15 - ENEM - Química - Ácidos e bases de Arrhenius - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
15. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
 
Soluções eletrolíticas e as funções químicas
Tempestade no mar
Você  arriscaria  um  mergulho  no  mar  durante  uma  tempestade  elétrica?  Muitos  provavelmente  ficariam
amedrontados  com  a  possibilidade  de  tomar  um  choque.  O  senso  comum  nos  diz  que  a  água  é  condutora  de
eletricidade e, portanto tomar banho de mar enquanto os raios caem por todos os lados não parece ser uma boa
idéia.
Existem  basicamente  duas  formas  de  conduzir  eletricidade:  a  condução  metálica  e  a  condução  eletrolítica.  A
primeira ocorre no estado sólido como em fios de cobre e barras de grafite. Como o nome sugere a condução é
consequência  dos  elétrons  livres  no  retículo  cristalino,  uma  característica  dos  compostos  formados  por  ligação
metálica (Ligações químicas).
A segunda é observada em soluções aquosas. A condução ocorre não por causa de elétrons livres, mas por que
íons  livres em solução são capazes de transportar a carga elétrica entre as extremidades polarizadas do sistema
(figura a seguir).Esta condução é chamada de eletrolítica, ocorre no interior das pilhas e baterias e é responsável
pelo medo que temos de tomar choque em superfícies molhadas.
Condutibilidade elétrica em solução aquosa
A verdade é que a água por si só não é um condutor tão eficiente. Por ser uma molécula neutra nem de longe ela
pode ser comparada aos fios de cobre que compõem a maioria dos cabos condutores de eletricidade. No entanto o
medo de tomar um choque elétrico na água do mar tem fundamento e está baseado não na água em si, mas nas
espécies  químicas  dissolvidas  na  água  do  mar  em  grande  quantidade,  os  íons.  É  claro  que  nem  todas  as
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substâncias  conduzem  eletricidade  em  solução. O  açúcar  ou  a  uréia,  por  exemplo,  são  tão  isolantes  no  estado
sólido quanto em solução aquosa. Já o sal de cozinha e a soda cáustica são isolantes quando puros e excelentes
condutores quando aquosos.
No  final do século XIX, na Universidade de Uppsala, Suécia, Svante August Arrhenius  testou a condutividade de
várias  soluções  e  concluiu  exatamente  o  que  acabamos  de  descrever.  Este  fato  lhe  rendeu  o  prêmio Nobel  de
Química em 1903.
Svante Auguste Arrhenius (1859­1927)
A grande contribuição de Arrhenius foi o fato de que ele conseguiu identificar alguns grupos distintos de substâncias
com características semelhantes entre si, os quais hoje conhecemos como funções químicas.
Por exemplo, os sais de forma geral são compostos iônicos, ou seja, no estado sólido estas substâncias já possuem
íons que quando dissolvidos se separam, ou se dissociam, possibilitando a condução elétrica. Eles são, portanto
uma função química, um grupo de substâncias que apresentam estrutura e propriedades semelhantes.
Açúcar  e  uréia  são  compostos  moleculares  que  ao  serem  dissolvidos  também  se  dissociam,  mas  como  as
moléculas  são  neutras  suas  soluções  não  são  capazes  de  conduzir  eletricidade.  Isto  posto  temos  dois  tipos  de
soluções aquosas: as iônicas, ou eletrolíticas, e as moleculares.
Um fato que muito contribuiu para o reconhecimento do trabalho de Arrhenius foi a sua descoberta de que algumas
substâncias moleculares, como o HCl e o H2SO4, quando dissolvidos formavam soluções eletrolíticas. Ele concluiu
que  substâncias  químicas  deste  tipo  eram  capazes  de  reagir  com  a  água  produzindo  íons.  Este  processo  de
dissociação é descrito por alguns autores como ionização e é caracterizado pelo fato de que as substâncias que lhe
dão  origem  não  possuem  íons  em  sua  estrutura  primária  (são  compostos  moleculares),  os  íons  são  gerados
durante o processo de dissolução por meio de uma reação química. Hoje estas substâncias  formam uma  função
química e são chamadas de ácidos.
O conceito ácido­base de Arrhenius
  
Vinagre e leite de magnésia
Ácidos  e  bases  são  conhecidos  desde  a  antiguidade.  Os  antigos  romanos  produziam  detergentes  primitivos
misturando  cinzas  com  água. Hoje  sabemos  que  os metais  alcalinos  presentes  nas  cinzas  formam bases  fortes
quando  misturados  à  água.  Estes  compostos  eram  facilmente  identificados  pela  sua  capacidade  de  remover  a
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gordura das superfícies e pelo seu sabor adstringente, algo semelhante ao que sentimos quando tomamos leite de
magnésia ou comemos caju.
Os ácidos também remontam à antiguidade. Seu nome vem da palavra latina acidus que pode significar azedo ou
picante e em geral eram produzidos pela fermentação do vinho e outras bebidas alcoólicas. Esta palavra também
originou o nome acético, ácido constituinte do vinagre e responsável pelo sabor característico deste condimento.
Apesar da longa relação da humanidade com estas substâncias a primeira explicação razoável para a sua estrutura
e propriedades foi feita por Arrhenius. Com base nos seus experimentos sobre condutividade de soluções o químico
sueco enunciou em 1887 a primeira  teoria ácido­base. Estas substâncias  foram descrita  como  funções químicas
distintas, caracterizadas pela capacidade de liberar íons em solução, ou seja, ambas formam soluções eletrolíticas.
Em resumo os ácidos são substâncias que em solução aquosa liberam como único cátion o íon H+:
Já as bases, quando em solução aquosa, liberam como único ânion o íon OH­ (hidroxila):
Ácidos e bases reagem entre si numa reação chamada de neutralização.
O  produto  desta  reação  é  outra  função  química,  o  sal,  e  será  tratada  no  próximo  capítulo.  Utilizando  esses
conceitos, podemos  relacionar, de maneira genérica, a capacidade de conduzir  corrente elétrica das substâncias
iônicas e moleculares. Observe o quadro a seguir:
Condutibilidade elétrica de substâncias iônicas e moleculares
Estados de oxidação e nomenclatura dos compostos
Antes  de  continuarmos  faremos  uma  pequena  parada  para  discutir  os  estados  de  oxidação  dos  elementos
químicos.
Esta pausa é importante porque os nomes formais dos ácidos, bases e outras funções químicas estão diretamente
relacionados aos estados de oxidação dos elementos de referência.
Sempre  que  um  mesmo  elemento  pode  formar  mais  de  uma  substância  da  mesma  função  estas  serão
diferenciadas pelo Nox do elemento que lhe deu origem.
À rigor Nox (número de oxidação) ou estado de oxidação significam a mesma coisa, representam a carga elétrica
(real ou aparente) que um dado átomo apresenta num composto ou numa solução. Por exemplo, quando dissolvido
em água o sal de cozinha libera íons de Na+. Isto significa que o estado de oxidação, ou Nox, do sódio no sal de
cozinha ou na solução aquosa é +1. Já o cloreto deve ter Nox igual a ­1.
No  caso  de  íons  as  cargas  são  reais,  uma  consequência  da  perda  ou  ganho  de  elétrons.  Já  nas  moléculas  é
diferente, não existe neste caso ganho ou perda efetiva de elétrons de modo que as cargas não são reais. O que
realmente  ocorre  é  que  a  diferença  de  eletronegatividade  faz  com  que  os  elétrons  se  acumulem  do  lado mais
eletronegativo  da  ligação  deixando  o  lado  oposto  com  uma  carga  aparente  (parcial)  positiva.  Se  dois  elétrons
estavam  sendo  compartilhados  então  o  átomo mais  eletronegativo  adquire  Nox  igual  a  ­1  e,  simetricamente,  o
menos eletronegativo fica com carga parcial de +1.
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Representaçãodos estados de oxidação em algumas moléculas
Se um mesmo átomo faz mais de uma ligação então o balanço de carga será de + ou – 1 para cada par de elétrons
compartilhado. Veja o caso da água e do CO2.
Somando­se as diferenças parciais de carga de todas as ligações podemos calcular uma carga parcial de ­2 para o
oxigênio em ambos os compostos (Nox igual a ­2). No CO2 o carbono por ser menos eletronegativo fica com carga
parcial de +4 (Nox igual a +4).
Representação dos estados de oxidação de algumas moléculas
Moléculas com distribuição simétrica do par eletrônico (nox = 0)
Com base no que vimos até agora podemos analisar na figura acima as substâncias simples acima e concluir neste
caso que o Nox será sempre igual a zero.
 
Ácidos
O sabor azedo é uma das características comuns aos ácidos, os quais, assim como todas as substâncias azedas,
estimulam a salivação.
O uso do vinagre ou do suco de limão em saladas está associado a esse fato. O aumento da quantidade de saliva
facilita a ingestão.
Limão: O principal componente da vitamina C é um ácido orgânico (ácido ascórbico)
Segundo Arrhenius, a definição de ácido é dada por:
Ácido é toda substância que, em solução aquosa, sofre ionização, liberando como único cátion o H+ (H3O+).
Fórmulas e nomenclaturas
Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos:
⇒ Ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
⇒ Ácidos com oxigênio: oxiácidos.
a) Hidrácidos: ácidos sem oxigênio. Seus nomes são dados da seguinte maneira:
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b) Oxiácidos: ácidos com oxigênio. Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome
e da fórmula dos ácidos­padrão de cada família.
A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de oxigênio, determinam­se as fórmulas
e os nomes de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos. 
 
Classificação dos ácidos
Além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser classificados segundo
outros critérios:
Número de hidrogênios ionizáveis
Em  função  do  número  de  íons  H+  ou  H3O+  liberados  por  molécula  ionizada,  os  ácidos  podem  ser  assim
classificados:
Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis.
Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio (O).
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Bases
Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca. Naturalmente, esse não é um
bom método para identificar uma base, por ser extremamente perigoso.
O cheiro de peixe é proveniente de bases compostas por nitrogênio, como a amônia
Propriedades e aplicações
A primeira  definição de base  (também chamada álcali)  foi  dada por Arrhenius: Base é  toda  substância  que,  em
solução aquosa, sofre dissociação, liberando como único tipo de ânion o OH–
Fórmulas e nomenclaturas: Para a nomenclatura das bases, pode­se utilizar a seguinte regra:
Hidróxido de .............(nome do cátion)
Exemplos:
Hidróxido de sódio:
cátion: Na+ (sódio)
ânion: OH– (hidróxido) } Na+OH– ⇒ NaOH
Hidróxido de cálcio:
cátion: Ca2+ (cálcio)
ânion: OH–(hidróxido) } Ca2+(OH–2 ) ⇒ Ca(OH)2
Hidróxido de alumínio:
cátion: Al3+ (alumínio)
ânion: OH–(hidróxido) } Al3+(OH–)3 ⇒ Al(OH)3
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, acrescenta­se ao final do nome, em algarismos
romanos, o número da carga do íon. 
Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo ­oso ao íon de menor carga, e ­ico ao íon de maior carga. 
Ferro
Fe2+: Fe(OH)2 — hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
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Fe3+: Fe(OH)3 — hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
Classificação das bases 
As bases podem ser classificadas segundo três critérios:
⇒ Número  de  hidroxilas:  Em  função  do  número  de  grupos  OH–  liberados  por  fórmula,  as  bases  podem  ser
classificadas como:
Veja alguns exemplos de equações de dissociação de bases:
⇒ Solubilidade em água: O esquema a seguir mostra a variação genérica da solubilidade das bases em água.
Escala de solubilidade de hidróxidos
A única base que não apresenta metal em sua fórmula é o hidróxido de amônio (NH4OH), que existe apenas em
solução  aquosa  e,  portanto,  é  uma  base  solúvel.  O  hidróxido  de  amônio  pode  ser  obtido  borbulhando­se  gás
amônia (NH3) em água, onde ocorre a ionização do gás.
Obs: As bases Be(OH)2 e Mg(OH)2, por apresentarem solubilidade muito pequena, são consideradas praticamente
insolúveis. 
⇒ A força ou o grau de dissociação: A força das bases pode ser relacionada com a sua solubilidade: quanto maior
for a solubilidade de uma base, maior será o seu grau de dissociação e ela será considerada uma base forte. No
entanto, se a base for pouco solúvel, o seu grau de dissociação será menor e ela será considerada fraca.
Base praticamente insolúvel ⇒ baixo grau de dissociação  ⇒ base fraca (maus eletrólitos)
Base solúvel ⇒ elevado grau de dissociação ⇒ base forte (bons eletrólitos)
O hidróxido de amônio (NH4OH), que é uma base proveniente de substância molecular — a amônia (NH3(g)) — e
não  de  metal,  contraria  essa  regra,  pois,  embora  se  dissolva  facilmente  em  água,  ela  apresenta  um  grau  de
ionização muito pequeno. Logo, o hidróxido de amônio é a única base solúvel e fraca.
Assim, temos:
⇒ Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
⇒ Bases fracas: NH4OH e bases dos demais metais.
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Acidez e pH
A acidez de uma solução aquosa depende da concentração dos íons H+. Para suprir a necessidade de uma escala
numérica que indicasse a acidez de um sistema químico foi proposta a escala de pH, ou potencial hidrogeniônico. A
escala de pH varia de 0 a 14, de modo, sendo que quanto menor o valor mais ácido o meio.
Isto é uma consequência da definição de pH. Matematicamente calculamos o pH da seguinte forma: pH = −log[H+].
Como  se  trata  de  uma  escala  logarítimica  com  sinal  negativo,  quanto maior  a  concentração  do  íon  hidrogênio,
representado por [H+], menor o valor de pH.
Uma outra escala pode ser usada para identificar a alcalinidade do meio, a escala de pOH. A determinação do valor
do pOH do meio se faz de modo semelhante ao do pH, pOH = −log[OH−]. A escala  também varia de 0 a 14 e a
interpretação  é  semelhante,  isto  é,  quanto  menor  o  pOH  mais  básico  é  o  meio.  Como  são  grandezas
complementares a soma de pH e pOH deve sempre ser igual a 14.
Tabela de pH
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valor do pH de algumas substâncias