Química

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius - Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores.Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas dividem-se em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica.

Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve na água.
Ionização é a formação de íons na reação de uma substância molecular com a água, quando esta substância molecular nela se dissolve.

Eletrólitos e não-eletrólitos

Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções eletrolíticas.

Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos.

Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares.

Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.

Conceito de ácido de Arrhenius

Conceito de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H⁺.

Conceito atualizado de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H₃O⁺ (íons hidrônio ou hidroxônio).

Conceito de base de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH^- (íons hidroxila ou oxidrila).

Conceito de sal de Arrhenius

Conceito de sal de Arrhenius - Substância formada na reação de neutralização entre um ácido e uma base, com eliminação de água.

Equação de neutralização de um ácido de Arrhenius por uma base de Arrhenius:

H⁺_(aq) + OH^-_(aq) ® H₂O

Tipos de reação

• Síntese ou adição:

• Decomposição ou análise:

• Deslocamento:

• Metais com a água:

• • Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio.

  • Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio.

  • O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, porém branda.

  • Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor de água a alta temperatura.

  • Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma condição.

• Reação de dupla troca:

• • menos solúvel

  • eletrólito mais fraco

  • mais volátil

Solubilidade em água

Regras de solubilidade em água:

• Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .

• Os nitratos (NO₃^-) e os acetatos (CH₃-COO^-) são solúveis .

• 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

• Os sulfatos (SO₄^2-), em sua maioria, são solúveis na água.
  Principais exceções:
  CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄ e PbSO₄ ® insolúveis

• Os sulfetos (S^2-) 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

• Os carbonatos (CO₃^2-), os fosfatos (PO₄^3-) 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.

Força

• Principais ácidos fortes:

• Principais ácidos semifortes:

• Principais ácidos fracos:

Nota: Na fórmula H_xEO_y, x representa o número de átomos de H ionizáveis.

Volatilidade

Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis

Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H₂S, HCN, HNO₂, HNO₃ e CH₃-COOH

Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H₂SO₄ e H₃PO₄

Única base volátil: hidróxido de amônio

Indícios de ocorrência de uma reação

• mudança de coloração no sistema e/ou

• liberação de gás (efervescência) e/ou

• precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou

• liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente).

Reação de oxirredução

Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.

Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nox.

Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nox.

Agente oxidante ou substância oxidante - Substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons.

Agente redutor ou substância redutora - Substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons.

Balanceamento de equações de oxirredução - Fundamenta-se no fato de o número de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.

Reação auto-oxirredução

Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz.

Ácido de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H⁺ (ou H₃O⁺).

Nomenclatura

Ácido não-oxigenado (H_xE):

ácido + [nome de E] + ídrico

Exemplo: HCl - ácido clorídrico

Ácidos H_xEO_y, nos quais varia o nox de E:

Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:

Nome dos ânions sem H ionizáveis - Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos por eto, ito e ato, respectivamente.

Classificação

Quanto ao número de H ionizáveis:

• monoácidos ou ácidos monopróticos

• diácidos ou ácidos dipróticos

• triácidos ou ácidos tripróticos

• tetrácidos ou ácidos tetrapróticos

Quanto à força

• Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
  Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos H_xEO_y, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO₄, HNO₃ e H₂SO₄.

• Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.
  Exemplos: H₂S e ácidos H_xEO_y, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H₃BO₃.

• Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.
  Exemplos: HF e ácidos H_xEO_y, nos quais (y - x) = 1, como H₃PO₄, HNO₂, H₂SO₃.
  Exceção: H₂CO₃ é fraco, embora (y - x) = 1.

Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido H_xEO_y

1. Ligue a E tantos -O-H quantos forem os H ionizáveis.

2. Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver.

3. Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E ® O).

Ácidos mais comuns na química do cotidiano

• Ácido clorídrico (HCl)

• • O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.

  • É encontrado no suco gástrico .

  • É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.

  • É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.

  • É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.

• Ácido sulfúrico (H₂SO₄)

• • É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.

  • O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.

  • É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.

  • É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.

  • O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais.

  • O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.

  • O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.

  • As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H₂SO₄ e causam grande impacto ambiental.

• Ácido nítrico (HNO₃)

• • Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.

  • É usado na fabricação do salitre (NaNO₃, KNO₃) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

  • As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO₃ e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO₃, mas em proporção mínima.

  • O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.

• Ácido fosfórico (H₃PO₄)

• • Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.

  • É usado como aditivo em alguns refrigerantes.

• Ácido acético (CH₃ - COOH)

• • É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).

• Ácido fluorídrico (HF)

• • Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.

• Ácido carbônico (H₂CO₃)

• • É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:
    CO₂ + H₂O ® H₂CO₃

Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH^-.

Classificação

Solubilidade em água:

• São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.

Quanto à força:

• São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)₂ e Ba(OH)₂.

• São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.
  O NH₄OH é a única base solúvel e fraca.

Ação de ácidos e bases sobre indicadores

Bases mais comuns na química do cotidiano

• Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)

• • É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades.

  • É usado na fabricação do sabão e glicerina:
    (óleos e gorduras) + NaOH ® glicerina + sabão

  • É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.
    HNO₃ + NaOH ® NaNO₃ + H₂O

  • É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.

  • É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.

  • É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H₂ e o Cl₂, que têm grandes aplicações industriais.

• Hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂)

• • É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.

  • É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:

  • É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.

• Amônia (NH₃) e hidróxido de amônio (NH₄OH)

• • Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.

  • A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.

  • A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico.

  • É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₃PO₄

  • A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.

• Hidróxido de magnésio (Mg(OH)₂)

• • É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)₂ é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)₂ neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
    Mg(OH)₂ + 2HCl ® MgCl₂ + 2H₂O

• Hidróxido de alumínio (Al(OH)₃)

• • É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

  •  

Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Teoria protônica de Brönsted-Lowry - Ácido é um doador de prótons (H⁺) e base é um receptor de prótons.

ácido(1) + base(2) Û ácido(2) + base(1)

Um ácido (1) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (2).

Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido.
Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa.

Teoria eletrônica de Lewis - Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação química.

Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

Nomenclatura

nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

Classificação

Os sais podem ser classificados em:

• sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),

• hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e

• hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).

Reações de salificação

Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base

Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH^- da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH^-.

Reação de salificação com neutralização parcial do ácido

Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.

Reação de salificação com neutralização parcial da base

Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH^- ao lado do ânion do ácido.

Sais naturais

Sais mais comuns na química do cotidiano

• Cloreto de sódio (NaCl)

• • Alimentação - É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio.

  • Conservação da carne, do pescado e de peles.

  • Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl_(s) pode atingir -22°C.

  • Obtenção de Na, Cl₂, H₂, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
    NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃, HCl, etc.

  • Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação.

• Nitrato de sódio (NaNO₃)

• • Fertilizante na agricultura.

  • Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).

• Carbonato de sódio (Na₂CO₃)

• • O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda.

  • Fabrição do vidro comum (maior aplicação):
    Barrilha + calcáreo + areia ® vidro comum

  • Fabricação de sabões.

• Bicarbonato de sódio (NaHCO₃)

• • Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
    NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂
    O CO₂ liberado é o responsável pelo "arroto".

  • Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
    O sal de frutas contém NaHCO_{3 (s)} e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO₃ reage com os ácidos liberando CO_{2 (g)}, o responsável pela efervecência:
    NaHCO₃ + H⁺ ® Na⁺ + H₂O + CO₂

  • Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO₂ do NaHCO₃.

  • Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO_{3 (s)} e H₂SO₄ em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO₃ mistura-se com o H₂SO₄, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO₂. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).

• Fluoreto de sódio (NaF)

• • É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.

• Carbonato de cálcio (CaCO₃)

• • É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore.

  • Fabricação de CO₂ e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)₂):
    CaCO₃ ® CaO + CO₂
    CaO + H₂O ® Ca(OH)₂

  • Fabricação do vidro comum.

  • Fabricação do cimento Portland:
    Calcáreo + argila + areia ® cimento Portland

  • Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.

• Sulfato de cálcio (CaSO₄)

• • Fabricação de giz escolar.

  • O gesso é uma variedade de CaSO₄ hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc.

Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

Nomenclatura

Óxido E_xO_y:

nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E]

• O prefixo mono pode ser omitido.

• Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em algarismo romano.

• Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = -2, não há necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E.

Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1:

nome do óxido = peróxido de + [nome de E ]

Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros

• Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N₂O.

• Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos básicos.

• Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.

Óxidos mais comuns na química do cotidiano

• Óxido de cálcio (CaO)

• • É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário.

  • Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)₂.

  • Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes.

  • Pintura a cal (caiação).

  • Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

• Dióxido de carbono (CO₂)

• • É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.

  • O CO₂ não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO₂ que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O₂ que o normal.

  • O CO₂ é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:
    CO₂ + H₂O « H₂CO₃ (ácido carbônico)

  • O CO₂ sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.

  • Atualmente, o teor em CO₂ na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

• Monóxido de carbono (CO)

• • É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico.

  • Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc.

  • A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:
    álcool < gasolina < óleo diesel.

  • A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

• Dióxido de enxofre (SO₂)

• • É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.

  • Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
    S + O₂ (ar) ® SO₂

  • O SO₂ é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H₂SO₄. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.

  • A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO₂ que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

  • O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO₂. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

  • O SO₂ lançado na atmosfera se transforma em SO₃ que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:
    2SO₂ + O₂ (ar) ® 2SO₃
    SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

• Dióxido de nitrogênio (NO₂)

• • É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.

  • Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO₂, que poluem a atmosfera.

  • O NO₂ liberado dos escapamentos reage com o O₂ do ar produzindo O₃, que é outro sério poluente atmosférico
    NO₂ + O₂ ® NO + O₃

  • Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N₂ e CO₂ (não poluentes).

  • Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.