Acidez relativa dos hidróxidos do terceiro período

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Sumário
Introdução................................................................................................................. 2
Materiais e reagentes............................................................................................... 4
Procedimento experimental.................................................................................... 4
Resultado.................................................................................................................. 5
Discussão................................................................................................................. 5
 Obtenção do gás oxigênio.................................................................................. 5
 O sódio................................................................................................................ 5
 O magnésio......................................................................................................... 5
 O alumínio........................................................................................................... 6
 O carbono........................................................................................................... 6
 O fósforo............................................................................................................. 6
 O enxofre............................................................................................................ 7
 O cloro................................................................................................................ 7
Considerações finais............................................................................................... 7
Referência bibliográfica........................................................................................... 8
Introdução
Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o primeiro conceito de ácido e base para o mundo da química. Dizia que, em solução aquosa, as substâncias ácidas sofriam ionização liberando cátions H+, enquanto as básicas, liberavam ânios OH-.
A Teoria de Arrhenius foi formulada a partir da teoria de ionização das substâncias em soluções aquosas, proposta por ele mesmo. As substâncias que se dissociavam em íons, em solução aquosa, eram considerados eletrólitos: as que dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, enquanto as que não se dissociavam totalmente, eram fracos. (LAVORENTI; 2002)
No entanto, essa teoria não abrangia todos os casos. Por exemplo, foi descoberto que, além de reações entre ácidos e bases ocorrerem em outros solventes e não só na água, também poderia ocorrer na ausência de solvente.
Os químicos Johannes Bronsted e Thomas Lowry propuseram, independentemente, que um ácido era doador de prótons enquanto a base era receptora, sendo esse próton o íon H+. Nesta definição é necessário que ambos coexistam formando um par ácido-base conjugado, fazendo com que, obrigatoriamente, o ácido doe o próton para a base e a base receba o próton do ácido, e “não há dependência em solventes ou em dissociações iônicas para que as substâncias sejam classificadas como ácidos ou bases.” (LAVORENTI, 2002, p. 2)
Quando um ácido entra em contato com a água, ela age como base e recebe o H+ que foi liberado, formando H3O+, íon hidrônio. “Para nossos fins, entretanto, a formulação do íon hidrônio como H3O+ é adequada e nos lembra que a transferência do próton sempre ocorre entre um ácido e uma base. H+ não existe isoladamente em água.” (ATKINS; JONES, 2005, p. 462). Já a força do ácido nesta teoria está ligado a quanto ele doa prótons ao solvente.
Além disso G. N. Lewis estabeleceu originalmente os fundamentos da teoria eletrônica de acidez, na qual diz que um ácido é aceitador de par de elétrons, enquanto a base é doadora de par de elétrons. Ela foi proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química.
A vantagem da definição de Lewis sobre a de Brönsted é que podemos identificar substâncias como ácidos ou bases mesmo quando não há transferência de prótons (o papel do próton é essencial na definição de Brönsted, porque a definição de um ácido ou uma base depende do envolvimento de prótons). (LAVORENTI, 2002, p. 6)
Quando essas teorias são aplicadas sobre os óxidos tem-se que alguns deles podem reagir com água como ácidos ou bases de Lewis. Um óxido ácido é aquele que reage com água e forma um ácido de Bronsted, já um óxido básico ao reagir com água forma uma base de Bronsted. Os óxidos ácidos são compostos moleculares, formados por ametais. Os óxidos básicos são compostos iônicos, formados tipicamente por metais. Os elementos que ficam na fronteira diagonal entre os metais e os ametais, do berílio ao polônio, têm o seu caráter de metal e ametal fundido e os óxidos desses elementos têm caráter ácido e caráter básico, podendo assim reagir com ácidos e bases, e são chamados de anfóteros. (ATKINS; JONES, 2005)
Os elementos de metais com pequenas energias de ionização formam, comumente, óxidos iônicos. Como o íon óxido é uma base forte, os óxidos da maior parte desses metais formam soluções básicas em água. Os elementos com energias de ionização intermediárias formam os óxidos anfóteros. (ATKINS; JONES, 2005)
Muitos óxidos de ametais são compostos moleculares gasosos. “A maior parte pode agir como ácido de Lewis, porque os átomos de oxigênio eletronegativos retiram elétrons do átomo central, habilitando-os a agir como aceitadores de um par de elétrons.” (ATKINS; JONES, 2005, p. 629)
Uma forma de quantificar a acidez ou a basicidade das soluções é pela escala de pH. Esta escala foi descoberta no ano de 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, e tem por definição: potencial hidrogêniônico, e possui o objetivo de indicar a quantidade de íons H+ presentes em uma determinada substância, a fim de indicá-la como ácida ou básica. Essa escala é medida por uma função logarítmica de base 10, com o logaratimando referente ao número iônico. (USP, s.d.)
pH = - log H+
A partir dessa fórmula é possível calcular o número de íons H+ em uma substância, em que seguindo os níveis de concentração iônico pode-se determinar a sua propriedade. Essas faixas de pH compreende-se em:
pH < 7 refere-se a uma substância de caráter ácido.
pH = 7 caracteriza uma substância neutra.
pH > 7 mostra uma substância de caráter básico.
fig. 1 - Escala de pH mostrando os pontos de cada característica	É importante salientar que sempre a comparação da faixa de pH com o número 7 se dá pois essa se refere a neutralidade de uma substância, como por exemplo a água, sendo o termo mediano, localizado na escala (fig. 1)
Fonte: 
https://apiscina.wordpress.com/2015/
 
04/17/
tudo-o-que-precisa-saber-sobre-o-ph
/	Para se determinar a concentração de íons H+ de acordo com a escala que uma substância possui, utiliza-se os indicadores de pH, cuja a função principal é denominada em seu nome, alterando sua cor quando é submerso em um elemento, de caráter ácido ou básico.
	Proposta inicialmente por Wilhelm Ostwald, em 1894, a teoria iônica dos indicadores consistiam em elementos de basicidade ou acidez baixa, que alteram sua coloração quando colocados em diferentes pHs.
	A reação dos indicadores consiste na dissociação dos íons H+ junto ao elemento que define a faixa de pH.
Um dos indicadores mais usados é o papel de tornassol, que possui coloração róssea quando está localizado em um meio ácido, e cor azulada no momento que colocado em uma substância de caráter básico. (Universidade Federal do Pará, s.d.).
Materiais e reagentes
	H2O2
MnO2
Sódio
Óxido de Alumínio (Al2O3)
Magnésio
Grafita (Carbono)
Fósforo vermelho
Enxofre
Ácido Perclórico (HClO4)
Água destilada
	Erlenmeyers
Lampareda de álcool
Indicador de pH
Kitasato
Mangueira de borracha
Espátulas
Rolhas
Pinça de madeira
Procedimento experimental
O oxigênio foi recolhido previamente usando H2O2 junto a um catalisador, MnO2, e transferido para cincoerlenmeyers. Queimou-se uma pequena porção de sódio na chama da lampareda e introduziu-o no interior de um dos erlenmeyers e em seguida adicionou-se água destilada. Este procedimento foi repetido para os seguintes elementos: magnésio, carbono (grafita), fósforo e enxofre. Em outros dois erlenmeyers, ambos sem oxigênio puro, foi colocada uma porção de óxido de alumínio e ácido perclórico, respectivamente, e foi adicionado água em ambos. Determinou-se o pH das sete soluções. (FORMIGA et al. s.d.)
 Em seguida a obtenção do oxigênio foi demonstrada, onde foi introduzido em um kitasato o peróxido de hidrogênio, juntamente com o catalisador dióxido de magnésio. Assim, foi conectada uma mangueira de borracha na saída lateral, por onde passaria o oxigênio, e uma rolha foi usada para tampar a boca do kitasato. A outra ponta da mangueira estava ligada a um erlenmeyer, onde o O2 foi coletado, que estava dentro de uma bacia com água. Quando o erlenmeyer estava cheio de O2 foi então tampando com uma rolha, ainda dentro da bacia.
Resultado
Quando queimou-se o magnésio observou-se a emissão de uma luz branca muito intensa e após a queima do enxofre e sua introdução no erlenmeyer foi observado a emissão de uma luz azul. Durante a queima da grafita foi observada uma luz esverdeada não característica da substância, provavelmente, devido a alguma contaminação do material.
Os pHs encontrados foram: 13 para a solução feita utilizando o sódio, 8 para a de magnésio, 7 para a de óxido de alumínio, 5 para a de grafita, 3 para a de fósforo, 2 para a de enxofre e zero para a de ácido perclórico.
Discussão
Obtenção de gás oxigênio
Ao entrar em contato com o catalisador, cujo o principal objetivo é acelerar a reação química, o peróxido de hidrogênio sofre a seguinte reação:
 
Esse oxigênio foi utilizado posteriormente para a obtenção dos óxidos
O sódio
O sódio ao ser queimado e entrar em contato com o oxigênio puro sofre a seguinte reação: 
Formando o óxido de sódio, que é um oxido básico de caráter iônico e, assim, quando reage com água forma hidróxido de sódio. Esta reação pode ser representada da seguinte forma: 
O NaOH, ao ser colocado em uma solução aquosa, libera íons OH-, sendo consideradas bases de acordo com a Teoria de Arrenhius. Por se dissociar quase completamente, é considerada uma base forte, tanto que o pH encontrado na solução foi 13.
O magnésio
Ao entrar em contato com o O2, após a queima da fita de magnésio, foi vista a reação:
Formou-se então o óxido de magnésio, que possui caráter iônico e quando reage com a água produz o hidróxido de magnésio. Esta reação pode ser representada da seguinte forma:
1MgO + 1H2O → 1Mg(OH)2
O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é pouco solúvel em água, porém esta mistura forma uma suspensão coloidal branca, chamada de leite de magnésia. 
Devido ao seu baixo grau de dissociação a solução de Mg(OH)2 tem um pH extremamente perto do neutro, sendo muitas vezes difícil confirmar seu caráter básico.
O alumínio
A queima de alumínio ocorre apenas em altas temperaturas. Deste modo, foi utilizado no experimento o óxido de alumínio, encontrado em forma de pó. Por ser um óxido anfótero o Al2O3 não reage com água, por isso, o pH encontrado foi 7.
O carbono
Após a queima da grafita e o contato com o oxigênio, o carbono sofre a seguinte reação:
1C(grafita) + 1O2 → 1CO2
Ao ser formado o CO2 dentro do erlenmeyer, não houve necessidade de tampa-lo rapidamente com a rolha para que o gás formado não escapasse. Isso foi possível devido a alta densidade do CO2 em comparação com o O2, tendendo a permanecer no fundo. 
Depois de adicionada a água, ocorre a reação com o CO2, porém nem todas a moléculas dissolvidas regem para formar o ácido, deste modo tem-se o seguinte equilíbrio na solução:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + 
O ácido carbônico formado é um ácido fraco que se dissocia parcialmente. Logo o pH de uma solução contendo este ácido não deve estar muito abaixo do neutro. 
O fósforo
O óxido de fósforo foi formado a partir do fósforo vermelho, P4, e sua reação com o oxigênio pode ser representada da seguinte forma:
P4 + 5O2 → 2P2O5
Este óxido é o anidrido do ácido fosfórico, o ácido que dá origem aos fosfatos. Sua reação com a água ocorre da seguinte forma:
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
O H3PO4 é dito um ácido trivalente, isto significa que os três hidrogênios ácidos podem ser convertidos por substituição gradual. Sendo, portanto, um ácido que varia de fraco a medianamente forte.
O enxofre
O enxofre ao reagir com o oxigênio forma o óxido sulfúrico segundo a seguinte reação:
2S + 3O2 → 2SO3
O trióxido de enxofre é dissolvido em água de forma fácil e forma ácido sulfúrico bastante concentrado:
SO3 + H2O → H2SO4
“O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum pra qual a primeira desprotonação é completa. A segunda desprotonação aumenta ligeiramente a molaridade de H3O+, logo, o pH será ligeiramente menor que o devido somente à primeira desprotonação.” (ATKINS; JONES, 2005, p. 486). Desta forma o H2SO4 é considerado um ácido forte, o único entre os polipróticos, o que explica o pH encontrado na solução do experimento.
O cloro
Por causa da toxicidade do gás cloro, gerando problemas à saúde humana, foi utilizado o ácido mais forte desse elemento, o ácido perclórico (HClO4). 
O HClO4 é o mais forte dentre todos os ácidos comuns, ou seja, ele se dissocia completamente na presença de água. Dessa forma tem-se:
HClO4 + H2O → H3O+ + 
Logo, é esperado que o pH de uma solução concentrada de ácido perclórico tenha pH igual ou próximo a zero.
Considerações finais
Por conseguinte, o valor do potencial hidrogeniônico (pH) está relacionado com a concentração de íons de hidrogênio em cada solução. Ademais, foi possível observar a importante influência das propriedades periódicas, no que tange o comportamento de cada elemento no processo de obtenção e identificação da acidez.
Tendo em vista os aspectos observados, concluímos que o caráter ácido ou básico das soluções está intimamente relacionado com a capacidade de doar ou receber par de elétrons. Com base nos experimentos e na Teoria de Lewis, observamos que os metais têm maior facilidade de perder elétrons, por isso apresentam um comportamento básico. Em contrapartida, os ametais tendem a receber elétrons e por isso apresentam maior acidez.
Assim, constatamos que, no terceiro período da tabela periódica, a energia de ionização decresce da direita para a esquerda e, paralelamente a isso, o potencial hidrogeniônico (pH) aumenta, atribuindo uma basicidade cada vez maior às soluções que contém os respectivos elementos utilizados no experimento.
 Ou seja, foi possível inferir que, da direita para a esquerda, tal potencial (pH) variou ordenadamente, de acordo com sua escala, de 0 (zero) até 14 (quatorze).
Referência bibliográfica
FORMIGA et al. Apostila de Laboratório: Química Geral Experimental I. Instituto de Quimica. UERJ, s.d.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3ªed. São Paulo: Bookman, 2005.
LAVORENTI, Arquimedes. Conceitos de ácidos e bases. Disponível em: <http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade04.pdf>. Acesso em 23/05/2015.
USP, Laboratório de Ensino de Ciências e Tecnologia. pH. Disponível em: <http://lect.futuro.usp.br/site/ecologia/quadroteorico/c_ph.htm>. Acesso em 24/05/2015
Universidade Federal do Pará. Indicadores de pH. Disponível em: <http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm>. Acesso em 24/05/2015