Atualmente, são inúmeras as substâncias conhecidas e catalogadas na Química, e estudá-las individualmente seria praticamente impossível. Agrupá-las de acordo com propriedades e características químicas semelhantes foi a solução encontrada para tal problema. A esses conjuntos de substâncias com propriedades e características semelhantes chamamos funções químicas.
Uma
função química pode ser caracterizada por um átomo ou grupo de átomos, neutros
ou carregados, responsáveis pela semelhança no comportamento químico das
diferentes substâncias que compõem a função.
Iremos
agora estudar as funções inorgânicas, que são os ácidos, as bases, os sais e os
óxidos.
TEORIA
DE ARRHENIUS
Arrhenius,
inicialmente, classificou as substâncias em eletrólitos e não eletrólitos,
conforme suas espécies químicas formassem ou não íons ao serem dissolvidas em
água.
Ele
demonstrou que os não eletrólitos não conduziam corrente porque suas estruturas
mantinham-se inalteradas quando em solução aquosa.
Arrhenius
dizia que uma solução só seria eletrolítica se sofresse o processo de ionização
ou dissociação para haver a liberação de íons.
DISSOCIAÇÃO
É
o processo que ocorre com compostos iônicos em que há a separação dos íons já
existentes devido à quebra do retículo cristalino, pela presença do solvente ou
fusão do sólido.
Dissociação ⇒ separação de íons preexistentes.
Exemplo: O cloreto de
sódio sofre dissociação em meio aquoso, conforme a seguinte equação:
Quando
há a separação dos íons, as moléculas de água envolvem os cátions e ânions
(solvatação).
No
estado líquido, os compostos iônicos também se encontram dissociados, uma vez
que o aquecimento afasta os íons, rompendo o retículo cristalino.
A
ionização também pode ser denominada dissociação, termo frequentemente
empregado em questões de vestibulares. O raciocínio utilizado para essa
denominação é o de que, antes do processo de ionização, átomos ou grupos de
átomos estavam ligados (associados) e, durante o processo de dissociação, houve
a ruptura de ligações, originando íons. Sendo assim, esses átomos ou grupo de
átomos não estão mais associados, tendo havido, portanto, uma dissociação.
GRAU
DE IONIZAÇÃO OU DISSOCIAÇÃO (α)
Para
medir a extensão de uma ionização ou dissociação, utiliza-se o cálculo do
percentual de estruturas que ionizam ou dissociam, α:
O
critério utilizado para classificar um eletrólito, quanto à sua força, é a
condutividade elétrica de sua solução aquosa. Eletrólitos fortes apresentam
soluções aquosas com grande quantidade de íons dissolvidos, portanto,
apresentam alta condutividade elétrica.
ÁCIDOS
A
Teoria de Arrhenius, para as funções inorgânicas, baseia-se nos processos de
ionização ou dissociação dos compostos em meio aquoso.
Segundo Arrhenius,
ácidos são todos os compostos que, dissolvidos em água, sofrem ionização,
liberando, como único cátion, o íon H+. Os ácidos são compostos
exclusivamente moleculares.
Em meio aquoso, o
íon H+ é capturado pela água, dando origem ao íon hidrônio ou
hidroxônio.
OBSERVAÇÃO
• Os ácidos com mais
de um hidrogênio ionizável* liberam o H+ em etapas
sucessivas.
* Hidrogênio ionizável é todo átomo de hidrogênio que pode ser liberado na forma de íon H+, quando o composto é dissolvido em água.
Quanto
ao número de hidrogênios ionizáveis
• Monoácidos (1 H+):
HCl, HNO3, HCN
• Diácidos (2 H+):
H2SO4, H2CO3, H2S
• Triácidos (3 H+):
H3PO4, H3BO3
• Tetrácidos (4 H+):
H4P2O7, H4SiO4
OBSERVAÇÃO: • Não são comuns
ácidos com mais de 4 H+.
Quanto
à força (de acordo com o grau de ionização)
Para
os hidrácidos:
Fortes: HCl <
HBr < HI
Médio: HF
Fracos: os demais
Para
comparar a força entre os hidrácidos de uma série, formados por elementos de
uma mesma família, é necessário levar em consideração o raio atômico desses
elementos. No caso da série HF, HCl, HBr e HI, os átomos de flúor, cloro, bromo
e iodo apresentam raios atômicos diferentes. A ligação H—I é mais fraca que a
ligação H—F, apesar de ser menos polar, devido ao fato de o raio atômico do
iodo ser maior do que o raio atômico do flúor. Quanto maior for o comprimento
de uma ligação, mais facilmente esta será rompida, tornando o composto um
eletrólito forte. Comparando-se os elementos de uma mesma família, o raio
atômico aumenta com o aumento do número atômico, facilitando a ionização do
ácido. Assim, a ordem crescente de força dos hidrácidos é HF < HCl < HBr <
HI.
Para
os oxiácidos:
Podemos
determinar a força de um oxiácido a partir da seguinte regra prática:
Exemplos:
HClO ⇒
1 – 1 = 0 (fraco)
HNO2 ⇒
2 – 1 = 1 (médio)
H2SO4
⇒ 4 – 2 = 2 (forte)
HClO4 ⇒
4 – 1 = 3 (muito forte)
OBSERVAÇÃO
• Essa regra não é
válida para o H2CO3, que é fraco. O ácido carbônico sofre
decomposição, diminuindo a quantidade de moléculas que podem realizar ionização:
H2CO3(aq)
→ CO2(g) + H2O(l)
Cuidado!
H3PO3
⇒ apesar de possuir 3 hidrogênios, somente
2 são ionizáveis (diácido ⇒ 2 H+).
H3PO2
⇒ possui somente 1 hidrogênio ionizável
(monoácido ⇒ 1 H+).
Somente
os hidrogênios ligados a oxigênios nos oxiácidos são ionizáveis, devido à
grande diferença de eletronegatividade entre os dois, o que facilita a quebra
da ligação e a liberação do hidrogênio, na forma iônica.
Para
comparar a força entre oxiácidos de uma série, formados por elementos de uma
mesma família e com mesmo número de oxigênios, é necessário levar em consideração
a eletronegatividade desses elementos. No caso da série HClO, HBrO e HIO, o
número de oxidação do halogênio é igual a +1 e a diferença entre o número de
oxigênios e hidrogênios é zero em todos os compostos. No entanto, os átomos de
cloro, bromo e iodo apresentam eletronegatividades diferentes, característica
que vamos usar para comparar a força dos ácidos. Nesses compostos, o hidrogênio
encontra-se ligado ao oxigênio, que está ligado ao halogênio. A ligação OH será
mais polarizada, portanto, o ácido será mais forte quanto mais eletronegativo
for o halogênio. Comparando-se os elementos de uma mesma família, a
eletronegatividade diminui com o aumento do número atômico. Assim, a ordem
crescente de força dos ácidos é HIO < HBrO < HClO.
Para
comparar a força entre oxiácidos de uma série, formados pelo mesmo elemento
químico e com diferentes números de oxigênios, é necessário levar em
consideração a polarização da ligação OH, gerada pelos grupos ligados à
hidroxila.
No
caso da série HClO, HClO2, HClO3 e HClO4, as
hidroxilas estão ligadas, respectivamente, aos seguintes grupamentos: Cl, ClO,
ClO2 e ClO3. Como o grupamento ClO3 apresenta
mais átomos eletronegativos, ele deslocará a densidade eletrônica da ligação OH
na direção do átomo de oxigênio, pois parte da densidade eletrônica desse
elemento é deslocada na direção do cloro. A ligação OH será mais polarizada,
por isso, o ácido HClO4 será o mais forte. Portanto, quanto mais
eletronegativo for o átomo ligado à hidroxila e quanto maior for o número de átomos
de oxigênios ligados ao elemento central, maior será a força do ácido. Assim, a
ordem crescente de força dos ácidos é HClO < HClO2 < HClO3
< HClO4. Na ionização dos ácidos, ocorre a formação de um
equilíbrio químico. No caso de um eletrólito forte, a maioria das partículas,
na maior parte do tempo, encontra-se na forma de íons. Já no caso de um
eletrólito fraco, a maioria das partículas, na maior parte do tempo,
encontra-se na forma de moléculas.
Quanto
à volatilidade
• Ácidos fixos
(são sólidos ou líquidos pouco voláteis): H3PO4, H3BO3
e o mais fixo de todos, H2SO4.
• Ácidos voláteis
(são gases ou líquidos voláteis): HCl, H2S, HCN(gases) e
HNO3(líquido) .
A
volatilidade de um ácido no estado líquido será menor quanto mais intensas
forem as suas interações intermoleculares. Quanto maior for a polaridade das
moléculas do ácido, mais fortes serão essas interações e menos volátil será o
ácido. Como o ácido cujas interações intermoleculares são mais intensas é o ácido
sulfúrico, este também é o ácido menos volátil.
Nomenclatura
dos Ácidos
Hidrácidos
Retira-se a
terminação -eto do ânion de origem e acrescenta-se a terminação -ídrico,
precedida pela palavra ácido.
Ácido ____________________
ídrico
(nome
do ânon – eto)
OBSERVAÇÃO
• HCl também pode
ser chamado de cloreto de hidrogênio, quando puro no estado gasoso.
Oxiácidos
Retiram-se a
terminações -ito e -ato do ânion de origem e acrescentam-se a terminações -oso
e -ico, respectivamente, precedidas pela palavra ácido.
• Quanto à diferença do
grau de hidratação: Alguns oxiácidos diferem-se pela quantidade de água que
estaria envolvida na sua formação. Esses oxiácidos recebem os prefixos orto-,
piroe meta-, respectivamente, indicando a quantidade de água decrescente.
Exemplo:
PRINCIPAIS ÁCIDOS DO
COTIDIANO
BASES
OU HIDRÓXIDOS
Segundo
Arrhenius, bases são todos os compostos que por dissociação, em solução aquosa,
originam como único ânion o OH–, hidroxila ou oxidrila.
A
maioria das bases são metálicas. A base não metálica mais importante é NH4OH.
Vejamos,
a seguir, as equações de dissociação de algumas bases:
NaOH(s)
→ Na+ (aq) + OH– (aq)
Ba(OH)2(s)
→ Ba2+ (aq) + 2OH– (aq)
Mn(OH)4(s) → Mn4+ (aq) +
4OH– (aq)
No
processo de dissociação das bases, todas as hidroxilas são liberadas. As
polibases dissociam-se por etapas, liberando uma hidroxila por vez.
CLASSIFICAÇÃO
DAS BASES
Quanto ao número
de hidroxilas
• Monobase
(possuem 1 OH–): NaOH, KOH, NH4OH.
• Dibase (possuem
2 OH–): Ca(OH)2, Fe(OH)2.
• Tribase (possuem
3 OH–): Al(OH)3, Fe(OH)3.
• Tetrabase
(possuem 4 OH–): Sn(OH)4, Mn(OH)4, Pb(OH)4.
OBSERVAÇÃO
• Não são comuns
bases que possuem mais de 4 OH–.
Quanto à
solubilidade em água
• Solúveis:
Hidróxidos da família IA (1) (NaOH, KOH, etc.) e NH4OH.
• Parcialmente
solúveis: Hidróxidos da família IIA (2) (Ca(OH)2, Mg(OH)2,
etc.).
• Praticamente
insolúveis: Todos os demais hidróxidos (CuOH, Fe(OH)3, etc.).
Quanto
ao grau de dissociação (α)
• Bases fortes:
Possuem α > 50%. São os hidróxidos das famílias IA (1) e IIA (2), que
constituem bases de natureza iônica. Uma exceção importante é o Mg(OH)2, uma
base fraca utilizada contra acidez estomacal. • Bases fracas: Possuem α <
5%. São todos os demais hidróxidos, que são bases de natureza molecular ou de
baixa solubilidade.
A
força de uma base está intimamente relacionada à sua solubilidade. Quanto maior
a sua solubilidade, maior será o número de íons hidroxila e de cátions que se
desprenderão da rede iônica e, consequentemente, maior será a condutividade
elétrica da solução. A amônia, por exemplo, é um eletrólito fraco, pois, em
solução aquosa, a maioria das partículas de amônia na maior parte do tempo
encontram-se na forma de moléculas.
FORMULAÇÃO
DAS BASES
Uma
base é sempre formada por uma espécie positiva e pelo ânion hidroxila, OH–.
A carga do radical positivo deverá determinar a quantidade de hidroxilas de uma
base, para que as cargas sejam neutralizadas.
NOMENCLATURA
DAS BASES
Escreve-se
a palavra hidróxido seguida da preposição “de” e do nome do cátion ligado à
hidroxila.
Hidróxido de
________________________________
(nome do cátion ligado
à hidroxila)
Exemplos: NaOH:
Hidróxido de sódio
Ca(OH)2:
Hidróxido de cálcio
NH4OH:
Hidróxido de amônio
Al(OH)3:
Hidróxido de alumínio
Porém,
quando o cátion possui mais de um NOx, devemos escrever, após o nome do
elemento e em algarismo romano, o NOx do mesmo.
Exemplos: Fe(OH)2
⇒ Fe2+: Hidróxido de ferro (II)
Fe(OH)3
⇒ Fe3+: Hidróxido de ferro (III)
Uma outra
nomenclatura dá ao elemento com maior NOx o sufixo -ico, e com menor NOx o
sufixo -oso.
Exemplos:
Fe(OH)2:
Hidróxido ferroso
Fe(OH)3:
Hidróxido férrico
CuOH ⇒
Cu+: Hidróxido de cobre (I) ou cuproso
Cu(OH)2
⇒ Cu2+: Hidróxido de
cobre (II) ou cúprico
CARACTERÍSTICAS
DAS BASES
Sabor
As
bases apresentam sabor cáustico ou adstringente. Esse tipo de sabor é popularmente
conhecido como sabor que “amarra a boca”, como o da banana e o do caqui quando
não estão maduros.
Condutividade
elétrica
As
bases solúveis são eletrólitos fortes e conduzem corrente elétrica em solução
aquosa e no estado fundido. Contudo, as bases insolúveis conduzem corrente
elétrica apenas no estado fundido.
• Parcialmente
solúveis: Hidróxidos da família IIA (2) (Ca(OH)2, Mg(OH)2,
etc.).
• Praticamente
insolúveis: Todos os demais hidróxidos (CuOH, Fe(OH)3, etc.).
Ação
recíproca com os ácidos
As
bases apresentam ação recíproca com os ácidos, ou seja, na junção de um ácido
com uma base, um irá “anular” a ação química do outro; a esse processo
denominamos neutralização ácido-base. Os processos de neutralização ácido-base
também podem ser denominados processos de salificação, pois um dos produtos
dessa reação é um sal.
Interação
com indicadores
Os
ácidos e bases ainda têm a propriedade de mudar a cor de determinadas
substâncias chamadas de indicadores ácido-base. Veja os três indicadores
ácido-base mais importantes e suas respectivas colorações no meio ácido e
básico.
Valores
na escala de pH
A
escala de pH é uma escala utilizada para determinarmos a acidez, a neutralidade
ou a basicidade de uma solução aquosa. A escala de pH é uma escala logarítmica
que, para soluções diluídas, apresenta valores compreendidos entre 0 e 14, a 25ºC
pH menor que 7,0
ácido (0 a 7,0)
pH exatamente 7,0
neutro (7,0)
pH maior que 7,0
básico (7 a 14)
A 25 ºC, uma
solução
• é neutra quando
a quantidade de íons H3O+ (aq) é igual à
quantidade de íons OH− (aq). Nessa situação, o
valor de pH é igual a 7;
• é ácida quando a
quantidade de íons H3O+ (aq) é maior do que a
quantidade de íons OH− (aq). Nessa situação, o valor de pH é menor
do que 7. Quanto menor for o pH de uma solução, mais ácida será a solução;
• é básica quando
a quantidade de íons H3O+ (aq) é menor do que
a quantidade de íons OH− (aq). Nessa situação, o valor de
pH é maior do que 7. Quanto maior for o pH de uma solução, mais básica será a
solução.
Como
a escala de pH é logarítmica de base 10, cada diferença de uma unidade na
escala de pH corresponde a uma diferença de concentração de íons H3O+
(aq) de 10 vezes.
Exemplos:
Uma
solução que apresenta pH igual a 2 é 1 000 vezes mais ácida do que uma solução
que apresenta pH igual a 5. Como a diferença de pH entre as duas soluções é
igual a 3 unidades, a concentração de íons H3O+ (aq) na solução de pH
igual a 2 é 103 vezes maior do que a concentração de íons H3O+ (aq) na solução de pH igual a 5.
Uma
solução que apresenta pH igual a 12 é 100 vezes mais básica do que uma solução
que apresenta pH igual a 10. Como a diferença de pH entre as duas soluções é
igual a 2 unidades, a concentração de íons H3O+ (aq) na solução de pH
igual a 12 é 102 vezes menor do que a concentração de íons H3O+ (aq) na solução de pH igual a 10.
PRINCIPAIS BASES DO COTIDIANO
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