Definições de ácidos e bases

Definições de ácidos e bases
A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os
ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases,
também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.
Assim, quando diluído em água, o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como
segue:
Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH-, definindo-se
assim como base:
Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual:
Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:
Sendo o NaCl, o cloreto de sódio, o nosso velho conhecido sal de cozinha.
Outras definições de ácidos e bases
Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas
Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância
capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.
A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as
substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3). Além
disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como
propunha a do químico sueco.
Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano
Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são
substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que
cedem estes pares.
A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de
suas próprias abrangências.
Identificação dos ácidos e bases
Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome. Já as base
tem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de
identificar ácidos e bases do que o paladar.
É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa,
que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH.
Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução
medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases).
Escala de pH:
Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor
conforme a posição da substância testada na escala acima.
Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de
potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.
Ácidos
Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se
dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. Na realidade, o H+
se associa a uma molécula de água, formando o H3O+.
HCl + H2O
H2SO4 + 2 H2O
Classificações dos ácidos
=
=
Cl1- + H301+
SO42- + 2 H3O1+
- presença ou não de oxigênio
Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.
Exemplos: H2SO4 , HNO3
Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN
- número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl = H+ + ClDiácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4 = 2 H+ + SO42Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4 = 3 H+ + PO43- volatilidade
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 ,
HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4
- grau de ionização
Representado pela letra grega alfa, o grau de ionização é a relação entre a
quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto
maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar.
alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100
ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.
ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.
Formulação dos ácidos
Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion.
Para um ânion com carga x-, se utilizam x hidrogênios para formular o ácido.
Exemplos:
1-
NO3
SO42PO43-
HNO3
H2SO4
H3PO4
Hx Ax-
Nomenclatura dos ácidos
Hirácidos (H A): a nomenclatura se baseia no nome do elemento e na
terminação ÍDRICO.
HCl ácido clorídrico
HI ácido iodídrico H2S ácido sulfídrico
Oxiácidos (Hx A Oy): a nomenclatura se baseia no elemento central e no número
de oxidação do mesmo na molécula ou no número de oxigênios do ácido. Deve-se
memorizar os cinco ácidos de referência e os demais são obtidos, conforme o caso,
adicionando-se ou retirando-se átomos de oxigênio da molécula do ácido.
Na tabela, o nox do elemento central e o número de oxigênios diminui da
esquerda para a direita. As posições ocupadas por X indicam formulações não
existentes.
máximo
per+ico
HClO4
perclórico
intermed. alto
ico
intermed. baixo
oso
HClO3
clórico
HClO2
cloroso
mínimo
hipo+oso
HClO
hipocloroso
X
H3PO4
fosfórico
H3PO3
fosforoso
H3PO2
hipofosforoso
X
HNO3
nítrico
HNO2
nitroso
X
X
H2SO4
sulfúrico
H2SO3
sulfuroso
X
X
H2CO3
carbônico
X
X
Os ácidos que servem de referência para a nomenclatura são os da coluna
intermediário alto. A partir dele se classificam e nomeiam os demais ácido do
elemento.
Quando se trata de ácidos que diferem entre si pelo número de hidratação, a
nomenclatura pode se basear neste critério.
(para melhor decorar)
ico <- ato (bico de pato)
oso <- ito (osso de cabrito)
ídrico <- eto (Frederíco no espeto)
Bases
As bases, segundo Arrhenius, são substâncias que, em solução, se dissociam,
originando como único íon negativo o OH1-.
Al(OH)3
=
Al3+
+
3 OH1-
Ca(OH)2
=
Ca2+
+
2 OH1-
KOH
=
K1+
+
OH1-
Classificação das bases
- número de OH1- presente na fórmula
monobase: 1 OH1- , NaOH, KOH
dibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2
tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3
tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4
- solubilidade em água
solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio
(que é uma base fraca e volátil).
insolúveis: todas as demais.
- grau de dissociação
fortes (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.
fracas: todas as demais.
Formulação
Adicionam-se tantos OH1- quantos forem necessários para neutralizar a carga do
cátion.
Bx+ (OH)x
K1+
Ba2+
Al3+
KOH
Ba(OH)2
Al(OH)3
Nomenclatura
Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do
cátion.
KOH
hidróxido de potássio
Ba(OH)2
hidróxido de bário
Al(OH)3
hidróxido de alumínio
Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a
terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés
disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência.
CuOH
hidróxido cuproso
ou
hidróxido de cobre I
CuOH2
hidróxido cúprico
ou
hidróxido de cobre II
Fe(OH)2
hidróxido ferroso ou
hidróxido de ferro II
Fe(OH)3
hidróxido férrico
hidróxido de ferro III
ou
O hidróxido de amônio
É a única base não metálica e só existe em solução. É obtida pelo
borbulhamento de amônia em água.
NH3
+
H2O
=
NH41+ OH1-
Sais
Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa,
liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H1+ e pelo menos um íon
negativo diferente do OH1-:
CaCl2
=
Ca2+
Na2SO4
=
2 Na1+
+
2 Cl1+
SO42-
Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o
ânion se origina do ácido e o cátion da base.
ÁCIDO
+
BASE
=
SAL
As reações de neutralização podem ser de três tipos:
+
ÁGUA
- Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em
número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente.
1 H2SO4
+
2 NaOH
=
1 NaSO4
+
2 H2O
Sais deste tipo são classificados como normais.
- Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1
mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H1+ em sua molécula, o sal produto será
ácido.
1 H2SO4
+
1 NaOH
=
NaHSO4
+
H2O
Sais deste tipo são classificados como ácidos.
- Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1
mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será
básico.
1 Ba(OH)2
+
1 HCl
=
1 Ba(OH)Cl
+
1 H2O
Sais deste tipo são classificados como básicos.
Nomenclatura dos sais
____________________ de _____________________
nome do ânion
nome do cátion
Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos.
Ácido
Ânion
ídrico
eto
oso
ito
ico
ato
HCl
ácido clorídrico
KCl
cloreto de potássio
HNO2
ácido nitroso
NaNO2
nitrito de sódio
HNO3
ácido nítrico
KNO3
nitrato de potássio
No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nox
diferentes, deve-se utilizar algarismos romanos para identificação.
Fe(NO3)2
nitrato de ferro II
Fe(NO3)3
nitrato de ferro III
No caso de o cátion possuir somente dois nox possíveis, pode-se também optar
por utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox.
Fe(NO3)2
nitrato ferroso
Fe(NO3)3
nitrato férrico
Óxidos
Óxido é todo composto binário em que o oxigênio é o elemento mais
eletronegativo. Como o flúor é o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio,
composto binário gerado pela ligação deste com o oxigênio não é óxido, e sim
fluoreto.
Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com não metal, dizemos que
ele é molecular. As ligações neste tipo de óxido são covalentes.
Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com metal, dizemos que ele é
iônico.
O NOX do oxigênio nos óxidos é 2 -.
Óxidos moleculares
Alguns não metais formam vários óxidos diferentes. Um destes não metais é o
nitrogênio...
NO
NO2
N2O
N2O3
N2O4
N2O5
Esta diversidade de fórmulas faz necessário o uso de uma nomenclatura que possa
dificultar a troca de nomes. Esta nomenclatura se baseia em informar os tipos e
quantidade de átomos que compõem a fórmula do óxido.
número de
átomos na
fórmula
prefixo
01
mono
02
di
03
tri
04
tetra
05
penta
06
hexa
07
hepta
O prefixo mono é dispensável quando fizer referência ao elemento que acompanha
o oxigênio.
NO
monóxido de mononitrogênio ou monóxido de nitrogênio
CO2
dióxido de carbono
SO3
trióxido de enxofre
N2O5
pentóxido de dinitrogênio
Óxidos iônicos
Entre óxidos iônicos diminui a incidência de átomos que possam gerar vários
óxidos com fórmulas diferentes. Por isso, a nomenclatura é mais simples, só
apresentando o NOX do elemento formador, em algarismos romanos, nos casos
em que este não é único. Nos casos de elementos que apresentem dois NOX
possíveis, as terminações oso e ico, identificam respectivamente o menor e o
maior valor de NOX.
Na2O
óxido de sódio
CaO
óxido de cálcio
K2O
óxido de potássio
SrO
óxido de estrôncio
FeO
óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe2O3
óxido de ferroIII ou óxido férrico
Os óxidos podem ser classificados de acordo com suas propriedades.
Óxidos ácidos ou anidridos: podem ser obtidos por desidratação de ácidos, eles
reagem com base formando sal e água.
H2SO4 - H2O = SO3
H2SO3 - H2O = SO2
2 HNO3 - H2O = N2O5
2 HNO2 - H2O = N2O3
H2CO3 - H2O = CO2
2 H3PO4 - 3 H2O = P2O5
Note que as quantidades de ácido e de água devem ser ajustadas para que não
sobre nenhum hidrogênio na fórmula.
Estes óxidos reagem com água formando ácidos...
SO2 + H2O => H2SO3
SO3 + H2O => H2SO4
Estes óxidos reagem com base formando sal e água...
SO3 + 2 NaOH => Na2SO4 + H2O
(como o H2SO4)
CO2 + Ba(OH)2 => BaCO3 + H2O
(como o H2CO3)
Óxidos básicos: podem ser obtidos da desidratação de bases, os mais
importantes são de metais alcalinos e alcalinos terrosos. Reagem com água
formando base.
Ba(OH)2 - H2O = BaO
2 KOH - H2O = K2O
Estes óxidos reagem com água formando base...
BaO + H2O => Ba(OH)2
K2O + H2O => 2 KOH
Estes óxidos reagem ácidos formando sal e água...
BaO + 2 HNO3 => Ba(NO3)2 + H2O
K2O + 2 HCl => 2 KCl + H2O
(como Ba(OH)2 )
(como KOH)
Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. Os mais importantes são:
CO, NO e N2O
Óxidos duplos, mistos ou salinos: o metal formador apresenta dois NOX
diferentes. Os mais importantes são...
Fe3O4 = Fe2O3 . FeO
Pb3O4 = PbO2 . 2 PbO
Mn3O4 = MnO2 . 2 MnO
(Fe 3+ e 2+ respectivamente)
(Pb 4+ e 2+ respectivamente)
(Mn 4+ e 2+ respectivamente)
Óxidos anfóteros: são óxidos que apresentam simultaneamente caráter ácido e
básico. Por isso, reagem tanto com ácido como com base dando sal e água. Alguns
exemplos: ZnO, PbO, PbO2, SnO, SnO2, MnO2 e Al2O3. Na reação de um óxido
desse tipo com ácido, se forma cátion do sal, e na reação com base, se forma
ânion oxigenado do sal.
ZnO + H2SO4 => ZnSO4 + H2O
ZnO + 2 NaOH => Na2ZnO2 + H2O
Reações Químicas
As reações químicas são processos através dos quais substâncias são
transformadas em outras através do rearranjo dos seus átomos. O estado
inicial é representado pelos reagentes e o final pelos produtos. A representação
gráfica de uma reação através das fórmulas das substâncias participantes é
chamada de equação química.
H2O
+
O2
=>
2 H2O
(faísca)
O número escrito antes da fórmula de uma substância revela a quantidade de
moléculas da mesma que participam da reação e é denominado coeficiente.
Quando omitido, subentende-se que o mesmo é 1. O número subscrito do lado
direito do elemento revela a quantidade de átomos do mesmo na fórmula da
substância e é denominado índice. Quando omitido, também subentende-se que o
mesmo é 1.
São os coeficientes que permitem o balanceamento e a conservação dos átomos
na equação química. Nos dois lados da reação as quantidades de cada tipo de
átomo devem ser iguais.
2 H2
+
O2
=>
2 H2O
04 átomos de H
04 átomos de H
02 átomos de O
02 átomos de O
Tipos de reações químicas
Reações de Síntese: duas ou mais substância originam somente uma como
produto.
A
+
B
=>
AB
H2
+
S
=>
H2S
O2
=>
CO2
C
+
Reações de análise ou decomposição: formam-se duas ou mais substâncias a
partir de uma outra única.
AB
=>
A
+
B
NaCl
=>
CaCO3
Na
=>
+
CaO
½ Cl2
+
CO2
Reações de deslocamento ou simples troca: substância simples desloca um
elemento de uma substância composta, originando outra substância simples e
outra composta.
AB
+
C
=>
CB
+
A
Quando a substância simples (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa
(eletropositiva) que A, para poder deslocá-lo. Para isso, devemos nos basear na
fila de reatividade ou eletropositividade.
<<<=== reatividade ou eletropositividade aumenta ===<<<
Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn C r Fe Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu
Ag Hg Pt Au
Um metal que vem antes na fila desloca um que vem depois.
2 Na
+
FeCl2
=>
2 NaCl
+
Fe
A reação ocorre pois o Na é mais reativo que o Fe.
Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não metal
(C) for mais reativo (eletronegativo) que o não metal B. Para isso, devemos
nos basear na fila de reatividade ou eletronegatividade.
<<<=== reatividade ou eletronegatividade aumenta ===<<<
F
O
N
Cl
Br
I
S
C
P
Não metal que vem antes na fila é mais reativo (eletronegativo) e desloca um que
vem depois.
H2S
+
Cl2
=>
2 HCl
+
S
Reações de substituição ou dupla troca: duas substância compostas são
formadas a partir de outras duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.
AB
+
CD
=>
AD
+
CB
As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de dupla troca.
HCl + KOH => KCl + H2O
Para a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das condições.
- forma-se pelo menos um produto insolúvel
- forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco)
- forma-se pelo menos um produto menos volátil.
Tabela de cátions e ânions
Cátions e ânions monoatômicos
H+
Li+
Na+
K+
Ag+
Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Cd2+
Zn2+
B3+
Al3+
Bi3+
cátions
hidrogênio
lítio
sódio
potássio
prata
berílio
magnésio
cálcio
estrôncio
bário
cádmio
zinco
boro
alumínio
bismuto
cátions de valência variável
Cu+
cobre I
Cu2+
cobre II
+
Hg
mercúrio I
Hg2+
mercúrio II
+
Au
ouro I
3+
Au
ouro III
Co2+
cobalto II
3+
Co
cobalto III
2+
Cr
crômio II
Cr3+
crômio III
2+
Fe
ferro II
Fe3+
ferro III
2+
Mn
manganês II
ânions
Ffluoreto
Cl
cloreto
Br
brometo
Iiodeto
2O
oxigênio
2S
sulfeto
Mn4+
Ni2+
Ni3+
Pt2+
Pt4+
Pb2+
Pb4+
Sn2+
Sn4+
As3+
As5+
Sb3+
Sb5+
manganês IV
níquel II
níquel III
platina II
platina IV
chumbo II
chumbo V
estanho II
estanho IV
arsênio III
arsênio V
antimônio III
antimônio V
cátions e ânions poliatômicos
cátions
mercúrio I
amônio
Hg22+
NH4+
3-
ânions
arsenito
arsenato
borato
AsO3
AsO43BO33C2H3O2acetato
CH3COOCNcianeto
2CO3
carbonato
HCO3- hidrogeno-carbonato
C2O42oxalato
ClOhipoclorito
ClO2clorito
ClO3
clorato
ClO4perclorato
2CrO4
cromato
2Cr2O7
dicromato
MnO4permanganato
MnO42MoO42NO2NO3O22OHPO43HPO42H2PO4SCNSO32HSO3SO42HSO4S2O32-
manganato
molibidato
nitrito
nitrato
peróxido
hidróxido
fosfato
hidrogeno-fosfato
dihidrogeno-fosfato
tiocianato
sulfito
hidrogeno-sulfito
sulfato
hidrogeno-sulfato
tiossulfato
Número de oxidação (NOX)
O NOX e o tipo de ligação
Chamamos de número de oxidação ou nox a carga assumida por um átomo
quando a ligação que o une a um outro é quebrada. Existem três casos a serem
analisados com relação ao nox de um elemento: composto iônico, covalente e
substância simples.
Num composto iônico, ou nox é a própria carga do íon, pois quando a ligação
se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais
eletronegativo.
Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para
18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica
com excesso de um elétrons e assume a carga 1-. Então, os nox do Na e do Cl,
neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-.
Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de
elétrons fica com o átomo mais eletronegativo. Na molécula de HCl, o átomo
mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua
eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nox do Cl e do H serão,
respectivamente, 1- e 1+.
Em uma substância simples, os nox de todos os átomos componentes é igual a
zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade.
Exemplos: S8, H2, O2, P4, Cgraf, Cdiam.
Regras para a determinação do NOX
Metais alcalinos
1+
Metais alcalino-terrosos
2+
Oxigênio (menos nos peróxidos, em que é 1-) 2 Hidrogênio (menos nos hidretos, em que é 1-) 1+
Alumínio (Al)
3+
Zinco (Zn)
2+
Prata (Ag)
1+
Substâncias simples
0
A soma dos números de oxidação num composto é igual a zero.
A soma dos números de oxidação num íon composto é igual a carga do
íon.
Exemplos
Compostos binários
O nox de um dos elementos deve ser conhecido para que o outro possa ser
calculado.
Na Cl
O Na por ser metal alcalino, tem nox igual a 1+. Como a soma dos nox num
composto é igual a zero, o Cl tem nox igual a 1-.
Compostos ternários
O nox de dois dos elementos deve ser conhecido para que o terceiro possa ser
calculado.
H2SO4
O H tem nox igual a 1+. O O tem nox igual a 2-. O nox do S, por ser variável, não
consta de tabelas e deve ser calculado. 2 átomos de H somam uma carga total de
2+. 4 átomos de O somam uma carga total de 8-. Para que a carga do composto
como um todo seja igual a zero, a carga do S tem de ser igual a 6+.
Íons
A somatória das cargas deve ser igual a carga total do íon.
(NH4)+
O nox do H é igual a 1+. Como os H são em número de 4, a carga total deles é
igual a 4+. Para que a carga total seja igual a 1+, o nox do N tem de ser 3-.
(SO4)2O nox do O é igual a 2-. Como são 4 átomos de O, sua carga total é igual a 8-.
Para que a carga total do íon seja igual a 2-, o nox do S tem que ser igual a 6
Exercicios
Resolve todos os exercícios do livro "fundamentos de química geral", Hein e Arena, nas
páginas 112 e 113: