Funções Inorgânicas: Ácidos e Bases

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Química
Aula 3: Funções inorgânicas
Apresentação
Nesta aula, veri�caremos que ácidos e bases estão largamente presentes em nosso cotidiano, em um refrigerante de cola
(que possui acidez elevada), um comprimido de antiácido (predominantemente básico) ou, ainda, na bateria de veículos.
Ao reagirmos uma base forte com um ácido forte, sal e água são obtidos. Essa função inorgânica sal também está
intimamente ligada às nossas vidas, na forma de tempero para comidas (cloreto de sódio) ou em shampoos e
condicionadores.
Compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo, chamam-se óxidos.
Bons estudos!
Objetivo
Descrever os diferentes ácidos e bases de Arrhenius e suas teorias;
Identi�car as classi�cações dos óxidos e dos sais.
Ácidos e bases
Ácidos e bases são duas classes importantes de compostos inorgânicos. Possuem algumas propriedades comuns
como, por exemplo, a capacidade de mudar a cor de soluções sob a presença de indicadores ácido-base. Outra
característica importante dessas substâncias é a possibilidade de uma neutralizar a outra, isto é, uma base pode
neutralizar o efeito de um ácido, assim como um ácido é também capaz de neutralizar a basicidade de uma
substância.
Existem algumas teorias que de�nem os ácidos e as bases. Vejamos:
Para Arrhenius:
Substâncias ácidas, liberam íons hidrogênio (H+) em
solução, ao passo que, as bases liberam hidroxilas (OH-)
em solução. Quanto mais forte forem o ácido e a base,
maior será a quantidade liberada em solução de H+ e de
OH-, respectivamente. Portanto, de acordo com essa
força, existirão ácidos e bases, fortes e fracas.
Para os químicos Brönsted e Lowry:
Os ácidos são substâncias que doam prótons (H+) e as
bases são receptores desses prótons. Para eles, quanto
mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Existe uma forma mais conveniente de medir a acidez ou a basicidade de uma substância ou de um meio. Trata-se da escala
logarítmica de pH. Essa escala vai de 0 a 14, em que quanto mais próximo do zero, maior a acidez do composto e,
consequentemente, quanto maior a proximidade do número 14, maior a basicidade da substância. Uma substância ou meio
reacional que esteja próximo aos valores de 7 a 8, na escala de pH, são chamados de neutros. O pH de uma solução é o
negativo do logaritmo na base 10 da concentração de íon hidrogênio (H ).+
Ácidos
Um ácido é uma substância que produz íons H+(aq) quando dissolvida em água.
Os ácidos mais comuns no laboratório, conhecidos como minerais, são:
1
Ácido sulfúrico (H SO )2 4
2
Ácido clorídrico (HCl)
3
Ácido nítrico (HNO )3
O ácido etanoico também é comum (ácido acético, CH3COOH), e é um líquido malcheiroso, que tem ponto de ebulição igual a
118°C. Ele é o produto químico que dá ao vinagre seu sabor azedo. Sua estrutura completa é vista na �gura a seguir.


 A estrutura do ácido acético | Fonte: LEWIS (2014)
Apenas um dos átomos de hidrogênio nessa molécula produz um íon hidrogênio em solução, e, por essa razão, esse átomo de
hidrogênio é chamado de hidrogênio ácido. No ácido etanoico, o hidrogênio ácido é aquele ligado ao átomo de oxigênio. A
ionização do ácido etanoico pode ser, então, representada pela equação:
 Ionização do ácido etanóico | Fonte: LEWIS (2014)
A seguir, vamos conhecer algumas das reações dos ácidos.
Reações com metais
As soluções de ácidos reagem com alguns metais formando hidrogênio gasoso e um sal. Por exemplo, uma �ta de magnésio
reage com o ácido clorídrico produzindo cloreto de magnésio e hidrogênio gasoso. O hidrogênio gasoso é produzido tão
rapidamente que a solução efervesce.
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
A equação iônica dessa reação é:
Mg + 2H+(aq) → Mg + H2
Podemos fazer o teste para hidrogênio em uma pequena escala pela explosão de uma mistura de hidrogênio–ar em uma
chama:
2H + O → 2H O
Outros metais que reagem com o H incluem o cálcio, zinco, alumínio e o ferro. O potássio e o sódio reagem com explosão
violenta. O cobre, a prata e o ouro não reagem.
(s) (aq) (aq) (g)
(s)
2+
(aq) (g)
2(g) 2(g) 2 (l)
+
(aq)
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hidrogenocarbonatos
Todos os ácidos reagem com carbonatos produzindo dióxido de carbono gasoso. Por exemplo, o ácido etanoico do vinagre
efervesce com o carbonato de sódio. A reação é:
 Reação do ácido etanoico com o carbonato de sódio | Fonte: LEWIS (2014)
Reação com sul�tos
Os sul�tos contêm o íon SO . Os ácidos reagem com os sul�tos produzindo o dióxido de enxofre gasoso, de cheiro forte
(SO ). A equação iônica é:
3
2-
2
 Reação do íon sulfito com ácidos | Fonte: LEWIS (2014)
Atenção
Não confunda esse íon com o íon sulfato (SO42-), que não reage com ácidos.
Reação com sulfetos
A reação dos ácidos com os sulfetos (compostos que contêm o íon sulfeto, S2−) produz o sulfeto de hidrogênio gasoso, de
cheiro desagradável – um dos produtos existentes nos ovos podres. A equação iônica para a reação é:
 Reação do íon sulfeto com ácidos | Fonte: LEWIS (2014)
Os íons de metais frequentemente reagem com os íons sulfeto produzindo sulfetos insolúveis. Por exemplo:
 Reação do íon sulfeto com ácidos | Fonte: LEWIS (2014)
A solução de sulfeto de sódio ou o sulfeto de hidrogênio gasoso são utilizados como fonte de íons sulfeto. As soluções de Na+,
Ca2+ e K+ não produzem precipitados porque seus sulfetos são solúveis em água. O sulfeto de zinco (ZnS) é branco, enquanto
os sulfetos de chumbo (II) e prata (PbS e Ag2S) são negros.
 Atividade
1 - Escreva a fórmula da base conjugada do ácido N H .2 5+
2 - Ordene os seguintes grupos de ácidos binários, do mais fraco para o mais forte: HCl, PH e H S.3 2
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3 - De�na um ácido e uma base, segundo a Teoria de Arrhenius.
Bases
Uma base é uma substância que reage com um ácido em solução produzindo apenas um sal e água. Generalizando:
ácido + base → sal + água
Esta reação é conhecida como reação de neutralização. Um álcalis é uma base que se dissolve em água. Uma solução de um
álcalis contém o íon hidróxido, OH .
Os álcalis, geralmente, são hidróxidos de metais. Os álcalis comuns são os hidróxidos de cálcio, potássio e sódio. Eles são
todos sólidos iônicos que se dissociam completamente em íons na água, como, por exemplo:
−
(aq)
 Dissolução de uma base em água | Fonte: LEWIS (2014)
A solução de amônia também é vista como um álcalis porque contém o íon hidróxido. As bases que são insolúveis em água
incluem os óxidos de metais, como o óxido de magnésio (Mg , O ) e o óxido de cobre (II) (Cu , O ) e os compostos
orgânicos (compostos baseados em carbono), que contêm átomos de nitrogênio, como a propilamina (C H NH ).
2+ 2− 2+ 2−
3 7 2
Sais
O sal tem desempenhado uma importante função na história. O primeiro registro escrito a respeito da produção de sal
data de perto de 800 a.C., mas, o mar sempre foi salgado.
 Sal natural | Fonte: Thais29 / Shutterstock
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O salgado é uma das sensações básicas de sabor. O corpo humano possui cerca de 230g de sal mas, como parte desse sal é
perdido pelo suor, pela urina e demais excreções, o sal deve fazer parte da dieta diária, sendo indispensável ao ser humano.
Essas substâncias são eletricamente neutras, isto é, são compostas por cátions e ânions que, ao se unirem, cancelam suas
cargas, formando uma substância sem carga.
Os ânions podem ter origem orgânica (como o íon acetato CH3COO-) ou origem inorgânica (como os íons cloreto, Cl-, e
�uoreto, F‑).
A classi�cação para os sais consiste em sais simples, duplos ou complexos.
Os simples
Possuem um tipo de cátion e um tipo
de ânion, como o NaCl, K SO e o
CaF .
2 4
2
Os duplos
São uma composição de dois sais
apresentando dois cátions ou dois
ânions, como, por exemplo, CaClBr, o
brometo de cloro e cálcio.
Os complexos
São constituídos de, por exemplo, um
metal combinado a um íon, como íon
hexaciano ferro III ([Fe(CN) ] ) que,
ao se unir ao cátion sódio (Na ),forma o sal Na [Fe(CN) ].
6
-3
+
3 6
Três reações são responsáveis pela formação dos sais:
1
Reação entre um ácido e uma base (reação de neutralização).
2 NaOH + H SO → Na SO + 2 H O2 4 2 4 2
2
Reação entre um metal e um ácido.
Mg + H SO → MgSO + H2 4 4 2
3
Reação entre um óxido ácido e um óxido básico.
CO + CaO → CaCO2 3
Altos pontos de fusão, solubilidade em água e boa condutibilidade elétrica são algumas propriedades genéricas dos sais.
Óxidos
São substâncias binárias em que o elemento mais eletronegativo é o
oxigênio. A maioria dos elementos químicos se apresenta na forma de
óxidos, na natureza.
Os óxidos possuem duas classi�cações:
Clique nos botões para ver as informações.
Em relação à natureza da ligação química (iônicos, moleculares ou iônicos moleculares).
• Óxidos iônicos (só existem ligações iônicas) — Exemplos: NaO, BaO e MgO;
• Óxidos moleculares (em que só existem ligações covalentes) — Exemplos: monóxido e pelo dióxido de carbono (CO e
CO2, respectivamente);
• Óxidos iônicos-moleculares (apresentam caráter iônico e molecular ao mesmo tempo) — Exemplos: Trióxido de diferro
(Fe2O3) e o Óxido de zinco (ZnO).
Ligação química 
De acordo com o elemento químico combinado ao oxigênio.
• Óxidos ácidos ou anidros (que reagem com a água formando oxiácidos);
• Óxidos básicos (óxidos metálicos que reagem com a água formando hidróxidos);
• Anfóteros, que possuem comportamento iônico-molecular, agindo ora como óxidos básicos ora como óxidos ácidos (o
tetróxido de chumbo, Pb3O4 é um exemplo).
Elementos combinados com o oxigênio 
Além desses tipos de óxido, os peróxidos são óxidos que ao reagirem com os ácidos formam sais e água oxigenada. Podem
ser agrupados em peróxidos e superóxidos (esses últimos formam, além de sais e água oxigenada, oxigênio, O ).
Existem, ainda, óxidos que ou não reagem com a água ou com as bases, ou reagem de forma diferente. São caracterizados por
serem formados por não metais ou hidrogênio, ligados ao oxigênio, apresentando-se corriqueiramente no estado gasoso. São
exemplos: os óxidos neutros, o NO e o N O.
2
2
Saiba mais
Uma observação a ser feita em relação à preservação ambiental, é que a queima de combustíveis fósseis não é completa. 
Por isso, muitas partículas são liberadas no ambiente, como NO (óxido de nitrogênio), CO (monóxido de carbono) e SO (óxido de
enxofre). 
Esses gases (compostos por óxidos ácidos) são lançados na troposfera e, junto à umidade do ar, formam as nuvens responsáveis
pelas chuvas. Essas partículas, ao regirem com as moléculas de água, formam ácidos e, por consequência, a chuva ácida.
 Atividade
4 - Como os sais são formados?
5 - O que são óxidos iônicos?
6 - O que são óxidos anfóteros?
Referências
LEWIS, R. Química. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2014.
NEIL, D. J. Química: a natureza molecular da matéria, v. 1. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017;
NEIL, D. J. Química: a natureza molecular da matéria. v 2. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017.
SANTOS, C. M. C.; CARVALHO, M. N.; LIMA, N. S. Química geral. 1. ed. Rio de Janeiro: Lexikon, 2015.
TRO, N. J. Química, uma abordagem molecular. v. 1. 3 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017.
Próxima aula
Aspectos quantitativos das equações químicas;
Relação das quantidades de uma das espécies químicas participantes da reação, com as quantidades de outra espécie,
em termos de massa, número de mol e volume molar;
Equilíbrios ou balanceamentos das equações químicas.
Explore mais
Assista ao vídeo Como fazer cristais com vinagre.
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