apostila_de_oxirredução_UERJ

Prévia do material em texto

Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
É a carga real ou aparente de um átomo em uma substância. O número de oxidação será uma 
carga real no caso de íons: 
⎩⎨
⎧
−=→−
+=→+−+
1Nox1aargc:C
2Nox2aargc:Ca
CCa 12
2
AA 
O número de oxidação será uma carga aparente ou relativa no caso de estruturas covalentes. 
34 
⎩⎨
⎧
−=→
+=→
1Noxtivoeletronegamais:C
1Noxtivoeletroposimais:H
A 
H CA 
+1 -1 
O 
-2 
H 
+1 
H 
+1 ⎩⎨
⎧
−=→
+=→
2Noxtivoeletronegamais:O
1Noxtivoeletroposimais:H
 
H H 
+1 -1 
⎪⎩
⎪⎨⎧ = )tividadeeletronegamesma
têmátomosos(zeroNox:H
 
 
⎪⎪
⎪
⎩
⎪⎪
⎪
⎨
⎧
−=−−−=→
→
+=→
3
8
3
323
Nox
tivoeletronegamais:C
1Noxtivoeletroposimais:H
 C3− 
1
H
+ 1
H
+
C2− C3− 
1
H
+1
H
+1
H
+
1
H
+
1
H
+1
H
+
2. REGRAS PRÁTICAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
a. O número de oxidação de um elemento em uma substância simples é igual a zero. 
Exemplos: .Na;P;I;O;N;H; 0n04
0
2
0
2
0
2
0
2
0He 
b. O número de oxidação dos metais alcalinos em seus compostos é sempre (+1) e o dos metais 
alcalino-terrosos é sempre (+2). 
Exemplos: .NOK;PONa;SOBa;I 3
1
4
1
34
2
2
2 ++++Ca 
c. O número de oxidação do flúor em seus compostos é sempre igual a (-1). 
d. O número de oxidação dos halogênios nos halogenetos é (-1) e dos calcogênios nos 
calcogenetos é (-2). 
Exemplos: 232
1
3 SAs;C
−−AAA . 
e. O número de oxidação do hidrogênio em seus compostos é (+1), exceto no hidretos iônicos 
(NaH , CaH2) em que é (-1). 
Exemplos: 1111
1
22123
1 LiH;NaOH;OHC;NO −+++H . 
OBSERVAÇÃO: 
– Os hidretos iônicos são formados pelos metais alcalinos e alcalino-terrosos que se ligam 
ao H por eletrovalência. 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
f. O número de oxidação do oxigênio em seus compostos é (-2). 
Exceção: 
– nos peróxidos (H2O2 ; Na2O2 ; CaO2 ; etc.), em que é (-1); 
– nos superóxidos (Na2O4 ; CaO4 ; etc.), em que é (-1/2); 
– no O2F2 e no OF2 , em que são respectivamente, iguais a (+1) e (+2). 
Exemplos: 122
2
6126
22
42 OK;OHC;HNaO;SO
−−−−H . 
g. Os números de oxidação dos ametais e semimetais variam de (N-8) a (+N), onde N é o 
número do grupo a que pertence o elemento na Tabela Periódica. 
Exemplos: 
Cℓ (Grupo 7A):-1 ≤ Nox ≤ +7 
C (Grupo 4A):-4 ≤ Nox ≤ +4 
OBSERVAÇÃO: 
– O e F não se enquadram nesta regra. 
h. O número de oxidação total de uma substância iônica ou molecular é igual a zero. 
i. O número de oxidação total de um íon é igual a carga do íon. 
OBSERVAÇÃO: 
– As regras h e i permitem o cálculo do Nox de elementos a partir do conhecimento do 
número de oxidação dos demais elementos presentes. 
Exemplos:
(h) Nox (P) no Ca5OH(PO4)3 . 
3
2
4
x122
5 )OP(HOCa
−+−+ ⇒ 
⇒ 5(+2) + (-2) + (+1) + 3[X + 4(-2)] = 0 ⇒ 
⇒ 9 + 3X –24 = 0 ⇒ X = +5 
(i) Nox (Cr) no . −272OCr
22
7
x
2 )OCr(
−− ⇒ 2X + 7(-2) = -2 ⇒ 
⇒ 2X – 14 = -2 ⇒ X = +6 
35 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
1. Determine os números de oxidação dos átomos de enxofre (S1 e S2) no Na2S2O3 . 
O- Na+S1
O 
S2
O- Na+
(Na2S2O3) 
2. Determine os números de oxidação dos átomos de carbono (C1 , C2 e C3) nas moléculas da 
acrilamida e do ácido lático: 
(a) (acrilamida) 
H 
O C1
NH2 
C3C2 H 
H 
(b) (ácido lático) 
 
H C3
H
C1C2
O H 
H H O O 
H 
3. Determine o número de oxidação do: 
(a) fósforo no Na5P3O10 ; 
(b) cloro no Ca(CAO)2 ; 
(c) enxofre no íon ; −264OS
(d) do iodo no íon ; −26IO
(e) do carbono no íon . −242OC
36 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
37 
3. CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
3.1. Em termos de Número de Oxidação (Nox) 
a. Oxidação 
Aumento do Nox. Exemplo: S+4 → S+6
b. Redução 
Diminuição do Nox. Exemplo: Fe+3 → Fe+2
3.2. Em termos eletrônicos 
a. Oxidação 
Perda de elétrons. 
Exemplo: S+4 → S+6 + 2 e-
b. Redução 
Ganho de elétrons. 
Exemplo: Fe+3 + e- → Fe+2
4. OXIDANTES E REDUTORES 
4.1. Elementos Oxidante e Redutor 
a. Elemento Oxidante 
É aquele que promove a oxidação (retira elétron(s)) de outro elemento. Logo, o 
elemento oxidante sofrerá redução. 
b. Elemento Redutor 
É aquele que promove a redução (cedendo elétron(s)) de outro elemento. Logo, o 
elemento redutor sofrerá oxidação. 
4.2. Agentes Oxidantes e Redutor 
a. Agente Oxidante 
Espécie (atômica , molecular ou iônica) que contém o elemento oxidante. 
b. Agente Redutor 
Espécie (atômica , molecular ou iônica) que contém o elemento redutor. 
5. EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO (EQUAÇÕES REDOX) 
Representam reações em que pelo menos um elemento participante apresenta variação em seu 
número de oxidação (Nox). 
O balanceamento (ajuste) dos coeficientes de uma equação redox baseia-se no Princípio Básico 
de Oxirredução: 
“O número de elétrons ganhos na redução é igual ao número de elétrons perdidos na 
oxidação” ou “o número de elétrons ganhos pelo oxidante é igual ao número de elétrons 
perdidos pelo redutor”. 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
5.1. Balanceamento pelo Método da Variação do Número de Oxidação 
Considerações importantes: 
• determinar os elementos que sofrem variação de Nox (considerar que todo o enxofre de 
grupo possui Nox = +6, todo nitrogênio de grupo possui Nox = +5 e todo 
fósforo de grupo possui Nox = +5); 
2
4SO
− −
3NO
−3
4PO
• escrever uma equação parcial de redução para o(s) elemento(s) oxidante(s) e uma 
equação parcial de oxidação para o(s) elemento(s) redutor(es), ajustando previamente o 
número de átomos em cada equação; 
• determinar as variações totais (∆) para o(s) elemento(s) oxidante(s) e para o(s) 
elemento(s) redutor(es); 
• igualar as variações obtidas ( a . ∆REDUÇÃO = b . ∆OXIDAÇÃO ), com base no Princípio Básico 
de Oxirredução; 
• ajustar os demais coeficientes (por tentativas), sem alterar os previamente definidos 
pelo método da variação do número de oxidação. 
5.2. Equações do Tipo Ι 
Um elemento sofre redução total e outro sofre oxidação total. 
OHISOKSOMnKSOHOMnK 22
0
424
21
1424
7
………………… +++→++ +−+
 
O Mn e o I são os únicos elementos que sofrem variação do Nox (lembre-se que todo S de 
grupo possui Nox = +6). 24SO
−
(red) 2)red(5MnMn 27 ×→=∆⇒→ ++
(ox) 5)ox(2II2 02
1 ×→=∆⇒→−
 (ajuste prévio) 
 
0
2
1
27
I5I10
Mn2Mn2
→
→
−
++
 
0
2
217 I5Mn2I10Mn2 +→+ +−+ 
OHI5SOKMnSO2KI10SOHKMnO2 22424424 ……… +++→++ 
Finalmente, por tentativas, teremos: 
OH8I5SOK6MnSO2KI10SOH8KMnO2 22424424 +++→++ 
38 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
5.3. Equações do Tipo ΙΙ 
Um dos elementos sofre oxidação parcial ou redução parcial. 
OH)z(ON)y()ON(Cu)x(ONH)b(uC)a( 2
2
23
52
3
50 ++→+ ++++ 
O nitrogênio sofreu redução parcial: 
ON)y(ONH)c(
2
3
5 ++ → (redução) 
3
5
ONH)b(
+
 
23
52
3
5
)ON(Cu)x(ONH)d(
+++ → (sem alteração) 
O método de variação do Nox definirá somente o coeficiente (c). 
3)ox(2CuuC)ox( 2
0 ×→=∆⇒→ + 
2)red(3NN)red( 25 ×→=∆⇒→ ++ 
2250 N2Cu3N2uC3 +++ +→+ 
OH)z(ON2)ON(Cu3ONH)d(ONH2uC3 2
2
23
52
3
5
3
50 ++→++ +++++ 
OH)z(ON2)ON(Cu3ONH)d(ONH2uC3 2
2
23
523
5
3
50 ++→++ +++++ 
OH4ON2)ON(Cu3ONH6ONH2uC3 2
2
23
52
3
5
3
50 ++→++ +++++ 
Finalmente, temos: 
OH4NO2)NO(Cu3HNO8Cu3 2233 ++→+ 
Observação:
Apenas 2/8 ou 25% do HNO3 comporta-se como agente oxidante. 
5.4. Equações do Tipo ΙΙΙ (Auto-oxirredução) 
Um mesmo elemento sofre oxidação e redução. 
3
3
2
1
22
0 HP)y(OPNaH)x(OH)c(NaOH)b(P)a(
−+ +→++ 
 (oxidação) 2
1
2
0 OPNaH)x(P)d(
+→
0P)a( 
 (redução) 3
30 HP)y(P)c(
−→
(ox) 3)ox(1PP 10 ×→=∆⇒→ +
(red) 3PP 30 =∆⇒→ −
3100 PP3PP3 −+ +→+ 
3
3
2
1
22
00 HPOPNaH3OH)c(NaOH)b(PP3
−+ +→+++ 
3
3
2
1
22
00 HPOPNaH3OH3NaOH3PP3
−+ +→+++ 
Finalmente, temos: 
3222 PHPONaH3OH3NaOH3P4 +→++ . 
39 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
5.5. Equações do Tipo ΙV 
Mais de dois elementos sofrem variação do Nox. 
ON)z(OSH)y(OAsH)x(OH)c(ONH)b(SAs)a(
2
4
6
24
5
323
5
3
2
2
3 ++++−+ ++→++ 
Equação de redução: (red) 3NN
25 =∆⇒→ ++
Equação global de oxidação: 
(ox1) 4As2As 1
106
3
2 =∆⇒→
++
+ ��
…
��
 
(ox2) 
P
24S3S 2
18
6
6
2
3 =∆⇒→
+
+
−
−
��
… 
28S3As2SAs)ox( 6523
3
2 =∆⇒+→+ ++−+ … 
 
25
N28N2828)red(
++ →⇒×
 6
52
3
3
2 S9As6S3As33)ox(
++−+ +→+⇒× …
 6
522
3
3
2
5
S9As6N28S3As3N28 +
++−++ ++→++ … 
ON28OSH9OAsH6OHONH28SAs3
2
4
6
24
5
323
5
3
2
2
3 ++++−+ ++→++ … 
Finalmente, temos: 
NO28SOH9AsOH6OH4HNO28SAs3 42432332 ++→++ . 
6. EQUAÇÕES IÔNICAS DE OXIRREDUÇÃO 
6.1. Equações Iônicas 
Em uma equação iônica figuram apenas as espécies (iônicas, moleculares e atômicas) que de 
fato participam da reação. 
Assim, uma reação ÁCIDO + BASE , em meio aquoso pode ser representada pela equação 
iônica: 
)aq(2)aq()aq( OHOHH →+ −+ 
Da mesma forma, a reação de permanganato oxidando iodeto a iodo e 
sendo reduzido a sal de manganês (II), em meio ácido , pode ser representada pela 
equação (iônica): 
)MnO( 4
− )I( − )I( 2
)H( +
OH8I5Mn2I10H16MnO2 22
2
4 ++→++ +−+− 
Por outro lado, deve ser observado que em toda equação iônica a soma das cargas do 
primeiro membro será obrigatoriamente igual à soma das cargas do segundo membro. 
6.2. Equações Iônicas de Oxirredução 
Para se escrever corretamente uma equação iônica de oxirredução, além de ser observar o 
princípio da igualdade da soma das cargas no primeiro e no segundo membro da equação, 
deverá ser obedecido o princípio básico da oxirredução, isto é: o número de elétrons 
ganhos pelo agente oxidante será igual ao número de elétrons perdidos pelo agente 
redutor. 
O balanceamento de equações iônicas de oxirredução pode ser feito pelo método da 
variação do número de oxidação ou pelo método íon-elétron que será estudado 
posteriormente. 
40 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
4. Balancear as seguintes equações redox pelo método da variação do número de oxidação: 
(a) … K2Cr2O7 + … H2SO4 + … FeSO4 → … Cr2(SO4)3 + … Fe2(SO4)3 + … K2SO4 + 
+ … H2O 
(b) … KMnO4 + … H2SO4 + … KNO2 → … MnSO4 + … KNO3 + … K2SO4 + … H2O 
(c) … H2S + … HNO3 → … S + … NO + … H2O 
(d) … Zn + … HNO3 → … Zn(NO3)2 + … NH4NO3 + … H2O 
(e) … MnO2 + … HCA → … MnCA2 + … CA2 + … H2O 
(f) … C3H7OH + … Na2Cr2O7 + … H2SO4 → … Cr2(SO4)3 + … Na2SO4 + 
+ … C2H5COOH 
(g) … Br2 + … NaOH → … NaBrO3 + … NaBr + … H2O 
(h) … Ca3(PO4)2 + … CO + … SiO2 → … CaSiO3 + … CO2 + … P4
(i) … NO2 + … H2O → … HNO3 + … NO 
(j) … KCAO3 + … H2SO4 → … KHSO4 + … O2 + … CAO2 + … H2O 
5. Dada a equação (não balanceada): 
… KI + … H2SO4 → … K2SO4 + … I2 + … H2S + … H2O , 
determine o percentual de ácido sulfúrico que se apresenta como agente oxidante. 
6. Balancear as seguintes equações (iônicas) pelo método da variação do número de oxidação: 
(a) OHFeMnHMnOFe 2
32
4
2 ……………… ++→++ +++−+
(b) OHFeHOHFe 2
3
22
2 …………… +→++ +++
(c) OHCOMnHOCMnO 22
22
424 ……………… ++→++ ++−−
(d) SICdHICdS 22 ……………… ++→++ −++
(e) OHCBiOOCOHOBi 2332 …A……A……… ++→++ −−−−
(f) OHCIOCrOCOHCrI 24
2
423 …A………A……… +++→++ −−−−
7. Determine a relação molar entre o agente oxidante e o agente redutor em cada uma das 
seguintes reações (não balanceadas): 
(a) OHNOSnOHNOSn 2223 …………… ++→+
(b) OHNO)NO(CuHNOCu 2233 …………… ++→+
(c) −−−− ++→++ OHSOMnOOHSOMnO 2422234 ………………
41 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
6.3. Balanceamento de Equações pelo Método ÍON-ELÉTRON 
a. Escrever uma semi-reação correspondente à redução do agente oxidante e outra reação 
correspondente à oxidação do agente redutor. 
b. Cada semi-reação é inicialmente balanceada em termos de números de átomos, tendo em 
seguida as cargas de ambos os membros ajustada pelo acréscimo de elétrons ao lado da 
equação deficiente em termos de carga negativa. 
c. O meio (ácido ou básico) em que a reação se processa é freqüentemente de grande 
importância. Os pares H+ , H2O e OH- , H2O são utilizados nas semi-equações, quando 
necessário, sobretudo quando espécies oxigenadas estiverem envolvidas. 
Nestes casos o íon H+ estará presente no lado da equação com excesso de oxigênio e o 
íon OH- estará presente no lado onde houver deficiência de oxigênio. 
d. Finalmente, as semi-reações ajustadas são somadas, observando-se o princípio básico da 
oxirredução. 
Exemplo 1 : Escrever a equação iônica de iodeto a iodo pelo dicromato 
que se reduz a cromo trivalente , em meio ácido. 
)I( − )I( 2 )CrO(
2
4
−
)Cr( 3+
Solução:
−− +→ e2II2 2 (não há necessidade do emprego do par H+ , H2O) 
+− → 3272 Cr2OCr (o H+ irá para o 1º membro e o H2O para o 2º membro) 
OH7Cr2e6H14OCr 2
32
72 +→++ +−+− 
Finalmente, tem-se: 
−− +→ e2II2 2 )3(×…
OH7Cr2e6H14OCr 2
32
72 +→++ +−+− 
OH7I3Cr2I6H14OCr 22
32
72 ++→++ +−+− 
Exemplo 2 : Escrever a equação iônica da oxidação de sulfito a sulfato pelo 
permanganato ( que se reduz a sal manganoso , em meio ácido. 
)SO( 23
− )SO( 24
−
)MnO − )Mn( 2+4
Solução:
−− → 2423 SOSO (o H+ irá para o 2º membro e o H2O para o 1º membro) 
−+−− ++→+ e2H2SOOHSO 24223 
+− → 24 MnMnO (o H+ irá para o 1º membro e o H2O para o 2º membro) 
OH4Mne5H8MnO 2
2
4 +→++ +−+− 
Finalmente, tem-se: 
−+−− ++→+ e2H2SOOHSO 24223 )5(×…
)2(OH4Mne5H8MnO 2
2
4 ×+→++ +−+− … 
OH8Mn2H10SO5H16MnO2OH5SO5 2
22
442
2
3 +++→+++ ++−+−− 
42 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Reações de Oxirredução 
Ou, simplificando: 
OH3Mn2SO5H6MnO2SO5 2
22
44
2
3 ++→++ +−+−− 
Exemplo 3 : Escrever a equação iônica da oxidação de sulfito a sulfato pelo 
permanganato que se reduz a dióxido de manganês , em meio básico. 
)SO( 23
− )SO( 24
−
)MnO( 4
− )MnO( 2
Solução:
−− → 2423 SOSO (o OH- vai para o primeiro membro e o H2O para o segundo) 
−−−− ++→+ e2OHSOOH2SO 22423 
24 MnOMnO →− (o OH- irá para o segundo membro e o H2O para o primeiro) 
−−− +→++ OH4MnOe3OH2MnO 224 
Finalmente, tem-se: 
)3(e2OHSOOH2SO 2
2
4
2
3 ×++→+ −−−− … 
)2(OH4MnOe3OH2MnO 224 ×+→++ −−− … 
−−−−− +++→+++ OH8MnO2OH3SO3OH4MnO2OH6SO3 22242423 
Ou, simplificando: 
−−−− ++→++ OH2MnO2SO3OHMnO2SO3 2242423 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
8. Balancear as seguintes equações correspondentes a reações redox desenvolvidas em meio ácido: 
a. NOCuNOCu 23 +→+ +−
b. SHISOI 22
2
4 +→+ −−
c. SMnSHMnO 224 +→+ +−
d. 232
42
2
72 COCrOCOCr +→+ +−−
e. +++ +→+ 3222 VZnVOZn
9. Balancear as seguintes equações correspondentes a reações redox desenvolvidas em meio básico: 
a. −− +→+ AA C)OH(ZnOCZn 2
b. −− +→+ )OH(CrOFeCrO)OH(Fe 432242
c. −−− +→+ 2322424 COMnOOCMnO
d. −−− +→+ AA CNOHNOC 3423
e. OHCrOOHCrO 24222 +→+ −−
43 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Ácidos e Bases 
1. CONCEITO DE ARRHENIUS 
Ácidos são substâncias que, quando colocadas em água, liberam como única espécie catiônica, o 
hidrônio ( ) ou, o íon , de uma forma mais simplificada. +OH3
+H
Exemplos: 
a) ou ( ) ( ) ( ) ( )aqaq32g ClOHaqOHHCl −+ +→++ A
 ( ) ( ) ( )aqaqg ClHaqHCl −+ +→+
b) ou ( ) ( ) ( ) ( )aq3aq323 NOOHaqOHHNO −+ +→++ AA
 ( ) ( ) ( )aq3aq3 NOHaqHNO −+ +→+A
c) ou ( ) ( ) aqOHCOOHCH 23 ++ AA ( ) ( )aq3aq3 COOCHOH −+ +
 ( ) aqCOOHCH3 +A ( ) ( )aq3aq COOCHH −+ +
Observação: 
Na dissolução de ácidos, em meio aquoso, ocorre IONIZAÇÃO (formação de íons a partir de 
uma espécie polar) e DISSOCIAÇÃO IÔNICA (separação dos íons). 
Bases são substâncias, que quando colocadas em água, liberam como única espécie aniônica, a 
hidroxila (OH ). −
Exemplos: 
( )( ) ( ) ( )aqaqs OHNaaqOHNa −+ +→+
2
s2 OH2CaaqOHCa
−+ +→+
 
( ) ( ) ( ) ( )aqaq 
( ) ( ) aqOHAl s3 + ( ) ( )aqaq3 OH3Al −+ +
Observação: 
Na dissolução de bases, em meio aquoso, ocorre geralmente apenas uma DISSOCIAÇÃO 
IÔNICA (separação dos íons). 
Entretanto, a amônia ou gás amoníaco (NH ) e as bases orgânicas apresentam ionização e 
dissociação iônica: 
3
( ) ( ) aqOHNH 2g3 ++ A ( ) ( )aqaq4 OHNH −+ +
 amoníaco ou “hidróxido de amônio” 
 
( ) ( ) aqOHHN 2g42 ++ A ( ) ( )aqaq52 OHHN −= +
“hidróxido de hidrazônio” 
2. ESTUDO SUMÁRIO DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS 
2.1. Hidrácidos (Ácidos não-oxigenados) 
Apresentam a terminação ídrico em sua nomenclatura. 
a) Hidrácidos Halogenados 
 H2F2 , HCl , HBr e HI. 
44 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Ácidos e Bases 
Os ácidos clorídrico, bromídrico e iodídrico são ácidos fortes, isto é: apresentam 
dissociação total em soluções aquosas diluídas, devido a elevada polaridade da 
ligação H ⎯ X em seus respectivos halogenetos de hidrogênio. 
Entretanto, quando a polaridade da ligação H ⎯ X é mais intensa, como no caso do 
fluoreto de hidrogênico, uma molécula de HF tende a se unir a outra por meio de 
ponte de hidrogênio, dificultando a dissociação iônica. 
H H H+ + H 
 F F F F 
Assim, teremos: 
( ) aqFH g22 + (dissociação parcial) ( ) ( )…aq2aq HFH −+ +
b) Hidrácidos Calcogenados 
H2X (onde X = S, Se, Te). 
São ácidos fracos (fracamente dissociados), pois os calcogênios são menos 
eletronegativos que os halogênios. 
Apresentam dissociações escalonadas, onde a primeira dissociação é sempre muito mais 
forte (ou menos fraca ) que a segunda. 
Exemplo: 
 ( ) ( ) ( )1aaqaq K;HSH −+ + , ( ) aqSH g2 +
onde: 
( ) [ ] [ ][ ] 721a 101,1SHHSHK −
−+
⋅== (a 25oC) ; 
( ) [ ] [ ][ ] 14
2
2a 100,1HS
SHK −−
−+
⋅== (a 25oC). 
Assim, para os diácidos (ácidos com dois hidrogênios ionizáveis), a concentração de íons 
H+ [ ]( )+H pode ser considerada como proveniente apenas da primeira dissociação. 
Observação: 
Entre os hidrácidos ternários merece destaque o ácido cianídrico (HCN) que é um ácido 
fracamente dissociável: 
( ) aqHCN g + ; K( ) ( )aqaq CNH −+ + a = 4,9 ⋅ 10-10 (25oC) 
2.1. Oxiácidos ou Oxo-ácidos (Ácidos Oxigenados) 
Apresentam terminação ico ou oso em sua nomenclatura. 
Nos oxiácidos, os hidrogênios ionizáveis, ácidos ou lábeis, estão ligados a um átomo de 
oxigênio que, por sua vez, encontra-se ligado ao átomo central (X) da estrutura, onde X é 
geralmente um não-metal (Cl, Br, I, S, N, P, C, etc.) ou um elemento de transição com 
número de oxidação (Nox) igual ou maior que +4. 
Assim, a cisão heterolítica ionizante na molécula ocorre em X ⎯ O ⎯⏐H e não em X⏐⎯ O ⎯ H, 
como nas bases. 
45 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Ácidos e Bases 
Entre os oxiácidos, com terminação ico, mais importantes, destacam-se os seguintes: 
a) HXO3 , onde X = Cl, Br, I ; 
b) H2SO4 ; 
c) HNO3 , H3PO4 ; 
d) H2CO3 , H4SiO4 ; 
e) H3BO3 . 
Exemplos: 
HClO3 – ácido clórico; H2SO4 – ácido sulfúrico; 
HNO3 – ácido nítrico; H3PO4 – ácido fosfórico; 
H4SiO4 – ácido silícico. 
Observações: 
• Para um dado elemento central (Cl, S, N, P etc.), além dos oxiácidos com a terminação 
ico, há possibilidade de ocorrência de outros oxiácidos com as designações per … ico, 
oso e hipo … oso, de acordo com a seguinte regra de formação: 
ÁCIDO … ICO + 1 átomo de oxigênio = ÁCIDO PER … ICO 
ÁCIDO … ICO - 1 átomo de oxigênio = ÁCIDO … OSO 
ÁCIDO … ICO - 2 átomos de oxigênio = ÁCIDO HIPO … OSO 
Exemplo: 
 HClO4 (ácido perclórico) 
+ (O) 
HClO3 HClO2 (ácido cloroso) 
46 
 HClO (ácido hipocloroso) 
• As fórmulas dos oxiácidos mencionadas correspondem às suas formas mais hidratadas 
(oxiácidos orto). 
As formas menos hidratadas podem ter suas fórmulas deduzidas a partir da seguinte 
regra: 
1 ÁCIDO ORTO - 1 H2O = 1 ÁCIDO META 
2 ÁCIDO ORTO - 1 H2O = 1 ÁCIDO PIRO 
• A força relativa dos oxiácidos pode ser prevista pelo método de Pauling, subtraindo-se o 
número de hidrogênios ionizáveis (m) do número total de oxigênios (n). 
Assim, teremos: 
 m – n = 3 … ácido muito forte; Exemplo: HClO4
Hm X On m – n = 2 … ácido forte; Exemplo: H2SO4
 m – n = 1 … ácido fraco (*); Exemplo: HNO2
 m – n = 0 … ácido muito fraco; Exemplo: H3BO3
(ácido clórico) 
- (O) 
-2 (O) 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Ácidos e Bases 
(*) o H3PO4 (ácido fosfórico) é um ácido de força média, em soluções não muito diluídas. 
Em soluções muito diluídas os ácidos fortes e muito fortes apresentam dissociação total 
(100%). 
Entretanto, os ácidos fracos e muito fracos permanecem com pequeno grau de 
dissociação, geralmente inferior a 5%, mesmo quando em soluções muito diluídas. 
Exemplo: 
( ) ( ) ( )aq4aqaq4 ClOHHClO −+ +→ 
( ) ( ) ( )aq3aqaq3 ClOHHClO −+ +→ 
( ) ( ) ( )aq24aqaq42 SOH2SOH −+ +→ 
( )aq2HNO ( ) ( )aq2aq NOH −+ +
( )aqHClO ( ) ( )aqaq ClOH −+ +
( )aq32SOH ( ) ( )aq3aq HSOH −+ +
( )aq3HSO− ( ) ( )aq23aq SOH −+ +
47 
Universidade do Estado do Rio de Janeiro Química Ι-B 
Campus Regional de Resende 
Engenharia de Produção Ácidos e Bases 
48 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
1. Escreva a fórmula dos seguintes ácidos: 
a) ácido clorídrico 
b) ácido cloroso 
c) ácido perclórico 
d) ácido nitroso 
e) ácido metafosfórico 
f) ácido pirossulfúrico 
2. Deduza os nomes dos seguintes oxiácidos: 
a) HClO 
b) H2SO3
c) H4P2O7
d) H2SiO3
3. Classifique os ácidos dados a seguir em fortes ou fracos, considerando-os em solução aquosa 
diluída: 
a) HBr 
b) H2S 
c) HCN 
d) H3BO3
e) HIO3
	Exercícios Propostos
	Exercícios Propostos
	Exercícios Propostos
	Exercícios Propostos