Compostos Mogênios

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Ácidos
ácido de Arrhenius
Definição de ácido de Arrhenius: Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas o cátion hidrogênio (H+). ... Definição de sal de Arrhenius: Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Ao realizar algumas experiências na Universidade de Uppsala (Suécia), o cientista Arrhenius descobriu que algumas substâncias sofrem ionização no meio aquoso e outras não. Isso significa que alguns compostos, como por exemplo, os iônicos, geram íons (partículas carregadas) quando dissolvidos na água. Isso faz com que essa solução iônica conduza corrente elétrica.
Já com outros compostos não ocorre o mesmo. O açúcar, por exemplo, é um composto molecular de fórmula: C12H22O11 e ao ser dissolvido na água não origina íons. Torna-se, então, uma solução molecular, que não conduz eletricidade.
No entanto, Arrhenius não concluiu que todas as substâncias moleculares não podem sofrer dissociação iônica, pois em um de seus experimentos ele viu que o HCl, que é um composto molecular, reage com a água formando íons positivos e negativos
Observando esses seus experimentos, que foram cuidadosamente repetidos e analisados, Arrhenius concluiu que algumas características se repetiam em alguns compostos e elaborou as seguintes definições para os ácidos, bases e sais:
Definição de ácido de Arrhenius: Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas o cátion hidrogênio (H+).
Exemplo: HNO3  → H+ + NO3-
Definição de base de Arrhenius: Bases são compostos que em solução aquosa sofrem dissociação iônica, liberando como único íon negativo o ânion hidróxido (OH-), ou oxidrila ou hidroxila.
Exemplo: NaOH → Na+  +  OH-
Definição de sal de Arrhenius: Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Exemplo: NaCl (sal de cozinha) → Na+  + Cl-
Forças dos Ácidos
Ácido é toda substância que se ioniza em presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H+. Os ácidos podem ser classificados usando vários critérios, dentre eles:
Grau de ionização: é representado pelo símbolo α e corresponde à relação entre o número de moléculas ionizáveis e o número total de moléculas dissolvidas. Exemplo: de cada 100 moléculas de HCl (Ácido clorídrico) dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização.
Volatilidade: esse critério classifica o ácido quanto à sua facilidade de passar do estado líquido para o estado gasoso, podem ser voláteis ou fixos:
Voláteis: a maioria dos ácidos é volátil. Exemplo: quando abrimos um frasco de vinagre, logo percebemos seu cheiro característico. Isto acontece porque o ácido acético presente no vinagre é um ácido muito volátil.
Fixos: são ácidos pouco voláteis, o exemplo mais comuns é o ácido sulfúrico.
Svante Arrehenius foi um químico sueco que em 1887, realizou inúmeras experiências com substâncias diluídas em água e criou a definição acima, e ainda fez algumas observações sobre os ácidos:
- Quando estão em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso acontece porque os ácidos se desdobram em íons.
- Os ácidos se ionizam em solução aquosa, isto é, dão origem a íons e ao cátion H+ .
- Nas reações de neutralização, os ácidos reagem com as bases, formando sais e água.
Outras propriedades dos ácidos:
Reação com metais: os ácidos podem reagir com muitos metais, gerando assim gás hidrogênio (H2) e um sal do metal. O Zinco e o ácido clorídrico reagem entre si, essa reação pode ser representada pela equação:
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Reação com Carbonatos e Bicarbonatos: quando reagem com ácidos, os ânions derivados dos Carbonatos (CO2-3-) e Bicarbonatos (HCO3-) liberam gás carbônico. Veja a reação:
CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Carbonato                                                                                              
de cálcio                                                                                                
Ação sobre indicadores: Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores, esses mudam de cor em função de o meio ser ácido ou básico. O tornassol e a fenolftaleína são os indicadores mais comuns. A solução de fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de tornassol azul fica vermelho.
Base
Força de uma Base
As bases, segundo a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius, são compostos que se dissociam em água, liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-.
Por exemplo: NaOH → Na+ + OH-
Saber disso é importante porque a dissociação iônica está intimamente ligada à força das bases. Quanto maior for o grau de dissociação de uma base, maior será a sua força.
O conceito de grau de dissociação das bases é análogo ao grau de ionização dos ácidos, definido por:
“O grau de dissociação (α) é a porcentagem de fórmulas unitárias da base dissolvida em água que efetivamente sofreram dissociação iônica.”
Seu cálculo é feito pela relação:
α =      número de fórmulas unitárias que se dissociaram     
      número total de fórmulas unitárias dissolvidas no início
Se esse valor der próximo a 100%, então teremos uma base forte. Por outro lado, se esse valor der menor ou igual a 5%, teremos uma base fraca.
O grau de dissociação do hidróxido de sódio (NaOH), por exemplo, a 18ºC, é igual a 95%, o que mostra que essa base é forte. Essa constatação realmente é verdadeira porque esse composto é o constituinte da soda cáustica, que é usada para limpezas pesadas. Ela recebe esse nome porque é corrosiva, sendo muito perigosa para os tecidos animais. Quando uma pessoa utiliza esse produto para qualquer finalidade, é imprescindível o uso de luvas, pois o seu contato com a pele causa severas queimaduras.
O grau de dissociação do hidróxido de amônio (NH4OH), a 18ºC, é igual a 1,5%, o que indica que se trata de uma base fraca. Essa base, inclusive, é muito instável e sofre decomposição mesmo em condições ambientes, originando água e gás amônia (NH3). Alguns autores até mesmo questionam a existência do hidróxido de amônio, pois acreditam que ele é, na verdade, uma solução de gás amônia dissolvido em água.
Determinando experimentalmente o grau de dissociação das bases, podemos afirmar o seguinte:
* Bases fortes: Bases dos metais alcalinos (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) e de alguns metais alcalinoterrosos (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). O Mg(OH)2 é uma exceção, sendo uma base fraca.
* Bases fracas: O hidróxido de amônio (NH4OH) e as bases dos demais metais (das famílias 13, 14 e 15).
Sais
Ácidos e Basicidade
A compreensão da natureza de uma reação de neutralização é fundamental para a compreensão da teoria de Arrhenius, envolvendo os ácidos e as bases. Uma reação de neutralização é aquela onde reagem quimicamente um ácido e uma base, com formação de um sal e água. Por exemplo, tem-se a neutralização abaixo:
HCl  +  NaOH  →  NaCl  +  H2O
A equação mostra a neutralização envolvendo o ácido clorídrico (ácido - HCl) e o hidróxido de sódio(base – NaOH), com formação do cloreto de sódio (sal – NaCl) e de água.
Entretanto, como é possível a classificação de uma molécula como pertencente a um ácido ou a uma base? Quais critérios podem ser empregados para que esta classificação não fique apenas aparente? Uma das definições de ácidos e bases mais simplificadas, mas bastante útil, foi proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius, a qual envolve o processo de dissociação eletrolítica.
Para Arrhenius, um ácido é uma substância que se dissocia em uma solução aquosa liberando íons de hidrogênio (H+). Já uma base trata-se de uma substância que, em meio aquoso, é capaz de dissociar-se, liberando íons hidróxidos (OH-).  Dessa forma, percebe-se a necessidade do solvente água (aquoso) para a caracterização de uma molécula como pertencente a um ácido ou a uma base de Arrhenius.
Com relação aos ácidos, uma dissociação de Arrheniuspode ser esquematizada como:
HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq)
Percebe-se a liberação de um íon H+, o qual reage, de modo coordenado, a uma molécula de água, formando o íon (H3O+).
Com relação às bases, uma dissociação de Arrhenius pode ser simplificadamente esquematizada como:
NaOH → Na+  +  OH-
Percebe-se uma separação entre os íons já existentes na molécula da base, sendo que um desses íons, responsável por sua classificação, é o íon hidróxido (OH-).
Uma neutralização, por sua vez, seria a formação de moléculas de água, a partir da reação entre o íon H+ proveniente do ácido e o íon OH- proveniente da base, conforme mostrado abaixo:
H+ (aq) + OH− (aq) H2O
Esse processo complementa a definição dada por Arrhenius para uma reação de neutralização, a qual dá origem a uma molécula de água juntamente com um sal. Os íons de caráter positivo, provindos da base, reagem quimicamente com os íons de caráter negativo, provindos do ácido, dando origem a um sal. No exemplo que inicia este texto, o sal formado trata-se do cloreto de sódio, a partir do íon sódio (de caráter positivo, derivado da base) e do íon cloreto (de caráter negativo, derivado do ácido).
Sais se definem como toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação liberando um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Essa definição é apropriada e ajuda no discernimento das funções inorgânicas (ácidos, bases, sais). Uma vez que substâncias que liberam cátions H+ são identificadas como ácidas, e as que liberam ânions OH- se classificam como bases.
Os sais representam uma vasta classe de compostos inorgânicos, e, ao contrário do que muita gente pensa, não se restringe apenas ao Cloreto de Sódio (sal de cozinha) e aos sais de banho.
Aprenda agora como classificar um sal se baseando na natureza de seus íons:
Os sais podem se classificar em ácidos, básicos, neutros, mistos ou hidratados. O que irá determinar sua natureza é a forma como apresenta seus íons.
Sal ácido: conhecido também como hidrogeno-sal, é formado por dois cátions e somente um ânion. Exemplo:
NaHSO4 - mono-hidrogenossulfato de sódio
Dissociação eletrolítica: Na+H+ SO42-
Sal básico: ou hidróxi-sal, apresenta dois ânions e um cátion. Exemplo:
Al(OH)Cl2 - cloreto monobásico de alumínio
Dissociação eletrolítica: Al2+ (OH-) Cl2-
Óxidos
Na Química Inorgânica estudamos as funções inorgânicas que são quatro: ácidos, bases, sais e óxidos. Os óxidos são compostos binários, ou seja, compostos por apenas dois elementos químicos, e o elemento mais eletronegativo presente é sempre o oxigênio.
Estes compostos estão geralmente na forma gasosa e são muito presentes em nossa vida. Um exemplo disso é o gás produto da respiração humana, o dióxido de carbono, CO2. Além disso, este gás é também emitido pela liberação nas indústrias que não utilizam filtros em suas chaminés sendo também responsáveis pelo efeito estufa e pela destruição da camada de ozônio. Sempre lembrando que são diversas as variáveis envolvidas neste processo, não somente o gás carbônico.
Podemos ter óxidos iônicos e óxidos moleculares e isso dependerá do tipo de ligação existente entre o oxigênio e o outro elemento da molécula (que pode variar). Quando há alta diferença de eletronegatividade entre os elementos, como é o caso do oxigênio fazendo ligação com elementos do grupo dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos temos um óxido do tipo iônico. Isto ocorre devido a presença de uma ligação iônica (entre um metal e um ametal). Exemplos para este caso é o óxido de sódio, Na2O. Esta substância é muito utilizada na produção de vidros e cerâmicas, podendo também ser precursora do hidróxido de sódio (soda cáustica, NaOH) através de uma reação de hidratação.
Já os óxidos moleculares são aqueles os quais possuem ligações covalentes em sua estrutura e a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos já não é tão grande. Podemos inferir que a ligação será covalente polar pois sempre haverá uma maior eletronegatividade do oxigênio em relação a qualquer elemento envolvido. É exemplo de óxido molecular o óxido de nitrogênio, NO. Esta substância é um considerável poluente para a atmosfera, sendo liberada principalmente pela indústria química e de cereais sendo o último devido a decomposição de nitratos e nitritos presentes nos silos onde encontram-se os grãos.
Nomenclatura dos óxidos
A nomenclatura dos óxidos é feita através da palavra óxido seguida do nome do elemento mais eletropositivo presente. Lembrando que quando necessário (geralmente nos óxidos moleculares) a valência do elemento é indicada por prefixo (mono, di, tri) ou de números romanos. Por exemplo:
SO3: trióxido de enxofre
Neste caso utilizamos o prefixo “tri” para indicar que são necessários três átomos de oxigênio para formar um óxido com o enxofre (S).
Cr2O3: trióxido de dicromo ou trióxido de cromo II
Neste caso utilizamos o prefixo “tri” para indicar os três átomos de oxigênio presentes e o prefixo “di” ou o número dois em romanos após o nome “II”, para indicar os dois átomos de cromo.
Classificação dos óxidos
Os óxidos podem ser classificados em:
Óxidos ácidos: São também conhecidos por anidridos, e reagem com água produzindo um ácido e com base formando sal e água. Exemplo: SO3.
Óxidos básicos: Estes compostos tendem a reagir com água formando uma base e com ácido produzindo sal e água. Exemplo: Na2O.
Óxidos neutros: Estas substâncias não reagem com água, ácido ou base. Exemplo: CO e NO.
Óxidos anfóteros: Possuem esse nome por possuírem caráter dual, ou seja, reagem tanto com ácido quanto com base originando como produto sal e água. Exemplo: ZnO.
Peróxidos: Nesta classe os compostos reagem com água produzindo água oxigenada ou peróxido de hidrogênio. Sendo a água oxigenada muito presente em nosso cotidiano, tanto para limpeza de ferimentos quanto em produtos descolorantes. Exemplo: Na2O2.
É importante lembrar que para entender bem estes conceitos você deve ter bem claro o conteúdo de reações inorgânicas e principalmente reações de neutralização.