Ácidos e Bases Arrhenius (1)

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UNIVERSIDADE PAULISTA 
UNIP
ÁCIDOS e BASES
Prof. Dra. Silvia Carla Haither Goós
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Função é o conjunto de substâncias que se assemelham em propriedades físicas e químicas. Apenas duas funções inorgânicas, ácidos e bases, serão enfocadas neste momento.
1.1. Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius 
Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas se dividem em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica. 
Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve na água.
Ionização é a formação de íons na reação de uma substância molecular com a água, quando esta substância molecular nela se dissolve. 
ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
2.1. ÁCIDOS
Substâncias, que em solução aquosa, liberam como cátions somente íons H+. 
HCl(aq) ( H+1(aq) + Cl-1(aq) 
Conceito atualizado: Substâncias que, em solução aquosa, liberam como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).
HCl(aq) + H2O(l) ( H3O+1(aq) + Cl-1(aq) 
A ionização de um ácido poliprótico (que possui mais de um hidrogênio ionizável) pode acontecer em várias etapas:
H2SO4(aq) ( H+1(aq) + HSO4-1(aq) 
 HSO4-1(aq) ( H+1(aq) + SO4-2(aq) 
2.1.1. Formulação 
 H A– x ( Hx A onde: A – x = ânion
 H = hidrogênio
2.1.2. Nomenclatura 
Ácido + (nome do ânion com a terminação trocada)
	ÂNION
	ÁCIDO
	ATO
	ICO
	ETO
	ÍDRICO
	ITO
	OSO
Exemplos:
a) Cl-1 : ânion cloreto HCl: ácido clorídrico
b) BO3-3: ânion borato H3BO3: ácido bórico
Exceções:
a) SO4-2: ânion sulfato H2SO4: ácido sulfúrico
b) PO4-3: ânion fosfato H3PO4: ácido fosfórico
2.1.3.Classificação 
a) De acordo com a presença, ou não, de oxigênio na molécula: 
Hidrácidos: sem oxigênio. Ex: HCl , H2S , HCN etc. 
Oxiácidos: com oxigênio. Ex: HNO3 , H2SO4 , H3PO4 etc. 
b) Quanto à força: dizemos que um ácido é forte quando a ionização ocorre em grande extensão: 
- Para os Hidrácidos:
Ácidos fortes: HCl, HBr, HI . 
Ácido médio: HF. 
Ácidos fracos: os demais. Ex: HCN, H2S
 
- Para os oxiácidos:
 Forte se (y - x) = 2 ou mais. Exemplos: HClO4, HNO3 e H2SO4. 
 (HxEOy) Médio se (y – x) = 1. Exemplos: H3PO4,HNO2,H2SO3. Exceção: H2CO3 é fraco. 
 Fraco se (y – x) = 0.Exemplos: HClO, H3BO3. 
2.1.4. Ácidos mais comuns na química do cotidiano
Ácido clorídrico (HCl) 
O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. 
É encontrado no suco gástrico. 
É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. 
Ácido fosfórico (H3PO4) 
Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. 
É usado como aditivo em alguns refrigerantes. 
Ácido fluorídrico (HF) 
Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro. 
Ácido acético (CH3 COOH) 
É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses). 
Ácido sulfúrico (H2SO4) 
É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome. 
O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. 
É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. 
É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc. 
O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. 
As chuvas ácidas em ambienteS poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grandes impactos ambientais. 
Ácido nítrico (HNO3) 
Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio. 
É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre). 
As chuvas ácidas em ambientes poluídas com óxidos do nitrogênio contêm HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima. 
O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá-lo.
Ácido carbônico (H2CO3) 
É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: 
 CO2 + H2O ( H2CO3 
2.2. BASES
 Substâncias, que em solução aquosa, liberam como ânions somente íons hidroxila ou oxidrila (OH-1).
NaOH(s) ( Na(aq) + OH-1(aq) 
2.2.1. Formulação
C+y (OH) ( C (OH) y onde : C+y = cátion
 OH -1 = hidroxila
2.2.2. Nomenclatura 
Hidróxido + de + (nome do cátion)
Exemplos:
a) Na+1 : cátion sódio NaOH: hidróxido de sódio
b) Ca+2: cátion cálcio Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Para cátions com mais de uma valência:
a) Terminação oso: menor valência. 
 Ex: Fe(OH)2: hidróxido ferroso (ou hidróxido de ferro II)
b) Terminação iço: maior valência.
 Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico (ou hidróxido de ferro III)
2.2.3. Classificação
- Quanto à força: a força refere-se à capacidade de dissociação da base.
Forte: Bases da família 1 da tabela periódica. Ex: NaOH, KOH.
Fraca: as demais. Exemplos: Mg(OH)2, Al(OH)3 . 
2.2.4. Bases mais comuns na química do cotidiano
Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH) 
É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades. 
É usado na fabricação do sabão e glicerina: 
 (óleos e gorduras) + NaOH ( glicerina + sabão 
É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre. 
 HNO3 + NaOH ( NaNO3 + H2O 
É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. 
É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. 
É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais. 
Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) 
É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
Mg(OH)2 + 2HCl ( MgCl2 + 2H2O 
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) 
É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. 
É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria. 
Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH) 
Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco. 
A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante. 
A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico. 
É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4 
A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc. 
Hidróxido de alumínio (Al(OH)3) 
É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.
Na tabela 1 temos um resumo dos ácidos e bases de Arrhenius.
Tabela 1: Ácidos e Bases de Arrhenius
	ÁCIDOS
	BASES
	Fórmula geral: HxA + H20 ( x H3O+1 + A-x
Exemplos: HCl + H20 ( H3O+1 + Cl-1
 H2SO4 + H2O ( 2 H3O+1 + SO4-2
	Fórmula geral: M(OH)Y ( M+y + y OH-1
Exemplos: NaOH ( Na+1 + OH-1
 Ca(OH)2 ( Ca+2 + 2 OH-1
PROPRIEDADES DE ÁCIDOS E BASES
Na tabela 2 temos um quadro comparativo de algumas propriedades de ácidos e bases.
Tabela 2: Propriedades de ácidos e bases
	PROPRIEDADE
	ÁCIDO
	BASE
	Fenômeno em água
	Ionização
	Dissociação
	Sabor
	Azedo
	Adstringente
	Reação com Metal
	Liberação de gás H2
Mg + HCl ( MgCl2 + H2
	Formação de Precipitado
FeCl3 + NaOH ( Fe(OH)3 + NaCl
	Condução de eletricidade em H2O
	Sim
	Sim
	Fenolftaleína
	Incolor
	Rosa
	Tornassol
	Vermelho
	Azul
	Reação de Salificação
	Sim
	Sim
2.4. ESCALA de pH
 	Para expressar [H3O+] de uma forma numérica, o químico dinamarquês Sorensen (1868-1939) definiu a escala de pH.
 Define-se pH de uma solução como o inverso do logaritmo decimal da concentração de íons H3O+.
 pH = -log [H3O+] 
 Assim, em uma
solução neutra pH = - log 10-7 = 7;
solução ácida pH<7 
solução básica pH >7. 
Podemos dizer que a escala de pH é uma maneira de indicar a concentração de H3O+ numa solução. Conforme demonstrado acima, esta escala varia entre o valor mínimo 0 (acidez máxima), e o máximo 14 ( basicidade máxima). A 25 ºC uma solução neutra tem um valor de pH = 7.
	O pH de uma solução pode ser medido aproximadamente mediante o uso de um indicador ácido-base. Um indicador é uma substância que varia de cor dentro de um pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes. 
	Chama-se indicador universal a uma mistura em volumes iguais de soluções dos seguintes indicadores: vermelho de metilo, (-naftolftaleína, timolftaleína, fenolftaleína e azul de bromotimol. 
Entretanto, a determinação de um pH exato é feita usando um pHmetro.
Vejamos na Tabela 3 o pH de algumas soluções aquosas comuns.
Tabela 3: pH de algumas soluções comuns
	Solução
	pH
	Solução
	pH
	Ácido de bateria
	1,2
	Leite
	6,8
	Chuva muito ácida
	1,8
	Urina humana
	7,5
	Suco de limão
	2,5
	Água potável
	8
	Vinagre
	2,9
	Água do mar
	8,4
	Maçãs
	3,2
	Bicarbonato de Sódio
	8,5
	Vinho
	3,8
	Leite de magnésia
	10,5
	Suco de tomate
	4,7
	Amônia
	12
	Saliva
	5,7 – 7,1
	Lixívia
	13
Na Tabela 4 temos os intervalos de pH de fluidos corporais.
Tabela 4: pH de fluidos corporais
	FLUIDO
	pH
	Líquido amniótico
	6,9 – 7,4
	Bile (vesícula)
	5,6 – 8,0
	Sangue
	7,35 – 7,45
	Líquido cerebrospital
	7,3 – 7,4
	Suco gástrico
	1,6 – 1,8
	Sucos intestinais
	6,3 – 8,0
	Suco pancreático
	7,5 – 8,8
	Sêmen
	7,2 – 8,0
	Fezes
	7,0 – 7,5
	Suor
	4,0 – 6,8
	Lágrimas
	7,0 – 7,4
	Urina
	4,6 – 8,0
	Secreção Vaginal
	3,4 – 4,2
2.5. NEUTRALIZAÇÃO
	Neutralização é o nome dado à reação entre um ácido forte e uma base. Em água a reação de neutralização entre um ácido e uma base, formando água.
	 H3O(aq)  +  OH-1(aq)  ( 2 H2O(l)  +  OH- 
	Por esta razão, certas bases. Tais como hidróxido de magnésio (sob forma de leite de magnésia), são usadas como antiácidos. Elas neutralizam o excesso de ácido clorídrico do estômago sem danificar o aparelho digestivo. 
	Outros antiácidos comerciais:
				Eno (NaHCO3), Di-gel [Al(OH)3 e Mg(OH)2] 
	Quando um ácido e uma base reagem, eles formam geralmente outro produto além da água. Este produto é chamado de sal, um composto iônico que contém um ânion diferente do OH-1 e um cátion diferente do H+1.
NaOH + HCl ( NaCl + H2O
		 Base Ácido Sal 
Outros sais: Na2SO4, CaCl2, Al(NO3)3
2.6 TAMPÕES
	Para o corpo humano funcionar adequadamente, o pH de seus fluidos deve ser mantido dentro de certos limites bem próximos. Por exemplo, o pH do sangue deve ficar entre 7,35 e 7,45. Semelhantemente, o pH de soluções envolvidas em reações industriais e processos laboratoriais deve, freqüentemente, ser mantida sob controle. 
	O pH de uma solução pode ser mantido próximo a um certo valor por um tampão. Tampão é uma solução cujo pH varia apenas muito levemente quando quantidades moderadas de ácidos ou bases são adicionadas. 
	Veja na Tabela 5 a comparação da adição de HCl (ácido) e NaOH (base)à uma água pura e um tampão que estão inicialmente em pH = 7,0.
Tabela 5– Variação de pH
	Solução
Testada
	pH inicial
	pH depois de adicionar Ácido
	pH depois de adicionar Base
	Água Pura
	7
	2,0
	12,0
	Tampão
	7
	6,8
	7,2
	
Um tampão mantém um pH constante porque neutraliza pequenas quantidades de ácido ou base adicionadas à solução. No seu corpo, o pH é mantido ao redor de 7,4 por vários pares de tampões. Estes tampões impedem a acidose, um pH sanguíneo abaixo de 7,35, assim como a alcalose, um pH acima de 7,45. 
O principal tampão do plasma sanguíneo consiste de ácido carbônico, (H2CO3) e íon hidrogenocarbonato (bicarbonato), HCO3-1. 
H2CO3 (aq)  ( H+1  +  HCO3(aq)-1
 parte ácida parte básica
	Se uma base entra no sangue, íons OH-1 reagem com a parte ácida do tampão.
 OH-1(aq)  +  H2CO3 (aq)  ( H2O(l)  +  HCO3(aq)-1 
	Se um ácido entra no sangue íons H3O+1 reagem com a parte básica do tampão.
 H3O+1(aq)  +  HCO3-1 (aq)  ( H2O(l)  +  H2CO3 
2.7. REAÇÕES ÁCIDO-BASE (NEUTRALIZAÇÃO TOTAL OU SALIFICAÇÃO) 
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro). 
Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP.
O esquema de uma reação de neutralização total pode ser representado pela reação genérica a seguir:
XOH(aq) + HY(aq) → XY(aq) + H2O(l)
Seguem alguns exemplos de reação de neutralização total (não levando em consideração problemas de solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos):
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O
 LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O 
Mg(OH)2 + H2P2O7 → MgP2O7 + 2 H2O
Fe(OH)3 + 3 HCl → FeCl3 + 3 H2O
Como pode ser observado, os sais produzidos possuem caráter praticamente neutro, pois são derivados de ácidos e bases de mesma força. Entretanto, nem todas as reações ácido-base são de neutralização total. Ou seja, o sal resultante da reação possui caráter ácido ou básico pela presença de um ou maisíons H+ ou OH- não consumidos para formação de uma ou mais moléculas de água.
 
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