FUNÇÕES QUÍMICAS.

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FUNÇÕES QUÍMICAS
Existem milhões de substâncias químicas diferentes. Muitas delas fazem parte do nosso cotidiano. São substâncias sólidas, líquidas, gasosas, de cores, consistência e sabores diversos, que apresentam as mais variadas propriedades.
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É possível reuni-las em grupos com propriedades químicas semelhantes. Esses grupos são chamados de funções químicas, e os principais são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
O estudo das funções químicas foi iniciado pelo químico sueco Arrhenius.
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Quais substâncias que vocês conhecem no dia a dia que tem sabor azedo?
 E sabor amarrento?
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As Substâncias que apresentam sabor azedo são classificadas de ácidas, e aquelas que apresentam sabor adstringente que “amarra” a boca são classificadas como substâncias básicas. 
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Não podemos, por questão de segurança, ficar provando coisas que não conhecemos. Muitas dessas substâncias também são usadas na fabricação de produtos de limpeza (e essas não podem ser provadas).
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O que é ácido?
Segundo Àcido é toda substância que ao ser dissolvido em água, libera como único tipo de íon positivo o cátion hidrogênio (H+) ou íon hidrônio. 
 
Exemplo: água
 HCl → H+ + Cl-
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TEORIAS DE ÁCIDO-BASE
Existem várias teorias que tentam explicar o comportamento dos ácidos e das bases, baseando-se em algum princípio geral. Entre elas, iremos considerar três que surgiram no século XX e, cronologicamente, na seguinte ordem: teoria de Arrhenius (1887), de Brønsted-Lowry ou teoria protônica (1923) e de Lewis ou teoria eletrônica (1923).
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1. Teoria ácido-base de Arrhenius (1887):
O químico sueco Svante August Arrhenius realizou experimentos que testavam a condutividade elétrica em solução e verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.
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Ao analisar os tipos de íons que tais substâncias formavam em água, ele notou que algumas produziam o mesmo tipo de cátion, outras produziam o mesmo tipo de ânion e, por essa razão, possuíam propriedades muito parecidas, podendo ser agrupadas. Desse modo, surgiu o seu conceito de ácido e base:
Ácido é toda substância que em água produz como cátion somente H+, e base é aquela que produz como ânion somente OH–.
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Exemplos de ácidos de Arrhenius:
Ácido + Água → Cátion + Ânion HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq) H2SO3(g) + 2 H2O(ℓ) → 2 H3O+(aq) + SO32-(aq) H3PO4(s) + 3 H2O(ℓ) → 3 H3O+(aq) + PO43-(aq)
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Exemplos de bases de Arrhenius:
Base + Água → Cátion + Ânion NaOH → Na + + OH- Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH- Al(OH)3 →Al3+ + 3 OH-
A neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo água:
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(ℓ)
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No entanto, apesar de explicar inúmeros fenômenos e contribuir para várias linhas de pesquisa da química, essa teoria apresentava algumas limitações. Por exemplo, ela estava restrita a soluções aquosas, não considerava compostos sólidos nem outros solventes diferentes da água.
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2. Teoria de Brønsted-Lowry ou teoria protônica (1923):
Foi proposta de forma independente por G. Lewis (EUA), por T. Lowry (Inglaterra) e por J. Brønsted (Dinamarca). Mas foi Brønsted um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento.
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Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius. Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água.
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Segundo esses cientistas:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz de receber um próton.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted e Lowry:
NH3 + HCℓ → NH4+ + Cℓ- base ácido ácido base forte forte fraco fraca
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ).
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Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base, como a reação explica anteriormente.
Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e desenvolvimento de várias áreas e de ser uma definição bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não permitia prever o caráter ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio.
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3. Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrônica (1923):
G. Lewis (EUA) propôs essa teoria juntamente à teoria protônica. Ela foi proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química, sem exceção.
Ela é também denominada de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de elétrons.
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Segundo Lewis:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula que aceita receber um par de elétrons, enquanto a base é capaz de oferecer um par de elétrons.
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O par eletrônico é representado por “:”. De maneira geral, a reação de neutralização pode ser dada por:
A + :B = A:B
O composto A:B recebe nomes diversos, tais como: aduto, sal, complexo, complexo ácido-base, complexo doador-aceitador etc.
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Veja um exemplo desse tipo de reação:
H F H F │ │ │ │ H ─ N: + B ─ F → H ─ N : B ─ F │ │ │ │ H F H F base ácido de Lewis de Lewis 
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Observe que a amônia é base porque ela fornece o par de elétrons, e o trifluoreto de boro é o ácido de Lewis porque ele recebe o par de elétrons. O composto formado por meio do compartilhamento de elétrons é neutro, por isso, essa é uma reação de neutralização
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Características de um Ácido
Os ácidos possuem sabor azedo facilmente identificados em frutas cítricas (acido cítrico), no vinagre, no veneno presente no ferrão da abelha. Alguns podem ser corrosivos. 
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Em soluções aquosas (dissolvidos em água) são bons condutores de eletricidade, pois os íons presentes em solução podem se movimentar livremente, e passam a conduzir corrente elétrica, pois sofrem o processo de ionização. 
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Exemplos de alguns ácidos
HCl - ácido clorídrico
HNO3 - ácido nítrico
H2SO4 - ácido sulfúrico
H3PO4 - ácido fosfórico
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O que é base?
Base é toda substância que, ao ser dissolvida em água apresenta como único íon negativo o ânion hidroxila (OH-).
Exemplo:
 água
 NaOH → Na+ + OH-
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Características de uma base
Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação. 
As bases também deixam a nossa pele escorregadia, como se estivesse com sabão. Isso acontece porque as bases, as entrarem em contato com a pele, reagem com outras substâncias aí existentes e as destroem, provocando a sensação de pele lisa.
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Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água, pois sofrem dissociação iônica. 
Todas as substâncias iônicas, ao se dissolverem em água sofrem o processo de dissociação iônica. 
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Exemplos de algumas bases
NaOH - hidróxido de sódio
Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio
 KOH - hidróxido de potássio
Fe(OH)3 - hidróxido férrico
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Indicadores 
Como vimos algumas substâncias não podem ser provadas principalmente quando não a conhecemos. Então de que forma podemos identificar se essa substância é ácida ou básica? 
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Existe uma flor chamada hortênsia, que se desenvolve bem em lugares montanhosos e frios, e dependendo da região elas têm uma coloração diferente. 
Em solos ácidos elas são azuis e em solos alcalinos (básicas)
são cor de rosa.
 Essas plantas contêm uma substância que altera a cor da flor, conforme estejam em presença de uma solução ácida ou alcalina.
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O que são indicadores?
Indicadores são substâncias que mudam de cor, indicando a presença de ácido ou bases.
 
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Principais Indicadores Químicos
Papel Tornassol = é obtido embebendo-se papel numa solução extraída de liquens.
Fenolftaleína = é uma substância sintética que esta presente em laxantes vendidos em farmácias.
Indicadores naturais: extrato de repolho roxo, beterraba, amora.
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SAIS
Quando misturamos uma solução aquosa de HCl e uma solução aquosa de NaOH ocorre uma reação entre os íons H+ e OH-, formando água. Essa reação é chamada de neutralização.
H+ + OH- → HOH
A neutralização faz com que os íons H+ e OH- presentes em solução se transformem em água, permanecendo em solução apenas os íons Na+ e Cl-.
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Reação de Neutralização
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Exemplos de sais
NaCl – cloreto de sódio (sal de cozinha).
CaCO3 – carbonato de cálcio (ovos).
KNO3 – nitrato de potássio (salitre).
CaSO4 – sulfato de cálcio (gesso e giz).
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ÓXIDOS
É todo composto químico formado pelo oxigênio em um ou outro elemento que não seja o flúor.
NaO; FeCl3.
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Óxidos Moleculares
Sendo o oxigênio um não metal, para que um óxido seja molecular basta que o oxigênio esteja combinado com outro não metal ou um semimetal. (ligações covalentes).
Exemplos:
CO – Monóxido de carbono
CO2 – Dióxido de carbono
SO2 – Dióxido de enxofre
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Òxidos Iônicos
Apresentam o oxigênio combinado com um metal (ligação iônica).
Exemplos:
Na2O – óxido de sódio
CaO – óxido de cálcio
Al2O3 – óxido de alumínio
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Óxidos Ácidos
São óxidos moleculares que reagem com a água formando ácidos.
Exemplos:
SO3 + H2O → H2SO4
CO2 + H2O → H2CO3
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Óxidos Básicos
São os óxidos de metais alcalinos e os de metais alcalinos terrosos (óxidos iônicos), que reagem com a água formando base.
Exemplos:
CaO + H2O → Ca(OH)2
Na2O + H2O → 2 NaOH