acidos.

Resumo da aula referente a: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos
Lembrete: este resumo simplesmente abrange o assunto para melhor entendimento é necessário
consultar a bibliografia citada:
- Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente
Peter Atkins e Loretta Jones (Capítulo 10)
- Química e Reações Químicas
John Kotz e Paul Treichel (Capítulo 5)
Definição de Arrhenius
1. Ácido: espécie que ao reagir com água produz íon H3O+ (hidroxônio)
2. Base: espécie que ao reagir com água produz íons OH- (hidroxila)
Definição de Bronsted-Lowry
1. Ácido: molécula ou íon doador de H+
2. Base: molécula ou íon que recebe o próton H+
Definição de Lewis
1. Ácido: receptor do par de elétrons
2. Base: doador do par de elétrons
Ionização dos ácidos
Todo ácido de Arrhenius provém de um composto molecular que, na presença de água, sofre ionização,
liberando unicamente, na forma de cátions, o íon H+. O ânion que se forma tem carga igual ao número de H+
liberado. Veja:
HNO3 → H+ (aq) + NO3-(aq)
H2CO3 → 2H+(aq) + CO32-(aq)
Classificação dos ácidos
Costuma-se classificar os ácidos de acordo com os seguintes critérios:
1º - Número de hidrogênios ionizáveis na molécula
- monoácido: a molécula contém um hidrogênio ionizável (exemplos: HCl, HNO2);
- biácido: a molécula contém dois hidrogênios ionizáveis (exemplos: H2S, H2CO3);
- triácido: a molécula contém três hidrogênios ionizáveis (exemplo: H3PO4);
- tetrácido: a molécula contém quatro hidrogênios ionizáveis (exemplo: H4P2O7).
2º - Número de elementos na molécula
A molécula de um ácido pode apresentar dois ou mais elementos. Assim, temos:
- ácido binário: a molécula contém dois elementos (exemplos: HCl, H2S);
- ácido ternário: a molécula contém três elementos (exemplos: HCN, HNO3);
- ácido quaternário: a molécula contém quatro elementos (exemplo: HOCN).
3º) Presença de oxigênio na molécula
A molécula de um ácido pode apresentar ou não o elemento oxigênio. Assim, temos:
- bidrácido: a molécula não contém oxigênio(exemplos: HCl, H2S);
- oxácido: a molécula contém oxigênio (exemplos: HNO3, H2SO4).
4º) Volatilidade
Analisando os pontos de ebulição dos ácidos, podemos classificá-los em:
- fixos: apresentam elevado ponto de ebulição (exemplos: H2SO4, H3PO4);
- voláteis: apresentam baixo ponto de ebulição (exemplos: HCl, HNO3).
5º) Força
Quando dissolvemos um ácido em água, verificamos que as moléculas sofrem ionização. Entretanto, ao
analisarmos a solução resultante, constatamos que nem todas as moléculas encontram-se ionizadas. Vamos
supor que 1000 moléculas de um ácido qualquer HA foram colocadas em água e apenas 250 se encontram
ionizadas. Se relacionarmos o número de moléculas ionizadas com o número de moléculas total, teremos:
Nº de moléculas ionizadas = 250 = 25%
Nº de moléculas adicionadas
1000
Essa relação recebe o nome de grau de ionização (α) e indica a força de um ácido. Assim, quanto maior
o valor de α, mais forte é o ácido:
- ácidos fortes→ α superior a 50%;
- ácidos moderados→ α entre 5% e 50%;
- ácidos fracos → α inferior a 5%.
Em relação aos hidrácidos, temos:
Hidrácido
Classificação
HCl, HBr, HI
Fortes
HF
Moderados ou semifortes
H2S, HCN
fracos
Em relação aos ácidos oxigenados (oxácidos), para saber qual a sua força, podemos aplicar a regra de Pauling,
que diz que a força do oxácido é indicada pela diferença entre o número de oxigênios e o número de
hidrogênios na molécula. Assim:
m - n = 3 → ácido muito forte
m - n = 2 → ácido forte
HnXOm
m - n = 1 → ácido moderado
m - n = 0 → ácido fraco
Aplicando a regra de Pauling para o H2S04, temos:
H2SO4 → 4 - 2 = 2 → ácido forte
Nomenclatura dos ácidos
Pelo menos para os principais ácidos, você precisa saber associar fórmulas e nomes, ou seja, dada uma fórmula,
saber o nome e vice-versa. Genericamente, a fórmula de um ácido pode ser representada por HxA, sendo A o
ânion formado por um ou mais elementos. Veja a relação entre os nomes do ânion e do ácido correspondente e
alguns exemplos:
Terminação
Ânion Ácido
ato
iço
eto
ídrico
ito
oso
Dissociação das bases
Vimos que de acordo com Arrhenius, base é qualquer composto que em meio aquoso se dissocia, liberando
como ânions exclusivamente íons OH-:
Al(OH)3 → Al3+(aq) + 3OH-(aq)
NH4OH → NH+4 (aq) + OH-(aq)
Classificação das bases
A classificação das bases pode ser feita de acordo com os seguintes critérios:
1º) Número de íons hidróxidos (OH-) por fórmula
· monobase: apresenta um íon OH- na fórmula (exemplos: NaOH, KOH);
· dibase: apresenta dois íons OH- na fórmula (exemplos: Ca(OH)2, Zn(OH)2;
· tribase: apresenta três íons OH- na fórmula (exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3.
2º) Solubilidade em água
Entende-se por solubilidade a propriedade que as substâncias apresentam de se dissolverem em outras. Assim,
temos:
· bases solúveis: dissolvem-se em água;
· bases insolúveis: não se dissolvem em água.
Todas as bases de cátions 1A e NH4H são solúveis. As demais são pouco solúveis.
3º) Força
Conforme o grau de dissociação iônica (a), as bases são classificadas em:
· fortes: apresentam α elevado e próximo de 100%;
· fracas: apresentam α baixo e próximo de 0%.
Todas as bases de cátions 1A e 2A são fortes. As demais são fracas.
Nomenclatura das bases
A fórmula geral de uma base pode ser representada por B(OH)y, sendo B o cátion de carga y. Como todas as
bases possuem o grupo OH-, o que difere uma da outra é exatamente o cátion. Portanto, o nome de uma base é
função do cátion.
A nomenclatura das bases, ao contrário da dos ácidos, é muito simples, pois basta escrever a palavra hidróxido
seguida da preposição de e do nome do cátion correspondente. Veja:
NaOH: hidróxido de sódio
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Alguns metais formam cátions com cargas diferentes, dando origem a bases diferentes. Para diferenciálas, indica-se a carga do cátion em numeral romano à frente do nome ou, então, usa-se a terminação ico para o
cátion de maior carga e oso para o de menor carga.
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
Da mesma forma que para os ânions, sempre que necessário consulte a tabela com os principais cátions.
Neutralização
Misturando-se soluções de um ácido e de uma base, ocorre a associação dos íons H+ e OH-, dando origem a
uma nova substância - a água.
H+
+
(do ácido)
OH→
( da base)
H20
Tal reação chama-se neutralização .Evaporando-se a água da mistura, resulta um sólido (substância iônica) - o
sal.
Sal
Sal é toda substância iônica que resulta da mistura de um ácido com uma base pela eliminação da água.
ácido + base → sal + água
Classificação dos sais
Classificamos os sais pelos seguintes critérios:
1º- Presença de oxigênio
- sal oxigenado (oxissal): o oxigênio participa da sua estrutura (exemplos: KN03, Na2SO4);
- sal não-oxigenado: o oxigênio não participa da sua estrutura (exemplos: NaCl, NH4Br).
2º- Número de elementos constituintes
- sal binário: sal constituído por dois elementos (exemplos: KCl, Na2S);
- sal ternário: sal constituído por três elementos (exemplos: NaN03, K2CO3);
- sal quaternário: sal constituído por quatro elementos (exemplos: NH4ClO3, NaOCN).
3º Natureza dos íons
- sal normal: não apresenta hidrogênio ionizável, nem íons OH-; é obtido por reações de neutralização totais,
ou seja, em que a quantidade de íons H+ do ácido é igual à quantidade de íons OH- da base.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
- hidrogenossal: sal que apresenta hidrogênio ionizável; forma-se quando só alguns dos hidrogênios ionizáveis
são neutralizados pela base, ocorrendo uma reação de neutralização parcial (no caso dos ácidos).
H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O
- hidroxissal: sal que apresenta íons OH-; forma-se: por reação de neutralização parcial da base, na qual nem
todos os OH- são neutralizados pelo ácido.
HCl + Ca(OH)2 → Ca(OH)Cl + H2O
4º- Presença de água no retículo cristalino
- sal hidratado: sal que apresenta moléculas de água intercaladas em seu retículo cristalino; a: moléculas de
água constituem a chamada água: de cristalização ou água de hidratação (exemplos: CaCl2.2H2O,
CuS04.5H2O, MgS04.7H2O);
- sal anidro: não apresenta água de cristalização (exemplos: NaCl, MgS04, NaKC03, BaClBr).
Nomenclatura dos sais
Os sais podem ser representados pela fórmula geral By+xAx-y, sendo B um cátion diferente de H+ e A um ânion
diferente de OH-. O índice do cátion é dado pela carga do ânion, e o índice do ânion é dado pela carga do
cátion, de tal forma que o conjunto é eletricamente neutro.
Assim, para obtermos o nome de um sal a partir de sua fórmula, basta escrevemos o nome do ânion seguido da
preposição de e do nome do cátion. Veja:
Cátion: Zn2+ (zinco)
Zn(NO2) (nitrito de zinco)
Ânion: NO2- (nitrito)
Deve-se consultar, sempre que necessário, a tabela de cátions e ânions.
Como ocorre com as bases, se um elemento formar cátions com cargas diferentes, usamos algarismos romanos
para diferenciá-los ou, ainda, as terminações oso para o de menor carga e ico para o de maior carga.
Por exemplo, o níquel (Ni) forma os cátions Ni2+, que recebe o nome de cátion niqueloso ou níquel II, e Ni3+,
cátion niquélico ou níquel III.
Óxidos
Óxidos são compostos formados por dois elementos (compostos binários), e o mais eletronegativo desses
elementos deve ser o oxigênio:
δ+
δ+
δ+
CO2δNa2OδSO3δAssim, compostos binários formados por flúor e oxigênio não são considerados óxidos, pois o flúor é mais
eletronegativo que o oxigênio: OF2 e O2F2 (fluoretos de oxigênio).
Nomenclatura dos óxidos
Nomeamos os óxidos de acordo com os grupos de divisão:
- óxidos moleculares (o óxido liga-se a um não metal ou hidrogênio): escrevemos a palavra óxido seguida da
preposição de e do nome do elemento associado ao oxigênio; antes da palavra óxido e do nome do elemento,
colocamos os prefixos mono, di, tri, tetra, penta, etc. para indicar a quantidade de átomos de oxigênio e do elemento existentes na fórmula:
CO2: dióxido de carbono
N205: pentóxido de dinitrogênio
Cl2O7: heptóxido de dicloro
CO: monóxido de carbono
- óxidos iônicos (o óxido liga-se a um metal): escrevemos a palavra óxido seguida da preposição de e do nome
do elemento associado ao oxigênio.
Na2O: óxido de sódio
CaO: óxido de cálcio
Caso o elemento, metal, forme dois cátions diferentes, a distinção é feita da mesma forma que para as bases e
para os sais:
FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe203: óxido de ferro III ou óxido férrico
Classificação dos óxidos
Podemos classificar os óxidos em:
- básicos: reagem com água, formando uma base, e reagem com ácidos, formando sal e água. Para formar uma
base, é necessário um cátion, portanto estes óxidos são todos iônicos. Exemplos:
K2O + H2O → 2KOH
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
- ácidos: reagem com água, formando ácido, e reagem com base, formando sal e água; estes óxidos são todos
moleculares. Exemplos:
S03 + H2O → H2S04
S03 + 2NaOH → Na2S04 + H2O
Os óxidos ácidos são também chamados de anidridos.
Exercícios
Qual é o nome do ácido que contém borato (BO33-)?
Classifique os ácidos quanto a sua força, aplicando a regra de Pauling?
a. HNO3
b. HClO4
c. HMnO4
d. H3BO3
e. H2SO3
f. H4SiO4
Monte a fórmula de possíveis sais normais associando os íons Mg2+, K+, Al3+, SO42- e NO3-.
Dê nome e monte a fórmula estrutural para ácidos, bases e óxidos, em toda a tabela de ânions e cátions.