FUNÇÕES QUIMICAS: ACIDOS, BASES, OXIDOS, SAIS

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FUNÇÕES INORGÂNICAS 
E CONDUTIVIDADE
OBJETIVOS
• Relembrar as principais funções químicas;
• Diferenciar as funções químicas;
• Conhecer as principais aplicações destas funções na 
engenharia.
BIBLIOGRAFIA
• Brown et al. Química: a ciência central. São Paulo: 
Pearson.
• Capítulos: 16.1, 16.2, 16.5, 16.6 e 16.9
FUNÇÕES QUÍMICAS
AS FUNÇÕES QUÍMICAS AGRUPAM SUBSTÂNCIAS 
QUÍMICAS COM PROPRIEDADES COMUNS.
TEORIA DE ARRHENIUS.
EXEMPLOS:
- ÁCIDOS 
- BASES
- SAIS
- ÓXIDOS
TEORIA DE ARRHENIUS
Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius
Quando uma substância dissolve-se em água, divide-se 
em partículas cada vez menores.
A divisão pode parar nas moléculas (combinações de 
átomos) e a solução não conduz corrente elétrica. 
Quando a divisão chega a partículas, menores que as 
moléculas, com carga elétrica (íons) a solução conduz 
corrente elétrica.
Padrões de dissolução
Dissociação iônica - é a separação dos íons de uma 
substância iônica, quando solúvel em água.
Ionização - é a formação de íons na reação de uma 
substância molecular com a água, quando esta for solúvel 
em água.
CONDUTIVIDADE
• Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. 
São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções 
eletrolíticas.
• Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou 
iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos.
• Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São 
soluções moleculares.
• Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-
eletrolíticas ou moleculares.
A INFLUENCIA DA PUREZA DA SUBSTANCIA 
SOBRE A CONDUTIVIDADE
Condutividade elétrica (substâncias puras)
Composto iônico: somente quando fundido.
Composto molecular: não conduz.
Condutividade elétrica ( solução aquosa)
Composto iônico: conduz.
Composto molecular: conduz se ocorrer reação de ionização.
EXERCITE
• Sobre a teoria de Arrenhius, assinale V ou F para cada alternativa:
(__) Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica.
(__) Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. 
(__) Ácidos, bases e sais não são eletrólitos.
(__) Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. Ao 
contrário das soluções moleculares.
(__) Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas.
(__) Composto iônico (substâncias puras) apresenta condutividade elétrica 
em qualquer estado.
(__) Os compostos iônicos são formados por elementos distantes entre si na 
tabela periódica.
(__) Composto molecular (substâncias puras): não apresenta condutividade 
elétrica.
(__) Composto iônico (solução aquosa) conduz eletricidade.
ÁCIDOS
Os ácidos são compostos moleculares polares que se ionizam em água, 
produzindo íons positivos (cátions) e negativos (ânions), com capacidade de 
conduzir corrente elétrica.
• Os ácidos de Arrhenius apresentam H+ como radical funcional e ao ionizar em 
água:
HCl + H2O = Cl
- + H3O
+ (H+ + H2O) H2SO4 + 2H2O = SO4
2- + 2H3O
+
Ou:
HCl = Cl- + H+ H2SO4 = SO4
2- + 2H+
Possuem sabor azedo, como o ácido cítrico (limão) e acético (vinagre).
Reagem com os indicadores de pH: o papel tornassol vira para o vermelho e a 
solução de fenolftaleína fica incolor.
Reagem com bases formando água e sal .
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
• Hidrácidos: não possuem oxigênio na sua composição e levam a terminação 
ÍDRICO. Ex: 
HCl (ácido clorídrico) 
H2S (ácido sulfídrico)
• Oxiácidos: possuem oxigênio na sua composição e levam a terminação ICO
ou OSO (dependente do número de átomos de O). Ex:
HNO3 = ácido nítrico
HNO2 = ácido nitroso
FORÇA DE UM ÁCIDO
É dependente da quantidade de íons que o ácido libera em 
solução (grau de ionização – α).
α = número de mols de íons formados X 100
número de mols de ácidos dissolvidos em água
Ácidos fortes: α > 50%
Ácidos moderados: 5% < α < 50%
Ácidos fracos: α < 5%
FORÇA DE UM ÁCIDO
Exemplo prático:
Se HxEOy for a fórmula de um ácido.
A força do ácido é dada pela relação:
F = Y – X
Onde:
Y = número de oxigênios 
X = número de hidrogênios ionizáveis
Quando:
F = 0, o ácido é fraco 
F = 1, o ácido é moderado 
F = 2, o ácido é forte 
F = 3, o ácido é muito forte
Exceção: H2CO3 – ácido fraco (ácido carbônico).
EXERCITE
• Sobre a teoria de Arrenhius, assinale V ou F para cada 
alternativa:
(__) Segundo Arrhenius, os ácidos são compostos que em 
solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo 
apenas o cátion hidrogênio (H+).
(__) O cátion hidrogênio (H+) difere do cátion hidrônio 
(H3O
+)
APLICAÇÕES E IMPORTÂNCIA 
ECONÔMICA DOS ÁCIDOS
Corrosão
• Plataformas e dutos petrolíferos (presença de H2S)
• Testes de corrosão (HCl)
• Amostras (corpos de prova em aço carbono) antes e após 
contato com o ácido. (KAPPS et al., 2012)
Corrosão em transformadores: a importância da escolha 
do óleo (mineral ou vegetal)
Processos catalíticos
• Etanol de segunda geração
• Biodiesel
• Neutralizar resíduos de catálise básica
• Decapagem química
• Finalidades:
• Produzir superfícies puras requisito essencial para a 
aplicação posterior de revestimentos
• Reconhecer defeitos estruturais
Metal Tipo de ácido Vantagens Desvantagens
Aço carbono HCl ou H2SO4 (10 a 20%) O H2SO4 é o mais barato e 
mais usado.
Pode agredir em demasia.
Ferro fundido HCl ( 7 a 10%) ou H2SO4 com aditivos Pode corroer depois Necessita de um tratamento posterior 
com ácido fosfórico diluído.
Cobre e Suas Ligas ácido sulfúrico (10 a 15%) aquecido
ácido nítrico
Decapagem leve
Gera brilho
Sem brilho.
Zinco ácido clorídrico ou sulfúrico (3 a 10%) 
usado à temperatura ambiente, com 
aditivos.
Dependendo da liga faz-se uso de 
uma decapagem preliminar com 
ácido crômico.
Estanho e chumbo ácido clorídrico 2 a 3% ou ácido nítrico 
diluido.
A decapagem deve ser seguida de 
uma lavagem eficiente e secagem 
imediata, evitando assim uma 
limpeza mecânica
Alumínio e Suas 
Ligas
ácidos nítrico e fluorídrico Deve ser precedida por uma 
decapagem com NaOH
LIXIVIAÇÃO DE METAIS DE 
PLACAS DE CIRCUITOS
OUTRAS APLICAÇÕES
• Pilhas;
• Baterias;
• Eletrodeposição;
• Catalizadores;
• Usinagem química;
• Descontaminação radioativa (para-raios).
EXERCITE
• Quais processos vocês fazem com ácidos?
DETALHANDO OS RISCOS COM 
ÁCIDOS
• Ação corrosiva sobre a pele, mucosas, olhos, tecidos do trato 
respiratório e digestivo. Esta depende da:
natureza do ácido
concentração
tempo de contato
• Extremamente perigoso no contato com os olhos
• - Reatividade: com metais, produtos alcalinos tipo cimento, cal 
etc.
ALGUNS ÁCIDOS FREQUENTEMENTE 
UTILIZADOS
• Ácido Clorídrico (ácido muriático)
Liberação do gás clorídrico quando borbulhado em água destilada.
Os vapores são irritantes das vias respiratórias.
• Ácido Sulfúrico
Os vapores irritantes das mucosas, provocam corrosão dos dentes, dificuldade para 
respirar, bronquite, edema na laringe e pulmões, perda dos sentidos.
Na pele soluções diluídas causam dermatites irritativas.
Soluções concentradas causam alterações e destruição dos tecidos.
• Ácido Nítrico
Vapores são irritantes das vias respiratórias.
Ação sobre os pulmões pode até causar edema pulmonar.
Na pele causa queimaduras graves
Em vazamento, quando muito aquecido produz gases tóxicos e inflamáveis.
EXERCITE
• Quais os cuidados ao trabalhar com ácidos?
BASES OU HIDRÓXIDOS
• São uma função química mineral com grupo funcional hidroxila ou 
hidróxido (OH-).• De acordo com Arrhenius, as bases se dissociam em água 
produzindo o ânion OH-.
NaOH = Na+ + OH-
Mg(OH)2 = Mg
2+ + 2OH-
• Possuem sabor adstringente (NaOH em alimentos).
• Deixam o papel tornassol azul e a solução de fenolftaleína 
vermelha.
• Reagem com ácidos formando água e sal. 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
Numero de hidroxilas (OH–)
• Monobases: uma hidroxila (OH–). Ex: NaOH, LiOH.
• Dibases: duas hidroxilas. Ex: Ca(OH)2, Fe(OH)2.
• Tribases: três hidroxilas.Ex: Al(OH)3, Ni(OH)3.
• Tetrabases: quatro hidroxilas. Ex: Sn(OH)4, Pb(OH)4
Grau de ionização
• Bases fortes: o grau de ionização próximo a 100% (metais alcalino 
e alcalinoterrosos). Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
• Bases fracas: o grau de ionização inferior a 5%. Todas as demais 
bases.
Solubilidade em água
• Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amônio.
• Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalino-terrosos.
• Insolúveis: os demais hidróxidos.
EXERCITE
• Sobre a teoria de Arrenhius, assinale V ou F para cada 
alternativa:
(__) As bases de Arrhenius são compostos que em solução 
aquosa sofrem dissociação iônica, liberando como único íon 
negativo o ânion hidróxido (OH-), ou oxidrila ou hidroxila.
(__) Só existem hidroxilas nas bases.
(__) Toda base é solúvel em água.
(__) A força de uma base está diretamente relacionada a 
sua dissociação.
APLICAÇÕES DAS BASES
• Biodiesel
• Neutralização de ácidos;
• Catalizadores de polimerização;
• Espelhamento
• Processamento do alumínio;
• Realcalinização do concreto;
• Produção de papel;
• Controle de pH;
• Produção de nanopartículas;
• Outros.
EXERCITE
• É possível fazer decapagem química com bases?
• Explique.
BASES DE USO COMUM E SEUS 
RISCOS
• Hidróxido de Sódio
A inalação provoca danos no trato respiratório, até mesmo 
uma pneumonite grave.
Corrosivo de todos os tecidos.
Nos olhos causa opacidade da córnea, edema 
pronunciado, ulcerações e até cegueira.
• Hidróxido de Amônio
Inalação produz irritações das vias respiratórias.
Exposição intensa produz broncopneumopatias e morte.
Em contato com a pele, produz irritação e queimaduras.
Nos olhos produz opacidade da córnea e cristalino.
EXERCITE
• Quais os cuidados ao se trabalhar com bases?
SAIS
• Os sais são formados por reações ácido–base (salificação ou neutralização 
ácido-base). 
HCl + KOH = KCl + H2O Reação de neutralização total (nº H
+ = nº OH-)
LiOH + H2CO3 = LiHCO3 + H2O Reação de neutralização parcial de ácido 
(nº H+ # nº OH-)
Mg(OH)2 + HClO3 = MgOHClO3 + H2O Reação de neutralização parcial 
de base (nº H+ # nº OH-)
• Em solução aquosa, os sais liberam cátions diferentes de H+ e ânions 
diferentes de OH-
• Possuem sabor salgado.
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS
Presença de íons H+ e OH
Sais normais ou neutros – proveniente de uma reação de 
neutralização total. EX.: NaCl, CaCO3, CaHPO3.
Sais ácidos – proveniente de uma reação de neutralização parcial 
(ainda apresenta H+ ionizável). EX.: NaHCO3
Sais Básicos - sal oriundo de uma reação de neutralização parcial 
(ainda apresenta OH-). EX.: AlOHSO4
Solubilidade dos sais.
Os sais formados por metais alcalinos (1A), cátion NH4
+, ânions 
NO3
-, ClO3
- e CH3
- COO- são solúveis em água. 
APLICAÇÕES DOS SAIS
• Síntese de cerâmicas avançadas
• Eletrólitos;
• Decapagem química;
• Termoelétricas solares;
• Outros.
EXERCITE
• Quais os cuidados ao se trabalhar com sais?
ÓXIDOS
Os óxidos são compostos binários onde o oxigênio é o elemento 
mais eletronegativo.
CaO = óxido de cálcio
CO = monóxido de carbono
CO2 = dióxido de carbono
SO2 = dióxido de enxofre
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS
Ácidos (anidridos) - são óxidos ametálicos que em contato com a água geram ácidos. Apresentam 
um ametal com nox igual ou superior a +4. Estes podem reagir com bases produzindo sal e água.
Cl2O5, Cl2O7, SO2, SO3, N2O5, P2O5, CO2
SO3 + H2O = H2SO4 H2CO3 = H2O + CO2 SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O
Básicos - são óxidos formados por metais (nox do metal é igual ou inferior a +3). Estes reagem 
com ácidos produzindo sais.
Li2O, Na2O, MgO, CaO, Cu2O, CuO, Ag2O, FeO
K2O + H2O = 2KOH CaO + H2CO3 = CaCO3 + H2O
Anfóteros - são óxidos formados por elementos de eletronegatividade intermediária (elementos 
da região central da Tabela Periódica) e podem reagir tanto com ácidos como com bases.
ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2.
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS -
CONTINUAÇÃO
Óxidos duplos, mistos e salinos - óxidos formados pela união de óxidos de metais com nox variável. 
FeO + Fe2O3 = Fe3O4 (magnetita)
Os óxidos mistos apresentam nox fracionário +8/3.
Óxidos neutros – óxidos ametálicos que não reagem com, ácidos, bases e água. CO, NO, SO
Peróxidos - compostos binários nos quais o oxigênio apresenta nox unitário igual a –1 (presença do 
grupo O2
2-).
Na2O2, CaO2, H2O2.
Superóxidos - compostos binários nos quais o oxigênio apresenta nox unitário igual a –1/2 (presença do 
grupo O4
2-).
Li2O4, Na2O4, CaO4
Curiosidade: o superóxido de lítio é usado para obtenção de gás oxigênio em atmosferas ricas em gás 
carbônico:
Li2O4 + CO2 = Li2CO3 + 3/2O2
APLICAÇÕES DOS ÓXIDOS
• Metalurgia;
• Iniciadores de polimerização;
• Síntese de cerâmicas.
ANEXOS
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
Número de hidrogênios ionizáveis:
• Monoácidos– um hidrogênio ionizável. Ex: HCl, HBr, 
HClO3 , H3PO2 (um H está ligado covalentemente).
• Diácidos – dois hidrogênios ionizáveis. Ex: H2SO4 , 
H3PO3 (um H está ligado covalentemente).
• Triácidos – três hidrogênios ionizáveis. Ex: H3PO4 , 
H3BO3 .
• Tetrácidos – quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: 
H4SiO4 , H4[Fe(CN)6]
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
Número de elementos químicos:
Binário – dois elementos químicos distintos.
Ex: HBr, HI.
Ternário – três elementos químicos distintos.
Ex: HNC, HBrO3 , H2SO3 .
Quaternário – quatro elementos químicos distintos.
Ex: HCNO, H4[Fe(CN)6].
Volatilidade (ponto de ebulição):
Voláteis – baixo ponto de ebulição.
Ex: HCl (110 oC), HCN (26 oC), HNO3 (88,9 
oC).
Fixos – alto ponto de ebulição.
Ex: H2SO4 (290 
oC), H3PO4 (158 
oC).
NOMENCLATURA DAS BASES
• Acrescenta-se “ hidróxido de “ ao nome do cátion presente da base .
NaOH = hidróxido de sódio
KOH = hidróxido de potássio
Para elementos de NOX variável (Fe = +2, +3 Cu = +1, +2 Pb = +2, +4 Ní = +2, +3 
Au = +1, +3), atribuir em algarismo romano o número de oxidação utilizado, ou o 
sufixo ico para o maior estado de oxidação e oso para o menor estado de 
oxidação. 
Fe(OH)2 – Hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
Fe(OH)3 - Hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
NOMENCLATURA DOS SAIS
Baseia-se no nome do ácido que originou o sal.
terminação do ácido terminação do sal
ÍDRICO ETO
ICO ATO
OSO ITO 
Principais ânions: Cl-, Br-, I-, F-, CN- eto
SO4
2-, CO3
2-, NO3
-, PO4
3-, BO3
3-, ClO3
-,BrO3
-, IO3
- ato
Derivando os sufixos: ato – 1 oxigênio Ito 
ato – 2 oxigênios hipo___ito
ato + 1 oxigênio per___ato
Exemplos:
Na2SO4 – sulfato de sódio Na2SO3 – sulfito de sódio
Na2SO2 – hiposulfito de sódio NaClO3 – clorato de sódio
NaClO2 – clorito de sódio NaClO – hipoclorito de sódio
Deve-se citar na nomenclatura de sais o seu caráter ácido ou básico:
NaHCO3 – carbonato ácido de sódio ou hidrogeno carbonato de sódio (bicarbonato de sódio)
CaOHCl – cloreto básico de cálcio ou hidroxi cloreto de cálcio 
NOMENCLATURADOS ÓXIDOS
Óxidos metálicos – nome [óxido de + nome do metal] 
Metal com nox variável, determinar o valor do nox através de algarismo romano, 
ou adicionar ao nome do metal a terminação oso ou ico.
CaO – óxido da cálcio 
Na2O – óxido de sódio
MgO – óxido de magnésio
Al2O3 – óxido de alumínio
FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico
Óxidos ametálicos – a nomenclaturas é feita através de prefixos:
CO – monóxido de carbono
SO2 – dióxido de enxofre
SO3 – trióxido de enxofre
N2O5 – pentóxido de dinitrogênio.
Cl2O7 – heptóxido de dicloro.