Síntese sobre força de eletrólitos e estudo dos sais e óxidos

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Força dos Eletrólitos: 
Força dos ácidos: ​É medida pelo grau de ionização 
(α), que é a razão entre as moléculas ionizadas e totais 
do ácido em solução aquosa. Para oxiácidos, também é 
possível determinar sua força através da diferença entre 
o número de átomos de oxigênio e hidrogênios 
ionizáveis presentes em suas moléculas. Observe a 
tabela que apresenta o grau de força os ácidos: 
 
Grau de 
ionização 
O - H​ionizáveis 
(Oxiácidos) 
Força 
α > 50% O - H = 3 ou 
O - H = 2 
Ácido Forte 
ou Muito Forte 
(para O - H = 3) 
5% < α < 50% O - H = 1 Ácido Moderado 
α < 5% O - H = 0 Ácido Fraco 
 
Como a força dos ácidos é medida experimentalmente, 
existem algumas exceções à regra empírica dos 
oxiácidos. Uma exceção bastante notável é a do H​2​CO​3​, 
que é um ácido fraco, ao contrário do que prevê a regra, 
que o indicaria como um ácido moderado. Isso ocorre 
pois o ácido carbônico é bastante instável, visto que a 
maioria de suas moléculas se decompõem em CO​2 (g) ​e 
H​2​O​(L)​. 
Para os hidrácidos, não existe uma regra empírica 
capaz de determinar a força dos mesmos. É necessária 
a memorização dessa fila: 
 HCN < H​2​S < HF < HCl < HBr < HI 
Sendo HCN e H​2​S fracos, HF moderado e HCl, HBr e HI 
fortes. A tal fila de força dos hidrácidos está em ordem 
crescente de força ácida. 
Quanto maior a força do ácido, maior é a concentração 
de hidroxônio e, portanto, maior a capacidade corrosiva 
do mesmo. O ácido fluorídrico é o único ácido capaz de 
reagir com vidro (SiO​2​), e isso não ocorre pela sua 
característica ácida. Observe: 
 4 HF​(aq)​ + SiO​2 (s)​ → SiF​4 (g) ​+ H​2​O​(L) 
O HF é um ácido moderado. 
 
Força das bases: ​É medida pelo grau de dissociação 
das bases. Geralmente hidróxidos de metais alcalinos e 
alcalino-terrosos são considerados bases fortes por 
apresentarem alto grau de dissociação. Algumas 
exceções são os hidróxidos de Berílio, de Magnésio, de 
Cálcio e de Estrôncio, sendo os de Berílio e Magnésio 
praticamente insolúveis e o restante parcialmente 
solúveis. A maioria dos hidróxidos de metais de 
transição e semimetais são praticamente insolúveis em 
água, ou seja, são bases fracas. O Hidróxido de 
amônio, que é a única base molecular conhecida, é 
uma base fraca. Isso se justifica pelo fato de que, a 
amônia, ao se dissolver na água, na verdade só uma 
pequena parcela de suas moléculas se ionizam 
liberando oxidrilas e o cátion amônio. Ou seja, podemos 
afirmar que, a grosso modo, o hidróxido de amônio 
apresenta baixo grau de ‘’dissociação’’. 
 
Solubilidade ou ’’força’’ dos compostos iônicos: 
A solubilidade dos compostos iônicos só pode ser 
determinada empiricamente. Após diversos 
experimentos, químicos puderam criar uma tabela com 
alguns dos ânions solúveis e insolúveis em água e 
cátions de exceção para cada ânion de um composto 
iônico: 
 
 
Ânions que formam 
compostos iônicos 
solúveis em água: 
Cátions de exceção: 
Nitratos, Nitritos, 
Permanganatos, Cloratos 
e Acetatos (CH​3​COO​-​) 
Nenhum (Ag somente 
para o Acetato) 
Cloretos, Brometos e 
iodetos 
Ag, Hg​2​2+​, Pb​2+ 
Sulfatos Ag, Hg​2​2+​, Pb​2+​, Ca, Sr, Ba 
 
Ânions que formam 
compostos iônicos 
insolúveis em água: 
Cátions de exceção: 
Sulfetos Metais alcalinos, 
alcalino-terrosos e amônio 
Carbonatos, Fosfatos, 
Cromatos, Oxalatos 
(C​2​O​4​2-​), Ferricianetos 
(Fe[CN​6​]​3-​), Ferrocianetos 
(Fe[CN​6​]​4-​), Sulfitos e 
Fosfitos 
Metais alcalinos e amônio 
Hidróxidos Metais alcalinos, 
alcalino-terrosos e amônio 
(Hidróxidos de Cálcio e 
estrôncio são 
parcialmente solúveis) 
Óxidos Metais alcalinos e 
alcalino-terrosos 
 
Estudo dos sais: 
Sais são compostos iônicos formados pela reação 
de neutralização total ou parcial entre ácidos e 
bases. Se forem originados pela reação de 
neutralização parcial, podem ser classificados como 
hidrogenossais (ácido parcialmente neutralizado 
pela base) ou hidroxissais (base parcialmente 
neutralizada pelo ácido). Uma reação de 
neutralização ácido-base tem como produtos água e 
sal. Observe alguns exemplos de neutralização total 
e parcial: 
HCl​(aq)​ + NaOH​(aq)​ → NaCl​(aq)​ + H​2​O​(L) 
(Reação de neutralização total do hidróxido de sódio 
pelo ácido clorídrico forma um sal cloreto de sódio e 
uma molécula de água); 
 
H​2​CO​3 (aq)​ + NaOH​(aq)​ → NaHCO​3 (aq)​ + H​2​O​(L) 
(Reação de neutralização parcial do ácido carbônico 
pelo hidróxido de sódio forma um hidrogenossal 
bicarbonato / hidrogenocarbonato / carbonato ácido de 
sódio e uma molécula de água); 
 
Ca(OH)​2 (aq)​ + HCl​(aq)​ → Ca(OH)Cl​(aq)​ + H​2​O​(L) 
(Reação de neutralização parcial do hidróxido de cálcio 
pelo ácido clorídrico forma um hidroxissal hidroxicloreto 
/ cloreto básico de cálcio e uma molécula de água); 
 
Neutralidade, acidez ou alcalinidade dos sais em 
solução aquosa: hidrólise salina: 
 
Existe um fenômeno químico denominado de hidrólise 
salina, que basicamente determina o Ph final de uma 
reação de neutralização total ácido-base e, 
consequentemente, determina se um sal dissolvido em 
água torna o meio ácido, alcalino ou permanece neutro. 
Observe a tabela a seguir para saber de forma simples 
se um sal é neutro, ácido ou básico: 
 
SAIS NEUTROS ÁCIDO FORTE + BASE 
FORTE / ÁCIDO FRACO 
+ BASE FRACA (PARA 
SAL PARCIALMENTE 
NEUTRO) 
SAIS ÁCIDOS ÁCIDO 
FORTE/MODERADO + 
BASE FRACA 
SAIS BÁSICOS ÁCIDO 
FRACO/MODERADO + 
BASE FORTE 
 
Nomenclatura dos sais: 
Nomear um sal é muito simples, basta saber qual é o 
nome do ânion proveniente do ácido formador do sal 
em uma reação de neutralização ácido-base. O nome 
dos sais segue basicamente esse padrão: Nome do 
ânion + de + nome do cátion. 
Para hidrogenossais, temos o seguinte: 
Hidrogeno(nome do ânion) + de + nome do cátion OU 
nome do ânion + ácido + de + nome do cátion. 
Para hidrogenossais com ânions de diácidos que 
sofreram reação de neutralização parcial por uma base, 
temos uma nomenclatura frequentemente utilizada até 
hoje: 
Bi(nome do ânion) + de + nome do cátion. Por exemplo, 
o bicarbonato de sódio, um sal básico, é formado pelo 
ânion Bicarbonato (HCO​3​-​), que deriva da reação de 
neutralização parcial do ácido carbônico (H​2​CO​3​), que é 
um diácido. A nomenclatura Bi para ânions de diácidos 
parcialmente neutralizados por uma base tem origens 
históricas e NÃO significa DOIS. Essa nomenclatura só 
vale para ânions de DIÁCIDOS que sofreram reação de 
neutralização parcial por uma base. 
A nomenclatura dos hidroxissais segue o seguinte 
padrão: Hidroxi(nome do ânion) + de + nome do cátion 
OU Nome do ânion + básico + de + nome do cátion. 
 
Sais hidratados: ​São sais que possuem em seu 
retículo cristalino moléculas de água. São geralmente 
representados pela seguinte notação: X​k​Y​k’​.n(H​2​O). 
Exemplos de sais hidratados: AlCl​3​.6H​2​O (Cloreto de 
alumínio hexaidratado); CuSO​4​.5H​2​O (Sulfato de cobre 
(II) pentaidratado); CaCl​2​.2H​2​O (Cloreto de cálcio 
di-hidratado). Alguns sais mudam de cor ao serem 
hidratados, servindo como indicador de chuva. Isso 
ocorre pelo fato de que algumas moléculas de água do 
ar atmosférico (umidade) conseguem se aderir aos 
retículos cristalinos desse sais, hidratando-os e, 
consequentemente, mudando a coloração dos mesmos. 
 
Compostos higroscópicos: ​São compostos que 
apresentam alta afinidade com o vapor d’água 
atmosférico, atraindo-o para si. Existem sais que são 
higroscópicos, como, por exemplo, o CaCl​2​ (Serve como 
anti-mofo), MgCl​2​ e MgSO​4​ (que são impurezas do sal 
de cozinha que causam o entupimento das saleiras 
quando em período chuvoso). Existem também ácidos e 
bases higroscópicos, como, por exemplo, o ácido 
sulfúrico (H​2​SO​4​) e o hidróxido de sódio (NaOH). 
Quando os cristais de NaOH estão em ambiente úmido, 
eles atraem as moléculas de água para si e, como o 
NaOH é uma base forte, se dissolvem nessa água, 
formando solução altamente alcalina e extremamente 
nociva à saúde, podendo causar irritação e queimação 
na pele, olhos e poros. 
 
Estudo dos óxidos: 
Óxidossão compostos formados por um elemento 
químico menos eletronegativo que o oxigênio e o 
elemento oxigênio. Podem ser classificados como 
óxidos covalentes e óxidos iônicos. 
Óxidos covalentes / moleculares: ​São geralmente 
formados por ametais + oxigênio (com exceção do flúor 
(F), que é mais eletronegativo que o oxigênio) e alguns 
metais de transição, como o magnésio (No MgO​3​ e 
Mg​2​O​7​) e o crômio (No CrO​3​), que apresentam, nesses 
óxidos, elevado caráter covalente. A nomenclatura dos 
óxidos moleculares são dadas pela seguinte notação: 
(mon, di, tri, tetr, pent, hex, hept…)óxido + de + (mono, 
di, tri, tetra, penta, hexa, hepta…)(nome do ametal que 
acompanha o oxigênio). 
 
Óxidos iônicos: ​São sempre formados por metais + 
oxigênio. Os óxidos com maior caráter iônico são óxidos 
de metais alcalinos e alcalino-terrosos (Com exceção do 
berílio). Alguns metais de transição, como o ferro, 
formam óxidos iônicos. A nomenclatura dos óxidos 
iônicos é generalizada de acordo com a seguinte 
notação: Óxido + de + nome do metal. Se o n​ox​ do metal 
variar, temos o seguinte: Óxido + de + nome do metal 
(Valor do n​ox​ do metal nesse óxido em algarismo 
romano). 
 
Os óxidos apresentam algumas características 
referentes aos seus comportamentos ao serem 
expostos em soluções ácidas, básicas ou em água. 
Com base nessa análise, podemos classificar os 
óxidos como ácidos, básicos, anfóteros ou neutros. 
 
Óxidos ácidos (anidridos): ​São óxidos com caráter 
ácido, ou seja, reagem com base formando sal e água e 
também reagem com água formando ácido. Podemos 
interpretar um óxido ácido como a molécula derivada da 
desidratação de um oxiácido, removendo todos os 
hidrogênios ionizáveis. Observe os exemplos: 
 
H​2​SO​4​ - H​2​O = SO​3​ (Trióxido de enxofre ou Anidrido 
Sulfúrico); 
 
2HNO​3​ - H​2​O = N​2​O​5​ (Pentóxido de dinitrogênio ou 
Anidrido nítrico); 
 
2NO​2​ + H​2​O = HNO​3​ + HNO​2​ (Nesse caso, a análise é 
inversa: Para saber de qual ácido o anidrido deriva, o 
hidratamos. Nesse caso, o dióxido de nitrogênio é um 
anidrido duplo: Forma os ácidos nítrico e nitroso, ou 
seja, o NO​2​ é o anidrido nítrico-nitroso). 
 
Observe as reações de anidridos com água e bases: 
 
SO​3 (g)​ + H​2​O​(L)​ → H​2​SO​4 (aq) ​; 
 
SO​3 (g)​ + Ca(OH)​2 (aq)​ → CaSO​4 (s)​ + H​2​O​(L)​ ; 
 
2NO​2 (g)​ + 2NaOH​(aq)​ → NaNO​3 (aq)​ + NaNO​2 (aq)​ + H​2​O​(L) 
 
P​2​O​5 (g)​ + 3H​2​O​(L)​ → 2H​3​PO​4 (aq)​ ; 
 
P​2​O​5 (g)​ + 3Ca(OH)​2 (aq)​ → Ca​3​(PO​4​)​2 (s)​ + 3H​2​O​(L). 
 
Óxidos básicos: ​São óxidos com caráter alcalino, ou 
seja, reagem com água formando base e com ácido 
formando sal e água. Assim como os anidridos, são 
derivados da desidratação de suas bases. Observe os 
exemplos: 
 
2NaOH - H​2​O = Na​2​O (Óxido de sódio); 
Ca(OH)​2​ - H​2​O = CaO (Óxido de cálcio); 
 
FeO + H​2​O = Fe(OH)​2​ (Análise inversa: Hidratando o óxido 
ferroso, obtemos o hidróxido ferroso). 
 
Observe as reações de óxidos básicos com água e ácidos: 
 
Na​2​O​(s)​ + 2HCl​(aq)​ ​→ ​2NaCl​(aq)​ + H​2​O​(L)​ ; 
 
Na​2​O​(s)​ + H​2​O​(L)​ ​→ ​2NaOH​(aq)​ ; 
 
3K​2​O​(s)​ + 2H​3​Fe(CN)​6 (aq)​ ​→ ​2K​3​Fe(CN)​6 (aq)​ + 3H​2​O​(L) 
(K​3​Fe(CN)​6​ é o sal ferricianeto de potássio); 
 
Óxidos anfóteros: ​São óxidos que reagem tanto com base 
quanto com ácido (fortes), formando sal e água. Não 
reagem com água. Os óxidos anfóteros são formados por 
alguns metais de transição e semimetais, ​geralmente​ com 
o n​ox​ +2, +3 ou +4. ​(Existem algumas exceções, como o 
ferro, que tem n​ox​ +2 e +3, e não forma óxido anfótero, 
visto que óxidos anfóteros só são formados por metais 
de transição com elevado caráter covalente ou 
semimetais, e o ferro não é um deles.) ​Exemplos de 
cátions formadores de óxidos anfóteros: Pb​2+​,Pb​4+​, Zn​2+​, 
Sn​2+​, Mn​2+​, Mn​4+​, Be​2+​ (este por apresentar elevado caráter 
covalente), Al​3+​, Cr​3+​, e cátions de semimetais dos grupos 
do boro, carbono e nitrogênio, em geral. Observe alguns 
exemplos de óxidos anfóteros reagindo tanto com ácidos 
quanto com bases (fortes): 
Al​2​O​3 (s)​ + 6HCl​(aq)​ ​→ ​2AlCl​3 (aq)​ + 3H​2​O​(L)​ ; 
 
Al​2​O​3 (s)​ + 2NaOH​(aq)​ ​→ ​2NaAlO​2 (aq)​ + H​2​O​(L)​ ; 
 
Mn​2​O​4 (s)​ + 4H​2​SO​4 (aq)​ ​→ ​2Mn(SO​4​)​2 (aq)​ + 4H​2​O​(L)​ ; 
 
Mn​2​O​4 (s)​ + 4KOH​(aq)​ ​→ ​2K​2​MnO​3 (aq)​ + 2H​2​O​(L)​ ; 
 
Óxidos neutros: ​São óxidos que não reagem nem com 
água, nem com ácido e nem com base. São os 
principais óxidos com essa caracterização: Monóxido de 
carbono (CO), Óxido nítrico (NO) e óxido nitroso (N​2​O). 
 
Agora, vamos analisar alguns óxidos com 
caracterizações semelhantes além de sua acidez ou 
alcalinidade. 
 
Óxidos Duplos/Mistos/Salinos: ​São óxidos formados 
por dois óxidos de um mesmo elemento unidos. 
Geralmente são formados pela união de óxidos de 
metais cujo n​ox ​varia. Existem três exemplos importantes 
de óxidos salinos: A magnetita, ímã natural, que é 
formada pelos óxidos do ferro: (FeO.Fe​2​O​3​ ou Fe​3​O​4​) (O 
óxido férrico é conhecido pelo mineral hematita); 
O zarcão, com aplicação anti-ferrugem, que é formado 
pelos óxidos de chumbo: (PbO.PbO​2​ ou Pb​2​O​3​); 
E, por fim, a hausmanita, que é um mineral formado 
pelo elemento manganês a partir desses óxidos: 
MnO.Mn​2​O​3​ ou Mn​3​O​4​). 
 
Peróxidos: ​São óxidos formados pelos metais alcalinos 
e alcalino-terrosos com o ânion peróxido (O​2​2-​). Por isso, 
têm caráter alcalino, ou seja, reagem com água 
formando base (e peróxido de hidrogênio (H​2​O​2​)) e com 
ácido formando sal e, também, peróxido de hidrogênio. 
O H​2​O​2​ é muito instável em meio alcalino, 
decompondo-se em H​2​O e O​2​. Já no meio ácido, o 
peróxido de hidrogênio é estável, ou seja, não sofre 
decomposição. O H​2​O​2​ é o único peróxido de ametal e é 
conhecido como água oxigenada, que tem aplicações 
farmacológicas. Observe a reação de um peróxido com 
água e do mesmo com ácido: 
 
K​2​O​2 (s)​ + 2H​2​O​(L)​ → 2KOH​(aq)​ + H​2​O​2 (aq) 
2KOH​(aq)​ + H​2​O​2 (aq)​ → 2KOH​(aq)​ + H​2​O​(L)​ + ½ O​2 (g)​ ; 
 
K​2​O​2 (s)​ + H​2​SO​4 (aq)​ → K​2​SO​4 (aq)​ + H​2​O​2 (aq)​ ; 
 
Superóxidos: ​São óxidos formados por metais 
alcalinos e alcalino-terrosos com um ânion superóxido 
(O​2​-​). Têm caráter alcalino, ou seja, reagem com água 
formando base e, nesse caso, peróxido de hidrogênio e 
gás oxigênio. Também reagem com ácidos formando 
sal, peróxido de hidrogênio e gás oxigênio. Observe 
alguns exemplos: 
 
2KO​2 (s)​ + 2H​2​O​(L)​ → 2KOH​(aq)​ + H​2​O​2 (aq)​ + O​2 (g) 
2KOH​(aq)​ + H​2​O​2 (aq)​ + O​2 (g)​ → 2KOH​(aq)​ + H​2​O​(L)​ + 3/2O​2(g) 
 
2KO​2 (s)​ + 2HCl​(aq)​ → 2KCl​(aq)​ + H​2​O​2 (aq)​ + O​2 (g)