UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMIÁRIDO DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS BACHARELADO EM CIÊNCIAS E TECNOLOGIA SEMINÁRIO DE INTRODUÇÃO AO CURSO
Funções Inorgânicas
Mossoró, Outubro de 2011. UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMIÁRIDO DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS BACHARELADO EM CIÊNCIAS E TECNOLOGIA SEMINÁRIO DE INTRODUÇÃO AO CURSO
Rodrigo Silva Fernandes
Funções Inorgânicas
Trabalho apresentado a Professora do Curso de Bacharelado em Ciência e Tecnologia, Sanderlir Dias como requisito para obtenção da nota referente à disciplina de Química Geral.
Mossoró, Outubro de 2011.
SUMÁRIO Introdução Ácidos Definição............................................ Definição.................................................................. ............................................ ............................... ......... Classificação..................................................... Classificação............................... ............................................ ...................................... ................ Nomenclatura........................................... Nomenclatura................................................................. ............................................ ......................... ... Exemplos e Aplicações............................................... Aplicações..................................................................... ............................ ...... Bases Definição............................................ Definição.................................................................. ............................................ ............................... ......... Classificação..................................................... Classificação............................... ............................................ ...................................... ................ Nomenclatura........................................... Nomenclatura................................................................. ............................................ ......................... ... Exemplos e Aplicações............................................... Aplicações..................................................................... ............................ ...... Sais Definição............................................ Definição.................................................................. ............................................ ............................... ......... Classificação..................................................... Classificação............................... ............................................ ...................................... ................ Nomenclatura.......................................... Nomenclatura................................................................ ............................................ .......................... .... Exemplos e Aplicações............................................... Aplicações..................................................................... ............................ ...... Óxidos Definição............................................ Definição.................................................................. ............................................ ............................... ......... Classificação..................................................... Classificação............................... .............................................. ...................................... .............. Nomenclatura.......................................... Nomenclatura................................................................ ............................................ .......................... .... Exemplos e Aplicações............................................... Aplicações..................................................................... ............................ ...... Reações.............................................. Reações.................................................................... ............................................ ........................................... ..................... Anexos........................................ Anexos.............................................................. ............................................ ............................................ ............................ ...... Conclusão...................................... Conclusão............................................................. ............................................. ............................................ ......................... ... Referências................................................... Referências............................. ............................................ ............................................ ................................. ...........
INTRODUÇÃO Este trabalho referente a ácidos,bases sais e óxidos que constituem as funções inorgânicas tem como objetivo mostrar as variadas informações dos mesmos, como suas características e onde podem ser encontrados, através de experiências em laboratórios, pesquisas em livros e na internet. O trabalho é dividido em duas partes: uma parte teórica, referente a o que são ácidos, bases e indicadores ácido-base, suas características, onde podemos encontrá-los e suas funções; e outra parte que é prática, esta é feita em laboratório, e baseia-se em experiências que tem como objetivo mostrar como pode ser feita a classificação de substâncias em ácidas, básicas e neutras.
Funções Inorgânicas: Conhecemos atualmente uma infinidade de substâncias químicas sendo uma das mais importantes tarefas na atividade científica separar as substâncias semelhantes em classes ou grupos a fim de facilitar o estudo das mesmas. Em 1675, Nicolas Lemery distingue duas classes de substâncias: as de origem mineral origem vegetal e animal. Por volta de 1777, ocorreu a primeira separação da Química em Inorgânica e Orgânica, proposta pelo químico Torben Olof Bergman, sendo a química orgânica responsável por estudar os compostos de origem nos organismos vivos e a química inorgânica responsável por estudar os compostos extraídos dos minerais. Esta divisão se justificava pelo fato de os químicos da época ainda não terem conseguido sintetizar compostos elaborados pelos organismos vivos, mas apenas separá-los e analisa-los, sendo a química orgânica e a inorgânica consideradas ciências distintas. Com base nesta definição, Jons Jacob Berzelius formulou a teoria da força vital, segundo a qual todo composto orgânico seria dotado de uma força vital, um sopro divino, e este não poderia ser criado em laboratório, impedindo que os compostos orgânicos fossem sintetizados a partir de compostos inorgânicos. Desse modo acreditava-se que os compostos orgânicos só poderiam ser obtidos de outros compostos orgânicos e compostos inorgânicos a partir de compostos inorgânicos, ou seja, seria impossível sintetizar um composto orgânico a partir de um composto orgânico e vice-versa. Em 1928, Friedrich Wӧhler , aluno de Berzelius que também acreditava na teoria da força vital, sintetizou em laboratório a uréia, de fórmula CO(NH) 2 que é um composto orgânico, a partir do cianeto de amônio, NH 4OCN, que é um composto inorgânico, derrubando assim a teoria da força vital. Percebeu-se então que a definição de Bergman para a química orgânica era inadequada e devido a constante presença do carbono nos compostos orgânicos conhecidos da época, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs a definição aceita atualmente que afirma que a química orgânica é a aquela que estuda a maioria dos compostos do elemento carbono e a química inorgânica é a que estuda os compostos dos demais elementos. Vale ressaltar que nem todo composto que possui carbono é orgânico, como exemplo podemos citar o CO 2, CO, CaCO 3, H2CO3, HCN entre outros, mas todo composto orgânico possui carbono.
Mesmo com a quebra da barreira que havia entre a química orgânica e inorgânica, provando que as “duas” químicas se tratavam na verdade da mesma ciência, a divisão da química ainda permanece a fim de facilitar nosso estudo, mas mesmo mantendo a divisão o número de compostos presentes em cada grupo ainda é muito grande, surgindo assim a necessidade de agrupar os compostos desses dois grande grupos em subgrupos, que foram chamados grupos funcionais. f uncionais. Grupos funcionais são conjuntos de substâncias que possuem propriedades químicas semelhantes, denominadas Propriedades Funcionais. As propriedades funcionais atribuem um comportamento químico semelhante a uma série de compostos diferentes. Neste trabalho nos deteremos a estudar os principais grupos funcionais da química inorgânica, que são os Ácidos, as Bases, os Sais e os Óxidos. Estas funções merecem uma atenção especial por participarem de inúmeros processos químicos importantes, que vão de simples reações em laboratório a processos industriais.
ÁCIDOS Os ácidos são substâncias comuns no nosso dia-a-dia, constituindo desde substâncias industriais e domésticas até os nossos líquidos biológicos. Por exemplo o ácido clorídrico que além de ser um importante produto químico industrial também é o principal constituinte do suco gástrico do nosso estômago, o ácido acético presente no vinagre, o ácido lático presente nos iogurtes, o ácido acetilsalicílico, que constitui a aspirina, o ácido muriático, usado para limpeza e muitos outros ácidos. Podemos ainda tentar identificar os ácidos por suas características mais gerais como: ter sabor azedo, desidratar matéria orgânica, a maioria deles são solúveis em água, alteram a cor de determinados corantes usados como indicadores, tem ph menor que 7, podem ser altamente corrosivos e tóxicos. O primeiro conceito de ácido foi estabelecido por Svante August Arrhenius em meados de 1884. Ele relacionou o comportamento ácido com a presença de íons H +, considerou os ácidos eletrólitos e assim os definiu: “Ácidos são substâncias que produzem íons H+ em água”. Mais tarde, ainda seguindo a teoria de Arrhenius, a definição de ácido foi atualizada, segundo a qual os ácidos são compostos covalentes que reagem com a água sofrendo ionização, os seja, a água quebra as suas moléculas e provoca a formação de íons, apresentando como único cátion o H + ou, de outra forma, são substâncias que quando dissolvidas em água aumentam a concentração dos íons H +. HCl(g)
H2O
H+(aq) + Cl-(aq) ou HCl(g) + H2O(l)
H2SO4(g) H2O 2H+(aq) + (SO4)2-(aq) ou H2SO4(g) +H2O(l)
H3O+(aq) + Cl-(aq) 2(H3O)+(aq)+(SO4)2-(aq)
As reações de ionização representadas acima, no caso a ionização do gás cloreto de hidrogênio, que em solução é conhecido com ácido clorídrico e a ionização do ácido sulfúrico estão corretas de ambas as formas mostradas, e isto é explicado pelo fato do íon H+ interagir fortemente com os pares de elétrons não-ligantes das moléculas de água para formar os íons hidrogênio hidratados, assim, a interação de u íon H + com uma molécula de água forma o íon hidrônio, H 3O+(aq). Por isso ocorre a possibilidade de usar o H+(aq) e o H3O+(aq) para representar a mesma coisa. O íon H+ é usado mais frequentemente devido sua simplicidade e conveniência, entretanto o íon H 3O+(aq) representa melhor a realidade. Mais tarde observou-se que a definição de Arrhenius para ácidos possui algumas limitações como ser restrita a soluções aquosas e não permitir prever o caráter ácido de espécies químicas que não possuem o hidrogênio. Para resolver estas limitações várias outras teorias surgiram a fim de definir um ácido, foi então que por volta de 1923 o químico e físico dinamarquês Johannes Nicolaus Br ӧnsted e o químico inglês Thomas Martin Lowry propuseram, independentemente, a seguinte definição: “Um ácido é uma substância (molécula ou íon) capaz de doar um próton, H +, para outra substância”. HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) Portanto quando o HCl se dissolve em água ele atua como um ácido de Brӧnsted-Lowry e o H 2O age como uma base de Br ӧnsted-Lowry, que estudaremos mais adiante. Segundo a definição de Br ӧnsted-Lowry um ácido e uma base sempre atuam juntos na transferência de um próton, assim ácidos e bases que diferem entre si por apenas um próton são denominados par conjugado. Pela teoria de Brӧnsted-Lowry algumas substâncias podem agir como um ácido em certas reações e como base em outras, recebendo o nome de anfóteras. Uma substância anfótera age como base quando combinada com algo bem mais ácido que ela própria e como ácido quando combinada com algo bem mais básico que ela. O conceito de ácido de Br ӧnsted-Lowry não contradiz o conceito de Arrhenius, pelo contrário, ele abrange o conceito conceito de Arrhenius e amplia, mas ainda é restrito a presença do hidrogênio para que ocorra a transferência do próton H +. Assim, para eliminar qualquer tio de limitação, o químico americano ameri cano Gilbert Newton Lewis elaborou um conceito que abrangesse qualquer espécie química sem exceção, assim ele anunciou: “Ácido é toda espécie química (íon ou molécula) capaz de receber um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada”. A definição de Lewis aumenta bastante o número de substâncias que podem ser consideradas ácidos, englobando os conceitos de Brӧnsted-Lowry e Arrhenius e os ampliando para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferência de próton (H+).
Classificação dos Ácidos Os ácidos podem ser classificados de acordo com vários critérios, dentre essas classificações podemos citar: 1ª) Quanto ao Número de elementos formadores: Binários: Formados por dois elementos. Ex: HCl, H 2S,... Ternários: Formados por três elementos. Ex: HCN, H 3PO4,... Quaternários: Formados por quatro elementos. Ex: HOCN, H 3[Fe(CN)6]... 2ª) Quanto a presença ou ausência de Carboxila(-COOH): Orgânicos: Possuem Carboxila. Ex: (CH 3-COOH, HCOO-COOH,...) Inorgânicos: Não possuem carboxila. Ex: H 2CO3, H2CO2, HCN, ... 3ª) Quanto ao Grau de Oxigenação: Sã classificados quanto a presença ou não de oxigênio em sua fórmula. Hidrácidos: São ácidos que não possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, ácidos cujo ânion formado em meio aquoso não possui oxigênio. O nome dos hidrácidos apresenta o sufixo ídrico Exemplos: HCl, HCN, H 2S,... Oxiácidos: São ácidos que possuem o oxigênio em sua fórmula ou, ainda, ácidos cujo ânion formado em meio aquoso possui oxigênio. O nome dos oxiácidos apresenta os sufixos oso ou ico. Exemplos: HNO3, H3PO4, H2SO4,... Para diferenciar diversos graus de oxigenação possíveis são usados os prefixos hipo e per. O prefixo hipo é usado para indicar o oxiácido menos oxigenado de determinado elemento e o prefixo per para indicar o oxiácido mais oxigenado. Exemplo: Ácido Hipocloroso: HClO Ácido Cloroso: HClO 2 Ácido Clórico: HClO3 Ácido Perclórico: HClO 4 4ª) Quanto a Volatilidade: Um ácido é definido fixo ou volátil conforme o valor de seu ponto de ebulição. Fixo: São sólidos ou líquidos com alto ponto de ebulição (acima de 100ºC) e em condições ambiente passam muito lentamente para a fase de vapor. Exemplos: H2SO4 → 338 ºC H3PO4 → 213 ºC H3BO3 → 185 ºC Voláteis: São líquidos voláteis, ou seja, que possuem baixo ponto de ebulição e em condições ambiente passam facilmente para a fase de vapor. Exemplos: HCl → -85 ºC H2S → -59,6 ºC HNO3 → 86 ºC
5ª) Quanto ao Número de Hidrogênios Ionizáveis Representa o número máximo de hidrogênios do composto covalente que reagem com a água e efetivamente dão origem ao íon hidrônio, H 3O+. Para descobrir o número de hidrogênios ionizáveis basta seguir duas regras: A primeira regra afirma que nos hidrácidos o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidrogênios contidos na fórmula do composto. Ex: HCN → 1 hidrogênio ionizável. ionizável. A segunda regra afirma que nos oxiácidos somente são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio. Ex: H3PO4 → 3 hidrogênios ionizáveis. Assim de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis os ácidos são classificados em: Monoácidos: Produz um hidrogênio ionizável. Ex: HCl, HNO 3,...; Diácidos: Produz dois hidrogênios ionizáveis. Ex: H 2SO4, H2CO3, ...; Triácidos: Produz três hidrogênios ionizáveis. Ex: H3PO4, H3BO3,...; Tetrácidos: Produz quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: H 4P2O7, H4SiO4, ...; 6º) Quanto ao Grau de Ionização O grau de ionização ou força ácida mede a maior ou menor extensão da ionização, assim sendo, a força de um ácido é medida pelo seu grau de ionização, representado por α e calculado pela seguinte fórmula:
O grau de ionização é sempre um número maior que zero e menor que um, ou se for expresso em porcentagem, estará entre 0% e 100%. A partir dessa definição classificamos os ácidos da seguinte maneira: Fortes: Possuem grau de ionização maior que 50%. Ex: HClO, H2SO4,HBr, etc. Semifortes ou Moderados: Possuem grau de ionização entre 5% e 50%. Ex: H2SO3, HF, H3PO3, etc. Fracos: Grau de Ionização menor que 5%. Ex: HCN, H3BO3, H2S, etc. A respeito da força dos ácidos ainda podemos citar algumas regras a fim de facilitar a memorização dos principais ácidos dos hidrácidos e dos oxiácidos, nos ajudando a identificar dentro desses grupos os ácidos fortes, moderados e fracos. Hidrácidos: São fortes o HCl, HBr e HI (Ordem crescente de Força ácida); É moderado apenas o HF; São Fracos todos os demais;
Oxiácidos: Dada a fórmula do ácido de um elemento E qualquer: H xEOy, a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios (y-x) será representada por R, assim temos: R ≥ 2: São ácidos fortes. Ex: HClO 4, H2SO4, HNO3; y-x = R R < 2: São ácidos moderados ou fracos. Ex: H3PO4(Moderado), H3BO3 (Fraco), HClO (Fraco); 7ª) Quanto a Estabilidade Em relação a estabilidade, os ácidos podem ser: Estáveis: São aqueles que não sofrem decomposição numa faixa de temperatura e pressão próximas ao ambiente. A maioria dos ácidos é estável. Instáveis: São aqueles que se decompõem parcial ou totalmente à temperatura e pressão ambientes.
Nomenclatura dos Ácidos: A nomenclatura dos ácidos é sempre dada em função do ânion que o constitui. De um modo geral a nomenclatura dos ácidos inorgânicos é dada pelo seguinte esquema: Ácido + nome do ânion com a terminação trocada O nome do ânion segue a tabela de cátions e ânions (anexo 1 deste trabalho). Como visto no esquema acima não basta saber o nome do ânion para dar nome aos ácidos, mas é necessário trocar a terminação do nome do ânion e esta terminação trocada segue a seguinte tabela: Terminação do Nome do Ânion Terminação do Nome do Ácido
eto ídrico
ito oso
ato ico
Assim de acordo com a tabela acima o gás cloreto de hidrogênio, HCl, que em solução age como um ácido e forma os íons H 3O+ e Cl- irá receber o nome ácido clorídrico. Isto é explicado pelo fato do ânion Cl - ser chamado cloreto, assim, seguindo a tabela acima sua terminação seria trocada por ídrico, por isso ácido clorídrico. Ainda para facilitar a nomenclatura dos ácidos usamos a divisão dos mesmos em hidrácidos e oxiácidos, valendo as seguintes regras: Hidrácidos: São geralmente ácidos binários (compostos por dois elementos, sendo um deles o hidrogênio) e a nomenclatura deles é feita com a terminação ídrico, seguindo o esquema: Ácido + nome do ânion com terminação ídrico Exemplos: HCl → ácido clorídrico HBr → ácido bromídrico HI → ácido iodídrico
Oxiácidos: Para a nomenclatura dos oxiácidos seguimos a seguinte regra esquematizada a seguir: ico Ácido + ânion com terminação oso Quando o elemento que constitui o oxiácido forma dois oxiácidos a terminação ico será usada quando o elemento que constitui o oxiácido apresentar Nox maior e a terminação oso quando apresentar Nox menor. Ex: H2SO4 → Nox +6 → Ácido Sulfúrico H2SO3 → Nox + 4 → Ácido Sulfuroso Existe ainda o caso em que o elemento possui Nox mais variável, formando três ou quatro oxiácidos. Para isso utilizamos os prefixos per e hipo em juntamente com as terminações ico e oso, conforme mostrado no item sobre classificação dos ácidos quanto o seu grau de oxigenação. Certos elementos formam vários oxiácidos que diferem difer em entre si, não pelo Nox do elemento central, e sim pelo grau de hidratação, que indica o número de moléculas de “água” que podem ser extraídas da fórmula do composto que dá origem ao oxiácido. Neste caso, usam-se os prefixos orto, piro e meta e pelo sufixo ico (comum a todos). O prefixo orto indica o maior grau de hidratação comparando-se ácidos de determinado elemento, seu uso não é obrigatório. Ex: H 3PO4 (Ácido ortofosfórico) O prefixo piro indica o grau de hidratação intermediário entre o orto e o meta correspondente, seu uso é obrigatório. Ex: H 4P2O7 (Ácido Pirofosfórico) O prefixo meta indica o menor grau de hidratação comparando-se ácidos de determinado elemento, seu uso é obrigatório. Ex: HPO (Ácido Metafosfórico) Para mais exemplos de ácidos e suas nomenclaturas ver o anexo 2(Ácidos, Bases, Sais e Óxidos exemplos)
Ácidos: Principais Exemplos e suas Aplicações H2SO4 - Ácido Sulfúrico: É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85g/cm 3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. É o ácido mais importante na indústria e no laboratório, ele é tão importante para economia de um país que podemos avaliar o seu poder econômico pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome. É usado na fabricação de fertilizantes, velas, explosivos, corantes, baterias de automóveis, fabricação de papel, entre outros. As chuvas ácidas em ambientes poluídos com dióxido de enxofre contêm ácido sulfúrico e causam grande impacto ambiental. HNO3 - Ácido Nítrico: Líquido incolor fumegante ao ar (libera vapores tóxicos de alguma substância dissolvida em seu interior) que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. Depois do ácido 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). HCl - Ácido Clorídrico (Ácido Muriático): Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É usado no processamento de alimentos, limpeza e decapagem de metais, acidificação em poços de petróleo, desgaste de mármores e limpeza em geral. Ele pode ser encontrado no suco gástrico humano. H3PO4 (Ácido Fosfórico): Na sua forma pura é um sólido incolor e cristalino e em solução aquosa da origem a um líquido oleoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido fraco usado na preparação de fertilizantes, na indústria de vidros e como acidulante em bebidas como refrigerantes. H2SO3 - Ácido Sulfuroso: É um ácido semiforte e instável usado no branqueamento de tecidos e como conservante de alimentos e bebidas como vinhos e sucos de uva.
BASES Assim como os ácidos as bases são substâncias muito comuns no nosso dia-dia. Vários líquidos de limpeza contém bases, como por exemplo, o hidróxido de sódio (NaOH) e o hidróxido de amônio (NH 4OH)2), também são usadas para escovar os dentes e até mesmo neutralizar a acidez do estômago, que é o caso do hidróxido de magnésio (Mg(OH)2). Dentre as características mais gerais das bases podemos citar as que as mesmas tem sabor cáustico ou adstringente (“prendem” a língua de modo semelhante ao que faz o caju e muitas outras frutas), a maior parte é insolúvel em água, estriam a matéria orgânica, alteram a cor de determinadas substâncias usadas como indicadores, tem ph maior que 7, podem ser altamente corrosivas ou tóxicas Os primeiros conceitos de bases foram estabelecidos juntamente com os conceitos de ácidos por Svante August Arrhenius em meados de 1884. Ele relacionou o comportamento básico com a presença de íons OH- em solução aquosa, considerou as bases eletrólitos, ou seja, substâncias que apresentam a propriedade de formar ou liberar íons em solução aquosa, e assim, de forma semelhante aos ácidos, às definiram : “ Bases são substâncias que produzem íons OH - em água”. Mais tarde, ainda seguindo a teoria de Arrhenius, a definição de base foi atualizada, segundo a qual as bases são compostos capazes de se dissociarem na água, liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-, ou, de outra forma, são substâncias que quando dissolvidas em água aumentam a concentração de íons OH -.
NaOH(s) Ng(OH)2
H2O H2O
Na+(aq) + Cl-(aq) Mg2+(aq) + 2(OH)-1
As reações mostradas acima representam a reação de dissociação. A dissociação é a consequência da diluição, ou seja, os íons que já constituem a substância se separam e são cercados por moléculas de água. Ao contrário da ionização, na dissociação não há reação química com a água, pois os íons já existem, apenas se separando ao entrar em contato com o meio aquoso, processo também chamado dissociação eletrolítica. eletrolíti ca. Os conceitos de base também evoluíram juntamente com os conceitos de ácidos, possuindo as mesmas limitações, no caso das bases o conceito de Arrhenius se restringia a soluções aquosas e não permitia prever o caráter básico de substâncias que não possuem o grupo hidroxila. Para resolver essas limitações surgiu o conceito de Brӧnsted-Lowry, que propuseram a seguinte definição para base: “Uma base é toda espécie química, íons ou molécula, capaz de receberum próton, H +. NH3(g) + H2O ↔ NH41+ + OH1A amônia é uma base de Arrhenius, pois quando adicionada a água ocorre um aumento na concentração de OH -(aq). Ela també é uma base de Brӧnsted-Lowry pois recebe um próton da H 2O, assim a molécula de H2O atua como um ácido de Br ӧnstedLowry porque doa um próton para a molécula de NH 3. Como já visto o conceito de Br ӧnsted-Lowry ainda possui a limitação de ser restrito a presença de hidrogênio, surgindo um conceito mais abrangente criado por Lewis, que anunciou: “Base é toda espécie química (íon ou molécula) capaz de ceder um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada”. A definição de Lewis para bases teve o mesmo efeito de sua definição para ácidos sobre as definições de Arrhenius e de Br ӧnsted-Lowry, englobando ambos os conceitos e os ampliando para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferência de próton (H+).
Classificação das Bases: As bases podem ser classificadas de acordo com vários critérios, dentre essas classificações podemos citar: 1ª) Quanto ao Número de Hidroxilas É um dos critérios de classificação das bases, onde estas são classificadas de acordo com o número máximo de grupos hidróxidos, OH -, liberados na dissociação de uma fórmula da base em meio aquoso. Monobase: Liberam apenas um hidróxido. Ex: NaOH, NH 4, etc; Dibase: Liberam dois hidróxidos. Ex: Ca(OH) 2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, etc; Tribase: Liberam três hidróxidos. Ex: Al(OH) 3, Fe(OH)3, etc; Tetrabase: Liberam quatro hidróxidos. Ex: Sn(OH) 4, Pb(OH)4, etc;
2ª) Quanto ao Grau de Dissociação O grau de dissociação ou força básica mede a maior ou menor extensão da dissociação, assim sendo, a força de uma base é medida pelo seu grau de dissociação, conceito análogo ao grau de ionização dos ácidos, representado por α e calculado pela seguinte fórmula:
O grau de dissociação é sempre um número maior que zero e menor que um, ou se for expresso em porcentagem, estará entre 0% e 100%. A partir dessa definição classificamos as bases da seguinte maneira: Fortes: São as bases de metais alcalinos e as de metais alcalinos terrosos, que já são iônicos por natureza. Possuem grau de dissociação maior que 5%, podendo chegar (conforme a temperatura e a diluição) a praticamente 100%. Ex: NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc Fracos: São as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela periódica (que são moleculares por sua própria natureza) e o hidróxido de amônio, NH4OH. Possuem grau de dissociação menor que 5%. Ex: NH4OH, etc. 3ª) Quanto a Solubilidade: A solubilidade das bases em água varia conforme o cátion ligado ao ânion hidróxido. Muitos Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalinos (NaOH, KOH, LiOH, etc) e o hidróxido de amônio, NH 4OH, que é instável e se decompõe liberando gás amônia e água. Parcialmente Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (Ca(OH)2, Mg(OH)2, Sr(OH)2, Br(OH)2). Praticamente Insolúveis: Todos os demais hidróxidos não mencionados nos itens anteriores são praticamente insolúveis. 4ª) Quanto a Estabilidade: Estáveis: Hidróxidos dos metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. Instáveis: Todos os demais hidróxidos. As bases instáveis se decompõem formando os óxidos correspondentes e água. Ex: 2Al(OH)3(aq) →Al2O3(s) + 3H2O
Nomenclatura das Bases A nomenclatura das base, ao contrário da dos ácidos, é feita sempre em função do cátion que a constitui. De um modo geral a nomenclatura das bases é dada pelo seguinte esquema: Hidróxido + de + nome do Cátion
O nome do Cátion segue a tabela de cátions e ânions (anexo 1 deste trabalho). Ex: AgOH → Hidróxido de Prata NH4OH → Hidróxido de Amônio Al(OH)3 → Hidróxido de Alumínio O esquema mostrado acima é usado para Bases cujo cátion possui apenas uma valência: Bases cujo cátion possui mais de uma valência obedecem a um esquema análogo ao que foi proposto na nomenclatura dos ácidos Hidróxido +de + nome do Cátion +Valência(em numeral romano) Ou Sufixo oso: menor valência Hidróxido + nome do Cátion + Sufixo ico: maior valência Ex: Fe(OH)2: Hidróxido de Ferro II ou Hidróxido Ferroso Fe(OH)3: Hidróxido de Ferro III ou Hidróxido Férrico CuOH: Hidróxido de Cobre I ou Hidróxido Cuproso Cu(OH)2: Hidróxido de Cobre II ou Hidróxido Cúprico
Bases Exemplos e Aplicações NaOH - Hidróxido de Sódio: É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. Também conhecido como soda caústica é usada na desidratação de gorduras, na fabricação de sabões e detergentes, no branqueamento de fibras (celulose) e como desentupidor de ralos e esgotos. Esse produto pode causar queimaduras graves. NH4OH - Hidróxido de Amônio: É um líquido incolor de odor forte e penetrante obtido pela dissolução de amônia em água. É muito tóxico e irritante aos olhos. É usado na fabricação de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos, em detergentes, na indústria têxtil, no tratamento de madeiras à prova de incêndio, em explosivos e etc. Al(OH)3 - Hidróxido de Alumínio: É uma base fraca, pouco solúvel em água, não inflamável. Forma na água uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa, sendo por isso utilizado no tratamento de água. É vendido nas farmácias e é utilizado para combater azia e acidez estomacal.
Ca(OH)2 - Hidróxido de Cálcio: É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO(cal virgem). É usado na construção civil na preparação de argamassas e caiação de paredes, na neutralização de solos. Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio: É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É o constituinte principal do Leite de Magnésia, usada como antiácido estomacal e também como laxante.
SAIS Os sais também participam da nossa vida diariamente. Vale ressaltar que quando falamos de sal não estamos nos referindo exclusivamente ao cloreto de sódio, também conhecido como sal de cozinhas, este é apenas um dos sais que fazem parte da função inorgânica sal. Eles podem se formar de forma natural ou podem ser obtidos em laboratório, sendo utilizados desde o preparo de uma simples receita em nossas cozinhas até na arquitetura com a fabricação de esculturas de gesso. Como características gerais dos sais podemos citar: ter sabor salgado (o que podemos facilmente comprovar com o cloreto de sódio), mas devemos tomar cuidado pois muitos sais são altamente tóxicos. Eles também conduzem bem a corrente elétrica quando em solução. Pela teoria de Arrhenius os sais são eletrólitos e portanto liberam íons ao entrar em contato com a água, então, baseados na teoria de Arrhenius os sais atualmente são definidos como: “Sais são compostos capazes de se dissociare m na água liberando íons, mesmo que em pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H3O+ e pelo menos um ânion é diferente de OH -. NH4HSO3(s) Al(OH)2Cl(s) )
H2O H2O
1NH41+(aq) + 1H3O1+(aq) + 1SO32-(aq) Al3+(aq) + 2OH1-(aq) + Cl1-(aq)
Observamos que de acordo com a definição de ácido e com a reações representadas acima a solução aquosa de um sal pode ter o íon hidrônio ou o ânion hidróxido, desde que estes não sejam respectivamente o único cátion e o único ânion da solução. Podemos ainda dizer que sais são compostos que podem ser obtidos da reação de uma ácido com uma base, reação esta chamada neutralização ou salificação. Ácido + Base Sal + Água Existem dois tipos de reação de neutralização Ex: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ↔
Por analogia a essa reação o termo sal significa qualquer composto iônico cujo cátion vem de uma base e cujo ânion vem de um ácido
CONCLUSÃO Esse trabalho foi muito útil, pois com ele nós aprendemos mais sobre os ácidos e as bases, como: saber classificá-los, onde podem ser encontradas, como essas substâncias conduzem eletricidade, suas utilidades em geral e certas curiosidades sobre essas substâncias. Também aprendemos que podem ser substâncias muito perigosas, altamente corrosivas e que por esse motivo devem ser manuseadas com cuidado, pois podem causar queimaduras graves. Com todas essas informações sobre ácidos e bases presentes nesse trabalho esperamos ter cumprido o nosso objetivo nesse trabalho, que era passar informações sobre esses compostos e consequentemente termos aprendido com isso.
ANEXO 1: Tabela de Cátions e Ânions Tabela de Cátions Monovalentes +
a Li i c + Na n ê l a + V K a c Rb + i n ú a Cs + m u Ag + m e u NH4 + s s o P H3O +
Au
+
Cu Hg2 a i c n ê l a V a m u e d s i a m m e u s s o P
+
Bivalentes
Lítio Sódio
Be + Mg +
Potássio
Ca
+
Cálcio
Rubídio
Sr
+
Estrôncio
Césio
Ba
+
Bário
Prata
Ra
+
Rádio
Amônio
Zn
+
Zinco
Hidrônio
Cd
+
Cádmio
Ouro I Auroso Cobre I Cu + Cuproso Mercúrio I Hg + Mercuroso Cr + Fe + Co
+
Ni
+ +
Mn Sn
+
Pb
+
Pt + Ti
+
Berilio Magnésio
Cobre II Cúprico Mercúrio II Mercúrico Cromo II Cromoso Ferro II Ferroso Cobalto II Cobaltoso Níquel II Niqueloso Manganês II Manganoso Estanho II Estanhoso Chumbo II Plumboso Platina II Platinoso Titânio II Titanoso
Trivalentes Al + Bi +
Alumínio Bismuto
Au
+
Ouro III Auroso
Cr
+
Cromo III Crômico Ferro III Férrico Cobalto III Cobáltico Níquel III Niquélico Manganês III Mangânico
Fe + Co
+
Ni
+
Mn
Tetravalentes
+
Sn
+
Pb
+
Pt + Ti
+
Estanho IV Estãnico Chumbo IV Plúmbico Platina IV Platínico Titânio IV Titânico
Os elementos Arsênio, As, e Antimônio, Sb, podem formar, em certos casos, cátions pentavalentes: 5+. Trivalentes: 3+ Petavalentes: 5+ + + As Arsênio III ou Arsenioso As Arsênio V ou Arsênico
Sb
+
Antimônio III ou Antimoniosos
Sb
+
Antimônio V ou Antimônico
Tabela de Ânions:
s o i n ê g o l a H
e r f o x n E o i n ê g o r t i N o r o f s ó F
o n o b r a C
FCl ClO ClO2 ClO3 ClO4 Br BrO BrO2 BrO3 BrO4 IIO IO2 IO3 IO4 HS HSO3
-
HSO4 N3 NO2 NO3 NH2 PO3 H2PO2
-
H2PO4
-
CN NC OCN NOC ONC SCN HCO3 HCOO
-
Monovalentes Fluoreto Cloreto Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Brometo Hipobromito Bromito Bromato Perbromato Iodeto Hipoiodito Iodito Iodato Periodato Mono-hidrogenossulfeto ou Bissulfeto Mono-hidrogenossulfito ou Bissulfito Mono-hidrogenossulfato ou Bissulfato Azoteto Nitrito Nitrato Amideto Metafosfato Hipofosfito di-hidrogenofosfato ou fosfato diácido Cianeto Isocianeto Cianato Isocianato Fulminato Tiocianato Mono-hidrogencarbonato ou Bicarbonato Metanoato ou formiato
H3C – COO - Etanoato ou Acetato
o ã ç i s n a r T e d s i a t e M
-
CrO2
MoO2
-
Molibdito
RuO2
-
Rutenito
FeO2
-
Ferrito -
MnO4
Permanganato
Au
Cloroaurato
H-
Hidreto
OH s o r t u O
Monovalentes Cromito
-
Hidóxido
BO2
-
Metaborato
BF4
-
Fluorborato
AlO2
-
Aluminato
AsO2
-
Metarsenito
SbO2
-
Metantimonito
BiO2
-
Bismutato
Bivalentes Oxigênio O2-
Óxido
O22-
Peróxido
O42-
Superóxido
N2O22-
Nitrogênio Hiponitrito Fósforo
HPO32HPO42-
Fosfito Mono-hidrogenofosfato Fosfato monoácido
C22-
Carbono Acetileto (carbeto)
CO32-
Carbonato
C2O42-
Oxalato
S
e r f o x n E
Bivalentes Sulfeto
-
SO3
-
Sulfito
SO4
-
Sulfato
S 2O3 -
Tiossulfato
S 2O4 -
Hipossulfito
S 2O5 -
Pirossulfito
S 2O6 -
Hipossulfato ou ditionato
S 2O7 -
Pirossulfato
S 2O8 -
Peroxodissulfato
S 4O6 -
Tetratioato
S nO6 -
Politionato (n=2,3,4,5,6) (orto)cromato dicromato Molibdato Tungstato Manganito Manganato Ferrato Hexacloroplatinato Zincato Berilato Tetraborato Metassilicato Fluorsilicato Estanito Estanato Plumbito Plumbato Seleneto Selenito Selenato Telureto Telurito Telurato
CrO4 o Cr2O7 ã ç MoO4 i s n WO 4 a r T MnO3 e d MnO 4 s i a t e FeO4 M PtCl6 ZnO2 BeO2 B4O7 SiO3 SiF6 SnO2 SnO3 s o PbO2 r t u PbO3 O Se SeO3 SeO4 TeTeO3 TeO4 -
Trivalentes N3-
Nitrogênio Nitreto
P3PO4
Fósforo Fosfeto (orto)fosfato
-
[Fe(CN)6]
-
Metais de Transição Ferricianeto Outros (orto)borato Arsenito (orto)arsenato antimonito (orto)antimonato
-
BO3 AsO3 AsO4 SbO3 SbO4 -
Tetravalentes Fósforo hipofosfato Pirofosfato
P2O64P2O7 [Fe(CN)6]
-
Metais de Transição Ferrocianeto
C4-
Carbono Metaneto
SiO4 As2O7 Sb2O7 -
Outros (orto)silicato Piroarsenato Piroantimonato
Anexo 2: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos exemplos Ácidos Nomenclatura Nomenclatura Ácido Clorídrico Ácido Hipocloroso Ácido Perclórico Ácido Nitroso Ácido Nítrico Ácido Sulfuroso Ácido Sulfúrico Ácido Carbônico Ácido Fosfórico Ácido Metafosfórico Ácido Pirofosfórico Ácido Fosforoso Ácido Hipofosforoso
Fórmula HCl HClO HClO4 HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 H2CO3 H3PO4 HPO3 H4P2O7 H3PO3 H3PO2
Cátion H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+
Ânion Cl(ClO)(CLO4)(NO2)1(NO3)1SO32SO42CO32PO43PO31P2O74HPO32H2PO21-
Bases Nomenclatura Nomenclatura Hidróxido de Sódio Hidróxido de Potássio Hidróxido de Magnésio Hidróxido de Cálcio Hidróxido Ferroso Hidróxido Plumboso Hidróxido Áurico Hidróxido de Cobre II
Fórmula NaOH KOH Mg(OH)2 Ca(OH)2 Fe(OH)2 Pb(OH)2 Au(OH)3 Cu(OH)2
Cátion (OH) (OH)(OH)(OH)(OH)(OH)(OH)(OH)-
Ânion Na+ K+ Mg2+ Ca2+ Fe2+ Pb2+ Au3+ Cu2+
Sais Nomenclatura Nomenclatura Cloreto de Sódio Hipoclorito de Sódio Clorito de Sódio Clorato de Sódio Perclorato de Sódio Sulfeto de Cálcio Sulfito de Magnésio Sulfato de Sódio Nitrito Ferroso Nitrato Férrico Cianeto Plumboso Cianato de amônio Permanganato de Potássio Dicromato de Potássio Bicarbonato de Sódio Bissulfato de Potássio
Fórmula NaCl NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4 CaS MgSO3 Na2SO4 Fe(NO2)2 Fe(NO3)2 Pb(CN)2 NH4CNO KMnO4 K2Cr2O7 NaHCO3 KHSO4
Cátion Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ Ca2+ Na+ Na+ Fe2+ Fe3+ Pb2+ (NH4)+ K+ K+ Na+ K+
Ânion Cl(ClO)(ClO2)(ClO3)(ClO4)S2(SO3)2(SO4)2(NO2)(NO3)(CN)(CNO)(MnO4)(Cr2O7)(HCO3)(HSO4)-
Óxidos Nomenclatura Nomenclatura Óxido de Sódio Óxido de Cálcio Óxido de Magnésio Óxido Férrico Óxido de Chumbo IV Óxido Cuproso Monóxido de Carbono Dióxido de Carbono Dióxido de enxofre Trióxido de Enxonfre
Fórmula NaO2 CaO MgO Fe2O3 PbO 2 Cu2O CO CO2
Cátion Na+ Ca + Mg + Fe + Pb + Cu+
nion OOOOOOOOOO-
Referências José Covre, Geraldo. Química Total. São Paulo: FTD, AS. 1941, vol. único Reis, Martha. Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FTD, AS, 2001, vol. 1. Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Busrten, B.E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; São Paulo: Pearson, 2005 Feltre, Ricardo. Química: Química Geral. 4ª ed.; São Paulo: Moderna,1994, vol. 1. Reis, Martha. Completamente Química: Química Orgânica. São Paulo: FTD, AS, 2001, vol. 1. Usberco, João; Salvador, Edgard. Química Essencial. 1ª ed.; São Paulo: Saraiva, 2001, vol. Único. Sardelha. Química. 5ª edição. São Paulo: Ática, 2003, v. único.
