo uma base fraca e um sal dessa base formado com ácido forte.
Ex.: solução tampão contendo hidróxido de amônia (NH4OH) e Cloreto de amônia ( NH4Cl)
As soluções tampões são importantes na Bioquímica (os líquidos do organismo humano são soluções tamponadas) e nas indústrias e nos laboratórios químicos
O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 à 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura. 
pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico' e que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução líquida.
Por convenção o pH de uma solução é o (-) logarítmo, da concentração hidrogeniônica molar.
pH= - log [H+] 
	. 
	O pH pode ser determinado usando um pHmetro, que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que é um eletrodo do tipo "íon seletivo". 
Também, o pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. Um indicador é um composto orgânico complexo que mudam de cor conforme a mudança de pH da solução que os contém; portanto a cor depende da concentração hidrogeniônica da solução. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol.
	Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).
1.Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica ([H+] é 10-8 ? 
2.       Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 0,01 mol/L. 
  
3.       Qual é o pH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é de 0,1 mol/L? 
2- SAIS e ÓXIDOS
2.1- SAIS
O sal é formado de uma reação entre um ácido e uma base, que se neutralizam mutuamente. O cátion da base e o ânion do ácido formam o sal.
 Ácido + base Sal + água
 CONCEITO DE SAL 
Conceito teórico segundo Arrhenius
Exemplo: NaC ou Na+C-
 CONCEITO PRÁTICO
 
NOMENCLATURA DOS SAIS - A nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do cátion proveniente da base.
	Sufixo do ácido
	Sufixo do ânion
	 ICO
	ATO 
	ÍDRICO
	ETO
	OSO
	ITO
 Dica: ambos os lados a relação está em ordem alfabética!
Ex.: 
 H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O
 Ac.sulfúrico + hid. de potássio Sulfato de Potássio + água
 HCl      +   NaOH  NaCl + H2O           
Ácido clorídrico     hidróxido de sódio   cloreto de sódio  água
 HNO2+ Na(OH) NaNO2 + H2O
Ácido nitroso + hid. de sódio nitrito de sódio + água
Ocorrência de Sais na Natureza
Os sais são encontrados na natureza constituindo jazidas minerais. Os sais também são provenientes de reações denominadas neutralização ou salificação:
Ao contrário dos sais, que ocorrem na natureza, os ácidos e as bases não são encontrados em fontes naturais. Assim, não há jazidas naturais de ácido sulfúrico, nítrico, soda cáustica, amoníaco, etc. Todos estes são fabricados pela indústria química.
Exemplos de Neutralização Total (formação de sais):
HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O
2HNO3 + Mg(OH)2 Mg(NO3)2 + 2H2O
Classificação dos Sais:
Sal Neutro: não possui nem H+ e nem OH- na sua estrutura.
 Ex: NaCl, K2SO4, etc.
Hidrogeno-sal (Sal Ácido): possui H+ em sua estrutura. Ex: NaHSO4
Sais Hidratados: possuem moléculas de água integradas em seu arranjo cristalino. Isto ocorre porque os íons do sal atraem eletricamente as moléculas de água, por serem polarizadas.
 Ex.: CaCl2 . 2 H2O, CuSO4 . 5 H2O, etc.
Em fórmulas químicas, o ponto que precede a quantidade de moléculas de água, indica adição. E os sais hidratados perdem as moléculas de água, por aquecimento. Por exemplo:
CuSO4 . 5 H2O (s) CuSO4(s) + 5 H2O (g) 
 azul calor branco
 	Assim, o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 . 5 H2O) quando com as 5 moléculas de água, tem a coloração azul; como é bastante higroscópico, se houver uma intensidade do azul, isto denota que o sulfato absorveu mais água além das 5 moléculas. Ao contrário, a medida que a água vai sendo retirada, o sulfato vai clareando o tom de azul, e ao se tornar branco, ele está desidratado, seco.
FORMULAÇÃO DE UM SAL
Faz-se a reação de neutralização entre:
- um ácido genérico HYA (A é o ânion do ácido)
-uma base genérica C(OH)X, (C é o cátion da base).
Antes de fazer a reação de neutralização, é preciso ver como as cargas dos íons constituintes do ácido e da base estão dispostas:
Para o ácido genérico HYA, invertendo-se o índice y, teremos a carga do ânion: AY-
Para a base genérica C(OH)X, invertendo-se o índice X, teremos a carga do cátion: CX+
Desta forma, a reação de neutralização entre o ácido HYA e a base C(OH)X ficará: 
O sal será representado genericamente: 
Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero (se não o forem), é necessário inverter as cargas dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao multiplicar o índice pela carga do respectivo íon, teremos soma igual a zero. Com , faz-se: 
Resumindo, fica:
 C = cátion proveniente da base 
 A = ânion proveniente do ácido
Exemplos: 
1º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)?
Primeiro, determinar as cargas dos íons:
- Para o ácido H3PO4, invertendo-se o índice 3, tem-se a carga do ânion: PO43-
- Para a base Ca(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Ca2+
Agora, juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Ca2+PO43-
A soma das cargas não é igual a zero, para que isto seja possível, inverte-se as cargas e depois multiplica-se o índice pela carga para cada íon:
Multiplicando-se o índice pela carga do cátion temos +6 e multiplicando-se o índice pela carga do ânion temos -6, de modo que a soma das cargas ficou igual a zero. Desta forma, a fórmula do sal ficou assim representada:
2º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)?
Primeiro, determinar as cargas dos íons:
Para H2SO4, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do ânion: SO42-
Para Mg(OH)2, invertendo-seo índice 2, teremos a carga do cátion: Mg2+
Agora, juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Mg2+SO42-
A soma das cargas ficou igual a zero, e por isso, não se faz necessário inverter as cargas dos íons, e desta forma a fórmula do sal ficou assim representada: 
					MgSO4 : Sulfato de magnésio
 BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
A reação de neutralização é estabelecida quando ácido reage com base formando água e também sal.  Equacionando a reação de neutralização, ficamos com:
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
onde:  
 Ácido e Base são os reagentes; Sal e Água são os produtos
 Segundo a Lei da Conservação das Massas, introduzida por Lavoisier em 1774, estabelecia que: 
“numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” Com isso, deduzimos que o número de átomos de um determinado elemento dos reagentes tem que ser igual ao número de átomos deste mesmo elemento dos produtos.
 a- NEUTRALIZAÇÃO TOTAL 
Neste caso os íons H+ do ácido são totalmente neutralizados pelos íons OH‑ da base formando água e um sal normal.
Exemplos:
a) Equacione a neutralização entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido
H2SO4 = SO42- Al(OH)3 = Al3+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e água
H2SO4 + Al(OH)3 → Al3+SO42- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule
H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Até aqui, obteve-se a formulação do sal, porém há um número de átomos nos reagentes diferente do número de átomos nos produtos; neste caso, deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.
4º Passo – Balanceamento: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H2SO4 + Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal alumínio
H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal enxofre
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
 3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 → 1 Al2(SO4)3  + 6 H2O
    ác. sulfúrico  hidróxido de     sulfato de alumínio água
                               alumínio  
Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica automaticamente balanceado.
Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento da reação:
	Elemento
	Nº de átomos
Reagentes
	Nº de átomos
Produtos
	Alumínio
	2
	2
	Enxofre
	3
	3
	Hidrogênio
	12
	12
	Oxigênio
	18
	18
					
2.2- ÓXIDOS
Óxidos são compostos binários, isto é possuem dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio; e o oxigênio é o elemento mais eletronegativo dos dois elementos.
. Exemplos: CO, CO2 , CaO, H2O , H2O2.
Assim, os óxidos sempre possuem dois elementos químicos e um deles é obrigatóriamente o oxigênio, que na fórmula, aparece do lado direito, pois é o átomo mais eletronegativo. As seguintes substâncias binárias contém oxigênio, mas não são óxidos: OF2 , O2F2
Apesar de possuirem apenas dois elementos e sendo um deles o oxigênio, o átomo de flúor (F) que aparece ao lado direito, é o elemento mais eletronegativo. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.
Podem-se dividir os Óxidos em dois grupos:
- Os óxidos moleculares: O elemento ligado ao oxigênio é um ametal.
Ex.:		 CO2; SO3; CO; Cl2O7
- Os óxidos iônicos: O elemento ligado ao oxigênio é um metal.
Exemplos: Fe2O3; CaO; Na2O; Al2O
  
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS
 Óxido + de + nome do elemento . Ex.:
Na2O Óxido de Sódio
CaO Óxido de cálcio (cal viva ou virgem)
MgO : Óxido de Magnésio (magnésia)
Al2O3 : Trióxido de alumínio (alumina)
SiO2 : Dióxido de silício (sílica ou areia)
     
 Quando um mesmo elemento (metal ou não metal) produz dois ou mais óxidos, empregamos os prefixos mono, di, tri, tetra, penta, hexa etc., para indicar a quantidade de átomos de cada elemento na fórmula. 
Exemplos: 
N2O: monóxido de dinitrogênio N2O3: trióxido de dinitrogênio. 
CO: Óxido de Carbono CO2: dióxido de carbono.
FeO: Óxido de Ferro Fe3O4: tetróxido de triferro
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