De Cara Com o Enem: Ciências da Natureza - Química

:: Prof. Felipe Custodio

Ácidos e Bases

1. Introdução.

A princípio a Química Inorgânica foi definida como a parte da Química que estudava os compostos extraídos dos minerais, e a Orgânica, como a parte da Química que estudava os compostos extraídos de organismos vivos.

Os cientistas perceberam então que a definição utilizada não era adequada e, devido à constante presença do carbono nos compostos orgânicos, foi proposta a definição aceita atualmente:

Química Orgânica é a parte da Química que estuda a maioria dos compostos do elemento carbono.

Química Inorgânica é a parte da Química que estuda os compostos de origem mineral dos demais elementos químicos, entre os quais se encontram alguns compostos simples de carbono.

1.1 - Ionização

É o processo em que íons são criados quando certas substâncias moleculares se dissolvem em água.

1.2 – Dissociação iônica

É a separação dos íons que ocorre quando uma substância iônica se dissolve em água.

2. Ácidos de Arrhenius

Segundo Arrhenius, os ácidos são eletrólitos e portanto apresentam íons em solução aquosa. Assim, segundo a teoria de Arrhenius, a definição para ácidos atualmente é a seguinte:

Ácidos são compostos covalentes que reagem com a água (sofrem ionização) formando soluções que apresentam como único cátion o hidrônio, H3O⁺.

A ionização é uma reação química que ocorre entre moléculas, produzindo íons que não existiam anteriormente.

2.1 – Classificação dos ácidos

2.1.1 – Quanto à presença de oxigênio na molécula

Hidrácidos: são ácidos que não possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, cujo ânion formado em meio aquoso não possui oxigênio.

Ex: HC_l, HCN, H₂S

Oxiácidos: são ácidos que possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, cujo ânion formado em meio aquoso possui oxigênio.

Ex: HClO₄, HNO₃, H2SO₄

2.1.2 – Quanto ao número de elementos na molécula

Binário: ácido cuja molécula contém dois elementos.

Ex: HF, HI, HBr

Ternário: ácido cuja molécula contém três elementos.

Ex: H₃PO₄, HNO₂, H₂CO₃

Quaternário: ácido cuja molécula contém quatro elementos.

Ex: H₄Fe(CN)₆

2.1.3 – Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monoácido: ácido cuja molécula contém um hidrogênio ionizável.

Ex: HCN, HClO, HNO₃, H₃PO₂

Biácido: ácido cuja molécula contém dois hidrogênios ionizáveis.

Ex: H₂SO3, H₂S, H₃PO₃

Triácido: ácido cuja molécula contém três hidrogênios ionizáveis.

Ex: H₃PO₄

OBS 1: Nos hidrácidos, todos os hidrogênios da molécula são ionizáveis.

OBS 2: Nos oxiácidos, somente são ionizáveis os hidrogênios ligados à átomos de oxigênio. As duas exceções conhecidas são o H₃PO₃ (diácido) e H₃PO₂ (monoácido).

2.1.4 – Quanto à força

A força de um ácido não é medida pelo número de hidrogênios ionizáveis que ele contém, mas sim pela percentagem de hidrogênios que efetivamente sofrem ionização.

Essa ionização efetiva é fornecida pelo grau de ionização α calculado pela relação:

α	=	número de moléculas que se ionizaram
		________________________________________________
		número de moléculas inicialmente dissolvidas

Teoricamente, se nenhuma molécula sofresse ionização, o valor de α seria zero; mas, se isso ocorresse, a molécula não formaria um ácido, o que significa que o grau de ionização α é sempre um número maior que zero.

Por outro lado, se todas as moléculas sofressem ionização, o valor de α seria igual a 1; isso é possível teoricamente, mas não se verifica na prática.

Desse modo, o grau de ionização α é sempre um número compreendido entre zero e 1 ou, se for expresso em percentagem, entre 0% e 100%.

0 < α < 1 ou em percentagem 0% < α < 100%

A partir dessa definição, classificamos os ácidos da seguinte maneira:

Ácido forte: possui grau de ionização α maior que 50%.

Ex:
HClO₄ - α = 97%
HI - α = 95%
HBr - α = 93,5%
HCl - α = 92,5%
HNO₃ - α = 92%
H₂SO₄ - α = 61%

Ácido semiforte: possui grau de ionização α entre 5% e 50%.

Ex:

H₂SO₃ - α = 30%
H₃PO₄ - α = 27%
HF - α = 8,5%

Ácido fraco: possui grau de ionização α menor que 5%.

Ex:
H₂S - α = 0,076%
HCN - α = 0,008%

Hidrácidos

Comparando elementos da mesma família da tabela periódica, quanto maior o raio atômico do átomo ligado ao hidrogênio, maior será a força do ácido. Isso ocorre porque, à medida que o raio atômico aumenta, a eletronegatividade do átomo diminui e, portanto, diminui a intensidade do dipolo formado na molécula do hidrácido. Estando pouco atraído pelo elemento que forma o hidrácido, o hidrogênio é mais facilmente “arrancado” pelo oxigênio da água e o grau de ionização do hidrácido é maior. Assim, temos:

♦ ácidos fortes: (em ordem crescente de força ácida: HI_(aq), HBr(aq) e HCl(aq)

♦ ácidos semifortes: HF_(aq)

♦ ácidos fracos: todos os demais

Oxiácidos

A força do ácido aumenta conforme o grau de oxigenação, ou seja, conforme o número de oxigênios que estabelecem ligação coordenada com o átomo central (oxigênios que não possuem ligação com hidrogênio).

Esses oxigênios, devido à alta eletronegatrividade que possuem, vão provocar um deslocamento de elétrons na molécula em benefício próprio.

Como os átomos de hidrogênio são normalmente os menos eletronegativos numa molécula de ácido, eles sofrerão a maior deficiência eletrônica e serão arrancados mais facilmente pelo oxigênio da água, portanto, o ácido será mais forte:

REGRA PRÁTICA: LINUS PAULING

No Oxigênios –
No Hidrogênios Ionizáveis
= 3 → muito forte
= 2 → forte
= 1 → moderado
= 0 → fraco

2.2 – Nomenclatura dos Ácidos

2.2.1 - Hidrácidos

Ácido ___________________________ ídrico
nome do elemento formador

Exemplos:
HBr → ácido bromídrico
HCN → ácido cianídrico
H2S → ácido sulfídrico

2.2.2 - Oxiácidos

Exemplos:
HClO → ácido hipocloroso
HClO₂ → ácido cloroso
HClO₃ → ácido clórico
HClO₄ → ácido perclórico

2.2.3 Ácidos do fósforo

*H₃PO₃/HPO₂ → mesmo nox (3) para o fósforo
H3PO3 → ácido fosforoso
HPO₂ → ácido metafosforoso (prefixo meta significa menos hidratado)

*H₃PO₄/HPO₃/H₄P₂O₇
H₃PO₄ → ácido fosfórico
HPO₃ → ácido metafosfórico (prefixo meta significa menos hidratado)
H₄P₂O₇ → ácido pirofosfórico

3. Bases de Arrhenius

As bases são eletrólitos e, portanto, liberam íons ao entrar em contato com a água. Assim, a partir da teoria de Arrhenius, podemos definir as bases atualmente da seguinte maneira:

Bases são compostos, capazes de se dissociarem na água liberando íons, mesmo em pequena percentagem, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH^‐.

A dissociação é uma dissolução, ou seja, ao entrar em contato com a água, os íons que já constituem a substância se separam e são cercados por moléculas de água.

Isso significa que, ao contrário do processo de ionização, na dissociação não há reação química com a água, pois os íons já existem (não são formados), apenas se separam ao entrar em contato com o meio aquoso.

Ex:

Classificação das Bases

3.1.1 – Quanto ao número de hidroxilas por fórmula

♦ Monobase: base que apresentam um íon OH- na fórmula.

Ex: KOH, NaOH, AgOH

♦ Dibase: base que apresentam dois íons OH- na fórmula.

Ex: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂

♦ Tribase: base que apresentam três íons OH^- na fórmula.

Ex: Al(OH)₃, Fe(OH)₃

3.1.2 – Solubilidade em água

A solubilidade das bases em água varia bastante, conforme o cátion ligado ao ânion hidróxido.

♦ Bases muito solúveis

São muito solúveis apenas os hidróxidos de metais alcalinos como: hidróxido de lítio, LiOH, hidróxido de sódio, NaOH, hidróxido de potássio, KOH, hidróxido de rubídio, RbOH, hidróxido de césio, CsOH, e o hidróxido de amônio, NH₄OH, que é instável e se decompõe liberando gás amônia e água.

1NH₄OH + H2O → < 1 NH⁴₊^(aq)₊ 1 OH_-(aq) > → 1 NH^3(g) + 1 H₂O^(l)
hidróxido de amônio amônia água.

♦ Bases parcialmente solúveis

São parcialmente solúveis os hidróxidos dos metais alcalinos-terrosos como: hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂, hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂, hidróxido de estrôncio, Sr(OH)₂, hidróxido de bário, Ba(OH)₂, e hidróxido de rádio, Ra(OH)₂.

♦ Bases praticamente insolúveis

A solubilidade de uma base está diretamente ligada ao processo de dissociação (liberação de íons) e assim, por definição, nenhuma base pode ser considerada 100% insolúvel (e indissociável) na água, pois a liberação de íons ocorre, mesmo que em quantidades muito pequenas e até difíceis de detectar.

Todos os demais hidróxidos – com exceção dos mencionados nos dois itens anteriores – são praticamente insolúveis.

3.1.3 Quanto a força

O grau de dissociação α de uma base é uma medida de sua força. O Conceito é análogo ao de ionização dos ácidos e é calculado pela relação:

♦ Bases fortes: são as bases de metais alcalinos e as de metais alcalino-terrosos

O grau de dissociação dessas bases é maior que 5%, podendo chegar a praticamente 100%. Ex: NaOH, Ca(OH)₂

♦ Bases fracas: são as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela periódica e o hidróxido de amônio, NH₄OH. O grau de dissociação dessas bases é em geral igual ou inferior a 5%.

Ex: Al(OH)₃, Fe(OH)₂

3.2 – Nomenclatura das Bases

3.2.1 Bases de metais que possuem carga fixa

Há metais que, ao participarem de uma ligação iônica, o fazem sempre com a mesma carga. Esses metais formarão apenas uma base, cujo o nome deve ser dado seguindo a regra:

Hidróxido de _________________________
nome do elemento

Ex:
AgOH – hidróxido de prata
Ba(OH)2 – hidróxido de bário
NaOH – hidróxido de sódio

3.2.2 Bases de metais que possuem carga variável

A seguir aparece uma tabela com alguns metais importantes que apresentam carga variável. Eles consistem, na sua maioria, de metais de transição, para os quais a regra do octeto não se aplica para explicar essas cargas. Por não apresentarem apenas uma carga, esses metais dão origem a mais de uma base e, dessa forma,o nome deve levar isso em conta para que não haja confusão.

Hidróxido de _______________+ carga do cátion (algarismos romanos)
nome do elemento

Ex:
Fe(OH)₂ – hidróxido de ferro II
Fe(OH)₃ – hidróxido de ferro III
Pb(OH)₂ – hidróxido de chumbo (II)
Pb(OH)₄ – hidróxido de chumbo (IV)

4. Propriedades Ácidos e Bases

Ácidos	Bases
sabor azedo	sabor adstringente
sofrem ionização	sofrem dissociação
conduzem corrente elétrica em solução aquosa	conduzem corrente elétrica em solução aquosa
fenolftaleína – incolor	fenolftaleína – vermelha

5. Indicadores Ácidos e Bases

Os indicadores ácidos e bases têm como objetivos indicar se uma determinada solução tem caráter ácido ou básico. Essa indicação é feita através da mudança de coloração frente às características ácidas ou básicas da solução. Abaixo temos os principais indicadores e suas respectivas colorações em meio ácido, neutro e básico.

Indicador	Cor a pH baixo	Intervalo de pH de mudança de cor (aproximado)	Cor a pH alto
Violeta de Metilo	amarelo	0.0-1.6	azul-púrpura
Azul de Tornassol	vermelho	1.0-6.9	azul-arroxeado
Azul de Timol (primeira transição)	vermelho	1.2-2.8	amarelo
Amarelo de Metilo	vermelho	2.9-4.0	amarelo
Azul de Bromofenol	amarelo	3.0-4.6	violeta
Vermelho do Congo	azul	3.0-5.2	vermelho
Laranja de Metilo	vermelho	3.1-4.4	amarelo
Púrpura de Bromocresol	amarelo	5.2-6.8	violeta
Azul de Bromotimol	amarelo	6.0-7.6	azul
Vermelho de Metila	vermelho	4,4-6,2	amarelo
Vermelho de Fenol	amarelo	6.6-8.0	vermelho;
Azul de Timol(segunda transição)	amarelo	8.0-9.6	azul
Fenolftaleína	incolor	8.2-10.0	rosa-carmim
Timolftaleína	incolor	9.4-10.6	azul
Amarelo de Alizarina R	amarelo	10.1-12.0	vermelho
Carmim de Índigo	azul	11.4-13.0	amarelo