CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS
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CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS 07/10/09 - Aula 8: Compostos inorgânicos: processos de ionização e de dissociação iônica (teoria de Arrhenius), compostos inorgânicos (conceitos, classificações, propriedades gerais, nomenclatura dos principais compostos), principais reações envolvendo estes compostos, conceitos ácido-base de BrönstedLowry e Lewis. Compostos inorgânicos (1): teoria da dissociação iônica de Arrhenius A chuva ácida Trata-se de um fenômeno (e um problema) moderno, originado a partir do grande desenvolvimento de centros urbanos altamente industrializados. Com a liberação de poluentes à atmosfera pelas diversas fontes de poluentes gasosos (indústrias, veículos e usinas energéticas), há a combinação destes poluentes com o vapor de água existente na atmosfera. Esta combinação entre água e poluentes (como o dióxido de enxofre, dióxido de carbono e o óxido de nitrogênio) vai sendo acumulada em nuvens, ocorrendo assim sua condensação, basicamente da mesma forma como são originadas as chuvas comuns. Através da eletricidade gerada do choque entre nuvens, os elementos poluentes entram em reação química, formando compostos ácidos (ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido carbônico), que mais tarde serão precipitados. No texto “A chuva ácida” são citadas substâncias (ou grupos de substâncias), as quais passaremos a estudar de forma mais aprofundada. Salientamos que foi o físico e químico sueco Arrhenius, nascido em 1859, que, aos 22 anos, já havia realizado muitos estudos relacionados com tais substâncias (entre outras), através de experimentos envolvendo a passagem da eletricidade através de suas soluções aquosas. Formulou, na época, a hipótese de que as soluções aquosas contêm partículas carregadas, isto é, íons. Seu trabalho é reconhecido hoje como a teoria da dissociação iônica, a qual passaremos. Teoria da dissociação iônica de Arrhenius Testando a condutividade elétrica de algumas soluções utilizando a aparelhagem a seguir, verifica-se que: Materiais Solução de sal de cozinha (NaCℓ) Condutibilidade elétrica Conduz Solução de ácido clorídrico (HCℓ) Solução de açúcar (sacarose) Conduz Não conduz Água destilada (pura) Água potável (torneira) Não conduz Conduz De acordo com estes resultados surgem alguns questionamentos: 1º) Por que algumas soluções aquosas conduzem eletricidade, e outras não? 2º) Por que a água destilada (pura) não conduz eletricidade e a água potável (torneira) conduz? 2 Para responder a tais questionamentos, Arrhenius estabeleceu a teoria da dissociação iônica, onde a condutividade elétrica das soluções era devida à existência de íons livres. Vamos entender a razão pela qual algumas soluções conduzem eletricidade e outras não. 1º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com sal de cozinha (NaCℓ) verificou-se que a lâmpada acende, indicando que esta solução conduz corrente elétrica. Observação macroscópica: Explicação microscópica: O sal de cozinha é representado pela substância cloreto de sódio – NaCℓ – que é um composto iônico constituído pelos íons organizados através de um retículo cristalino. Quando o retículo cristalino de cloreto de sódio entra em contato com a água, ocorre uma separação dos íons, fenômeno denominado de dissociação iônica. Os íons livres obtidos após a dissociação são os responsáveis pela condutividade elétrica. Este processo de dissociação iônica pode ser representado através da seguinte equação: NaCℓ(s) Na+(aq) + Cℓ-(aq) 2º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com açúcar verifica-se que a lâmpada se mantém-se apagada, indicando que esta solução não conduz corrente elétrica. Observação macroscópica: 3 Explicação microscópica: O açúcar é representado pela substância sacarose – C12H22O11 – de natureza molecular. A molécula de sacarose não possui íons e também não origina íons em presença de água, o que explica o fato da não condutibilidade elétrica. Quando as moléculas de sacarose são colocadas em presença de água, ocorre apenas uma separação das moléculas, fenômeno denominado de dissociação molecular. Este processo de dissociação molecular pode ser representado através da seguinte equação: C12H22O11(s) C12H22O11(aq) 3º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com cloreto de hidrogênio (HCℓ) verifica-se que a lâmpada acende, indicando que esta solução conduz corrente elétrica. Observação macroscópica: 4 Explicação microscópica: O cloreto de hidrogênio (HCℓ) é um composto molecular, ou seja, não é constituído por íons. No entanto, quando adicionado em água, origina uma solução condutora de eletricidade, que indica que a solução resultante possui íons. Como isto ocorre? O cloreto de hidrogênio (HCℓ) é uma molécula onde o átomo de hidrogênio (Z = 1) compartilha 1 par de elétrons com o átomo de cloro (Z = 17): H Cℓ Quando o cloreto de hidrogênio é borbulhado na água, admite-se que ocorra uma quebra na ligação covalente entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro, pela molécula de água, originando os íons H+ e Cℓ-, responsáveis pela condutibilidade elétrica da solução. A este fenômeno, onde os íons foram produzidos a partir de um composto molecular (sem íons) é denominado de ionização, que pode ser representado esquematicamente por: HCℓ(g) H+(aq) + Cℓ-(aq) Atualmente, sabe-se que o cátion H+, proveniente da molécula do HCℓ, une-se a uma molécula de água formando o íon H3O+, denominado hidroxônio ou hidrônio. H+ + H2O → H3O+ Desta forma, a representação mais correta para o processo de ionização do HCℓ, fica assim: HCℓ + H2O → H3O+ + CℓGrau de ionização (α) Quando um ácido se dissolve em água, nem todas as moléculas irão sofrer ionização (quebra da molécula) com produção de íons. O grau de ionização (α) indica a porcentagem de moléculas que sofrem ionização ou dissociação que por sua vez mede a força do eletrólito, ou seja, quanto maior o grau de ionização do eletrólito, maior é a sua força. Convenção: eletrólitos fortes, α ≥ 50%; eletrólitos moderados, 5% < α < 50%; eletrólitos fracos, α ≤ 5%. 5 Compostos inorgânicos (2): teoria ácido/base e a contribuição de Arrhenius A necessidade de agrupar as substâncias de acordo com propriedades semelhantes é antiga. Lembremo-nos que agrupar pode ser entendido como classificar e para fazê-lo é necessária a adoção de um critério. No caso das substâncias químicas muitos poderiam ser utilizados. Um critério pode ser o comportamento das substâncias quando se adiciona a elas outra, a qual chamamos “indicador”. Foi o cientista Arrhenius, em 1887, quem pioneiramente propôs um sistema de classificação de substâncias, aceito até nossos dias. Nesse sistema, destacamos quatro grupos: ácidos, bases, sais, óxidos. Outros cientistas como Brönsted-Lowry e Lewis também realizaram trabalhos a respeito, mas praticamente apenas ampliaram a Teoria que Arrhenius elaborou. Importante ressaltar que Arrhenius utilizou como critério principal de classificação a condução de corrente elétrica em soluções aquosas. Ácidos, segundo Arrhenius São compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas o cátion H3O+(hidrônio). Observe os equacionamentos: HCℓ + H2O H3O+ + CℓH2SO4 + H2O H3O+ + SO4-2 Isso significa que HCℓ e H2SO4 são ácidos. Fig.1: ácidos no cotidiano. Bases ou hidróxidos, segundo Arrhenius São compostos que em solução aquosa liberam como íon negativo o ânion OH - (hidróxido). Observe os equacionamentos: NaOH + H2O Na+ + OHCa(OH)2 + H2O Ca+2 + 2OHIsso significa que NaOH e Ca(OH)2 são bases ou hidróxidos. 6 Fig.2: Bases no cotidiano. Sais, segundo Arrhenius São compostos que em solução aquosa liberam pelo menos um íon positivo diferente do hidrônio e pelo menos um íon negativo diferente do hidróxido. Observe os equacionamentos: NaCℓ + H2O Na+ + CℓCaSO4 + H2O Ca+2 + SO4-2 Isso significa que NaCℓ e CaSO4 são sais. Fig.3: Sais no cotidiano. Um sal também pode ser interpretado como o produto da reação de um ácido com uma base, resultando também água. HCℓ + NaOH NaCℓ + H2O Essa reação de formação de sal é conhecida por reação de neutralização. 7 Óxidos São compostos binários, isto é, formados por dois elementos, nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo*. *eletronegatividade: tendência a receber elétrons. Localizam-se à direita da tabela periódica. A água (H2O) é, sem dúvida, o óxido mais importante. Outros óxidos: CO2 (dióxido de carbono), CO (monóxido de carbono), SO2(dióxido de enxofre), Fe2O3 (óxido de ferro III). Atenção! OF2 (fluoreto de oxigênio), embora binário, não é óxido. O flúor é mais eletronegativo do que o oxigênio. CaCO3 (carbonato de cálcio) também não é óxido. Embora o oxigênio seja o mais eletronegativo, há três elementos no composto. É, no caso, um sal. Fig 4: óxidos no cotidiano. Formulação de ácidos e bases Quando falamos em formulação, queremos dizer escrever as fórmulas. Basearemos essa formulação na tabela de cátions e ânions. Nessa tabela, além do símbolo do cátion e do ânion, temos o nome e a carga elétrica envolvida. Isso é suficiente para escrever a fórmula química. Formulação de ácidos Veja o esquema: +1 Hx Exemplo: H +1 (SO4) -2 2 1 -x A1 H2SO4 Ácido sulfúrico 8 Formulação de bases Veja o esquema: -1 +Y B1 (OH)y (OH) -1 Exemplo: Fe +3 1 3 Fe(OH)3 Hidróxido de ferro III Observação: a formulação dos sais e dos óxidos se assemelha à formulação de ácidos e bases. Nomenclatura de sais, de óxidos, de bases e de ácidos Nomenclatura significa vocabulário de nomes. Portanto, queremos agora saber como dar nomes aos ácidos, às bases, aos sais e aos óxidos. Há regras para isso. Essas são definidas pela IUPAC, sigla que, em português, significa União Internacional de Química Pura e Aplicada. Existe ainda uma nomenclatura usual, a qual é consagrada pelo costume, mas que a IUPAC recomenda seu gradativo abandono. Começaremos pelos sais por entendermos que sua nomenclatura é mais simples. Além disso, utilizaremos a tabela de cátions e ânions para nos auxiliar de início. Com o tempo, acreditamos que a prática nos levará à (necessária) memorização dos principais íons. Vamos consultá-la, daí, somente em casos especiais. Veremos que as demais funções se assemelham aos sais, mas com suas particularidades. Nomenclatura de sais De acordo com a tabela de cátions e ânions, os sais têm terminações: 1. 2. 3. ETO, sem a presença de oxigênio; ITO, com a presença de oxigênio (menor carga elétrica ou NOX do elemento central); ATO, com presença de oxigênio (maior carga elétrica ou NOX do elemento central). Observe o seguinte esquema para dar nome ao sal, conhecendo a sua fórmula: ____________________________de___________________________ (nome do ânion) (nome do cátion) Exemplo sem a presença de oxigênio no sal: cátion sódio NaCℓ ânion cloreto Seguindo o esquema acima, temos: NaCℓ = cloreto de sódio 9 Exemplos com a presença de oxigênio no sal: 1.º - NaNO3 ânion nitrato cátion sódio Seguindo o esquema acima, temos: NaNO3 = nitrato de sódio 2.º - NaNO2 ânion nitrito cátion sódio Seguindo o esquema acima, temos: NaNO2 = nitrito de sódio Há sais em que existem mais do que um cátion, ou seja, o metal forma vários cátions (diferentes cargas elétricas ou NOX), havendo duas nomenclaturas. Exemplos: 1.º - FeSO4 Sulfato de ferro II ou sulfato ferroso; 2.º - Fe2(SO4)3 Sulfato de ferro III ou sulfato férrico; Nomenclatura de óxidos É, em muitos aspectos, muito semelhante à nomenclatura de sais. Por isso, utilizaremos também a tabela de cátions e ânions. Observe o seguinte esquema para dar nome ao óxido, conhecendo a sua fórmula: Óxido de___________________________ (nome do menos eletronegativo) Exemplos: Na2O óxido sódio Seguindo o esquema acima, temos: Na2O = óxido de sódio Al2O3 óxido alumínio Seguindo o esquema acima, temos: Al2O3 = óxido de alumínio 10 Há óxidos em que um mesmo elemento menos eletronegativo apresenta mais de uma carga elétrica (diferentes cargas elétricas ou NOX), havendo duas nomenclaturas. CO2 dióxido carbono IV Seguindo o esquema acima, temos: CO2 = óxido de carbono IV ou dióxido de carbono CO monóxido carbono II Seguindo o esquema acima, temos: CO = óxido de carbono II ou monóxido de carbono Outros exemplos: 1.º - FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso (menor NOX ou carga elétrica); 2.º - Fe2O3 óxido de ferro III ou óxido férrico (maior NOX ou carga elétrica); Nomenclatura de bases É, em muitos aspectos, muito semelhante à nomenclatura de sais e de óxidos. Por isso, utilizaremos também a tabela de cátions e ânions. Observe o seguinte esquema para dar nome ao hidróxido, conhecendo a sua fórmula: Hidróxido de___________________________ (nome do cátion) Exemplos: NaOH hidróxido sódio Seguindo o esquema acima, temos: NaOH = hidróxido de sódio Al(OH)3 hidróxido alumínio Seguindo o esquema acima, temos: Al(OH)3 = hidróxido de alumínio 11 Há bases em que um mesmo elemento menos eletronegativo (cátion) apresenta mais de uma carga elétrica (diferentes cargas elétricas ou NOX), havendo duas nomenclaturas. Exemplos: 1.º - Fe(OH)2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso; 2.º - Fe(OH)3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico; Nomenclatura de ácidos Embora a nomenclatura dos ácidos possa ser referenciada na tabela de cátions e ânions, há adaptações que se fazem necessárias. Primeiramente é preciso verificar se é hidrácido (sem oxigênio) ou oxiácido (com oxigênio). 1.º - Hidrácido: a terminação ETO do ânion passa a ser ÍDRICO; 2.º - Oxiácido: a terminação ITO do ânion passa a ser OSO; a terminação ATO, passa a ICO. Veja a brincadeira da frase: “TeimOSO mosquITO no bICO do pATO”. Observe o seguinte esquema para dar nome ao ácido, conhecendo a sua fórmula: Ácido___________________________ (nome do ânion) Exemplo sem a presença de oxigênio no ácido: HCℓ ânion cloreto (torna-se clorídrico) cátion H+ (ácido) Seguindo o esquema acima, temos: HCℓ = ácido clorídrico Exemplos com a presença de oxigênio no ácido: 1.º - HNO3 ânion nitrato (torna-se nítrico) cátion H+ (ácido) Seguindo o esquema acima, temos: HNO3 = ácido nítrico 2.º - H2SO3 ânion sulfito (torna-se sulfuroso) cátion H+ (ácido) Seguindo o esquema acima, temos: H2NO3 = ácido sulfuroso Compostos inorgânicos (3): propriedades gerais de compostos inorgânicos 12 A) Solubilidade de sais em água Solubilidade pode ser conceituada como a capacidade de uma substância de se dissolver em outra. Esta capacidade, no que diz respeito a dissolução de um sólido em um líquido é limitada, ou seja , existe um máximo de soluto que podemos dissolver em certa quantidade de um solvente. Isto é solubilidade. 1. Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis . 2. Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis . 3. Os cloretos (Cℓ-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são solúveis . Principais exceções: PbCℓ2, AgCℓ, CuCℓ e Hg2Cℓ2 → insolúveis PbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 → insolúveis PbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 → insolúveis 4. Os sulfatos (SO42-), em sua maioria, são solúveis na água. Principais exceções: CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 → insolúveis 5. Os sulfetos (S2-) e hidróxidos (OH-), em sua maioria, são insolúveis na água. Principais exceções Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio → solúveis Sulfetos dos metais alcalino-terrosos → solúveis 6. Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) e os sais dos outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água. Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis. B) Volatilidade de compostos inorgânicos 1. Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis. 2. Principais ácidos voláteis: HF, HCℓ, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3-COOH 3. Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H2SO4 e H3PO4 4. Única base volátil: hidróxido de amônio. C) Força dos ácidos (grau de ionização*) 1. Principais ácidos fortes: HCℓ, HBr, HI, H2SO4, HNO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy. Vale a seguinte regra (y - x) = 2. 2. Principais ácidos semi-fortes: HF, H3PO4, H2SO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy. Vale a seguinte regra (y - x) = 1. No H2CO3, (y - x) = 1, mas o ácido é fraco (exceção). 3. Principais ácidos fracos: H2S, HCN, CH3-COOH e os ácidos oxigenados HxEOy. Vale a seguinte regra (y - x) = 0 *Na fórmula HxEOy, x representa o número de átomos de H ionizáveis. 13 D) Principais tipos de reações químicas inorgânicas As reações químicas são transformações da matéria onde ocorrem mudanças na composição química resultando em um ou mais produtos. Segue abaixo alguns tipos de reações que podem ocorrer. Fig. 5: observação macroscópica de reações químicas. 1. Reação de decomposição Também chamada de reação de análise, é a reação onde uma substância composta origina substâncias mais simples. É normalmente uma reação indesejada que ocorre quando a substância é exposta ao calor, à radiação, à umidade ou à acidez. Ex. 2H2O → 2H2 + O2 2. Reação de síntese Também chamada de reação de adição, é a reação onde duas substâncias originam um único composto. Ex. 2Mg + O2 → 2MgO 3. Reação de simples troca Também chamada de reação de deslocamento ou reação de substituição, é a reação onde uma substância simples reage com uma substância composta originando uma substância simples e uma substância composta. Ex. Cℓ2 + 2NaBr →2NaCℓ + Br2 4. Reação de dupla troca Também chamada de reação de metátese, é a reação onde duas substâncias compostas reagem formando duas novas substâncias. Ex. H2SO4 + BaCℓ2 → BaSO4 + 2HCℓ E) Escala de pH: caráter ácido, básico ou neutro Já estudamos que as substâncias podem ser ácidas, básicas (ou alcalinas) e neutras. Queremos, agora, aprofundar nossos conhecimentos sobre o assunto. Começamos entendendo o significado de ácido e sua derivação, acidez. Esta está muito presente em nossa lembrança, ou melhor, em nossa língua. É sinônimo de azedo. Daí, “acetum” (latim) deriva para ácido em português ou “acid” em inglês, por exemplo. Se quisermos associar também a basicidade (vem de básico) ao sabor, lembremo-nos do “leite de magnésia”. Ele é adstringente, “trava” a língua. 14 É importante frisar bem. A maioria dos materiais ácidos ou básicos de laboratório é venenosa ou corrosiva! Não vamos sair por aí “provando-os”, portanto. Apenas fizemos referência aos sabores de forma ilustrativa. E quanto ao caráter neutro de muitas substâncias, o que significa? Para que possamos responde a esse questionamento, é conveniente salientar antes que o caráter ácido de uma substância é oposto ao caráter básico. “No meio do caminho” temos o caráter neutro. Em outras palavras, neutro significa intermediário entre ácido e básico. Ou ainda, quando a substância não é ácida nem básica, é neutra. Algumas substâncias podem ser mais ácidas do que outras? O mesmo vale para as alcalinas? A resposta é sim. Existem faixas de acidez e de alcalinidade. É possível, inclusive, realizar medições, isto é, podemos determinar numericamente quanto uma substância é mais ácida do que outra, por exemplo. Foi idealizada, por Sorensen, uma escala que pode variar de “zero” a “catorze”: a escala de pH. De 0 (zero) a 6,9 , considera-se faixa ácida; exatamente 7, neutro; de 7,1 a 14, básica. Interessante que quanto menor o número (mais próximo de zero), maior a acidez. Aproximando-se de catorze, por outro lado, aumenta a basicidade. Veja ilustração: 0 1 pH 2 3 4 ÁCIDO 5 6 7 8 N 9 10 11 BÁSICO 12 13 14 pH Fig. 6: peagâmetro e escla de pH. Há aparelhos (“peagâmetros”) para medir o pH das substâncias com muita precisão. Obtêm-se, também, bons resultados utilizando-se indicadores. Eles são feitos muitas vezes de papel e mudam de cor de acordo com a faixa de pH em que se encontram. O chamado indicador universal permite-nos fazer leituras de praticamente toda a faixa de pH (0 a 14). Teorias ampliadas sobre ácidos e bases 15 1) Brönsted-Lowry – teoria protônica A teoria iônica tal como Arrenhius a formulou não permitia explicar a existência de reações ácido-base que não ocorressem em solução aquosa. Lowry e Brönsted desenvolveram, independentemente, uma teoria segunda a qual uma reação ácido-base é um processo de transferência de um prótons de uma espécie química (ácido) para outra (base). Por exemplo: HCℓ + NH3 NH4+ + Cℓ- Nesta reação o ácido (espécie que cede prótons - o HCℓ) transfere um próton para a base (espécie que aceita prótons - NH3). Note-se que, ao ceder um próton a espécie HCℓ se converte em Cℓ-, sendo esta nova espécie capaz de aceitar um próton, regenerando a espécie original, ou seja, de acordo com esta definição a espécie Cℓ- é uma base. De forma geral pode dizer-se que quando um ácido cede um próton converte-se numa base e viceversa, surgindo assim o conceito de par ácido-base conjugada. Atenção ! ! ! A definição de ácido de Brönsted-Lowry não invalida a definição de ácido e de base de Arrhenius. Podemos dizer que a definição de Brönsted-Lowry contém a definição de Arrenhius, não sendo verdade o inverso. 2) Lewis - teoria eletrônica A teoria de Brönsted e Lowry não conseguia ainda explicar o comportamento ácido-base de muitas espécies, dado que limitava o conceito a espécies capazes de dar ou aceitar prótons. Como existem muitas espécies que, não contendo prótons na sua composição, ainda assim apresentam comportamento ácido, foi necessário arranjar outra teoria. Assim, surge, em 1923 Gilbert Newton Lewis, com a teoria eletrônica. Esta teoria permite explicar as propriedade básicas de certas substâncias, tais como K 2O e CaO, quando dissolvidas em água, bem como as propriedades ácidas das soluções aquosas de CO 2 e de SO2. Para isso, esta teoria baseia-se no conceito de ácido como espécie química receptora de pares de elétrons e base como uma espécie química doadora de pares de elétrons. Isto só é possível para uma espécie química que possua um par de elétrons disponível (caso de uma base) e estende o conceito de ácido e base para além das espécies capazes de doar ou receber prótons. Vestibular da UFRGS 16 1. UFRGS 2006. Três tubos de ensaio contêm soluções aquosas designadas por A, B e C, cujas características são mostradas no quadro: Solução pH Propriedade <7 A Forma um precipitado pela adição de AgNO3 >7 B Forma um precipitado pela adição de Na2CO3 =7 C Forma um precipitado pela adição de Na2SO4 As soluções A, B e C podem ser, respectivamente, (A) HCℓ, Mg(OH)2 e BaCℓ2. (B) HCI, Aℓ(OH)3 e KBr. (C) H2SO4, CaCℓ2 e AgNO3. (D) NaCℓ, KOH e MgCℓ2. (E) HNO3, Ca(OH)2 e CaCℓ2. 2. UFRGS 2007. Se forem acrescentados 90mL de água a 10mL de uma solução aquosa de KOH com pH igual a 9, o pH da solução resultante será aproximadamente igual a (A) 0,9. (B) 7,0. (C) 8,0. (D) 9,0. (E) 10,0. 3. UFRGS 2008. Uma solução aquosa, levemente ácida, é preparada com concentração adequada de uma substância X. Essa solução pode ser utilizada como colírio. Com base nessas informações, é correto afirmar que a substância X e sua solução aquosa podem ser, respectivamente, (A) hidróxido de bário e água de barita. (B) ácido bórico e água boricada. (C) peróxido de hidrogênio e água oxigenada. (D) óxido de cálcio e água de cal. (E) ácido perclórico e água clorada.
