Definições de ácidos e basesA definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.

Assim, quando diluído em água, o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:

Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH -, definindo-se assim como base:

Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual:

Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:

Sendo o NaCl, o cloreto de sódio, o nosso velho conhecido sal de cozinha.

Outras definições de ácidos e bases

Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.

A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.

Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares.

A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.

Identificação dos ácidos e basesOs ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome. Já as base tem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar.

É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH.

Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases).

Escala de pH:

Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala acima.

Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.

Ácidos Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. Na realidade, o H+ se associa a uma molécula de água, formando o H3O+.

HCl     +     H2O     =     Cl1-     +     H301+

H2SO4     +     2 H2O     =     SO42-     +     2 H3O1+

Classificações dos ácidos

- presença ou não de oxigênioOxiácidos: presença de oxigênio na molécula.Exemplos: H2SO4 , HNO3Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.Exemplos: HCl, HCN- número de hidrogênios ionizáveisMonoácidos: presença de 1 H ionizável.

HCl     =     H+     +     Cl-

Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.H2SO4     =     2 H+     +     SO4

2-

Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.H3PO4     =     3 H+     +     PO4

3-

- volatilidadeVoláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 ,    HCl  e  H2SFixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4- grau de ionizaçãoRepresentado pela letra grega alfa, o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar.

alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

Formulação dos ácidosJuntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x-, se utilizam x hidrogênios para formular o ácido.

Hx Ax-

Exemplos:    NO31-            HNO3

                   SO42-            H2SO4

                   PO43-            H3PO4

Nomenclatura dos ácidosHirácidos (H A): a nomenclatura se baseia no nome do elemento e na terminação ÍDRICO.HCl ácido clorídrico     HI  ácido iodídrico    H2S  ácido sulfídricoOxiácidos (Hx A Oy): a nomenclatura se baseia no elemento central e no número de oxidação do mesmo na molécula ou no número de

oxigênios do ácido. Deve-se memorizar os cinco ácidos de referência e os demais são obtidos, conforme o caso, adicionando-se ou retirando-se átomos de oxigênio da molécula do ácido.Na tabela, o  nox do elemento central e o número de oxigênios diminui da esquerda para a direita. As posições ocupadas por X indicam formulações não existentes.

máximo        intermed. alto          intermed. baixo             mínimo per+ico                ico                             oso                       hipo+oso

  HClO4              HClO3                      HClO2                      HClOperclórico              clórico                         cloroso                   hipocloroso

     X                    H3PO4                        H3PO3                       H3PO2                          fosfórico                      fosforoso                 hipofosforoso

     X                    HNO3                          HNO2                            X                           nítrico                          nitroso

     X                    H2SO4                         H2SO3                           X                          sulfúrico                       sulfuroso

     X                    H2CO3                            X                                X                          carbônico

Os ácidos que servem de  referência para a nomenclatura são os da coluna intermediário alto. A partir dele se classificam e nomeiam os demais ácido do elemento.Quando se trata de ácidos que diferem entre si pelo número de hidratação, a nomenclatura pode se basear neste critério.(para melhor decorar)ico    <- ato  (bico de pato)oso   <-  ito  (osso de cabrito)ídrico <- eto  (Frederíco no espeto)

BasesAs bases, segundo Arrhenius, são substâncias que, em solução, se dissociam, originando como único íon negativo o OH1-.

Al(OH)3     =     Al3+     +     3 OH1-

Ca(OH)2     =     Ca2+     +     2 OH1-

 KOH     =      K1+     +     OH1-

Classificação das bases- número de OH1- presente na fórmulamonobase: 1 OH1- , NaOH, KOHdibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2

tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3

tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4

- solubilidade em águasolúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base fraca e volátil).insolúveis: todas as demais.- grau de dissociaçãofortes (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.fracas: todas as demais.

FormulaçãoAdicionam-se tantos OH1- quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion.

Bx+ (OH)x

                                               K1+          KOH                                             Ba2+          Ba(OH)2

                                             Al3+          Al(OH)3

NomenclaturaForma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion.                               KOH              hidróxido de potássio                               Ba(OH)2        hidróxido de bário                               Al(OH)3         hidróxido de alumínio

Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência.        CuOH          hidróxido cuproso     ou      hidróxido de cobre I        CuOH2        hidróxido cúprico       ou     hidróxido de cobre II        Fe(OH)2      hidróxido ferroso   ou         hidróxido de ferro II        Fe(OH)3      hidróxido férrico    ou         hidróxido de ferro III 

O hidróxido de amônioÉ a única base não metálica e só existe em solução. É obtida pelo borbulhamento de amônia em água.

NH3     +     H2O     =     NH41+ OH1-

SaisSegundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H1+ e  pelo menos um íon negativo diferente do OH1-:

CaCl2     =     Ca2+     +     2 Cl1-

Na2SO4     =     2 Na1+     +     SO42-

Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base.

ÁCIDO     +     BASE     =     SAL     +     ÁGUAAs reações de neutralização podem ser de três tipos:

- Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente.

1 H2SO4      +    2 NaOH     =    1 NaSO4     +    2 H2OSais deste tipo são classificados como normais.- Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido.

1 H2SO4      +    1 NaOH     =     NaHSO4     +     H2OSais deste tipo são classificados como ácidos.- Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico.

1 Ba(OH)2     +    1 HCl     =    1 Ba(OH)Cl     +     1 H2OSais deste tipo são classificados como básicos.

Nomenclatura dos sais____________________ de _____________________       nome do ânion                nome do cátionSegue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos.

Ácido Ânionídrico etooso itoico ato

HCl       ácido clorídrico         KCl        cloreto de potássioHNO2     ácido nitroso             NaNO2     nitrito de sódioHNO3     ácido nítrico              KNO3       nitrato de potássioNo caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nox diferentes, deve-se utilizar algarismos romanos para identificação.

Fe(NO3)2          nitrato de ferro IIFe(NO3)3          nitrato de ferro III

No caso de o cátion possuir somente dois nox possíveis, pode-se também optar por utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox.

Fe(NO3)2          nitrato ferrosoFe(NO3)3          nitrato férrico

ÓxidosÓxido é todo composto binário em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Como o flúor é o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio, composto binário gerado pela ligação deste com o oxigênio não é óxido, e sim fluoreto.Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com não metal, dizemos que ele é molecular. As ligações neste tipo de óxido são covalentes.Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com metal, dizemos que ele é iônico.O NOX do oxigênio nos óxidos é 2 -.Óxidos molecularesAlguns não metais formam vários óxidos diferentes. Um destes não metais é o nitrogênio...

NO        NO2        N2O        N2O3        N2O4        N2O5

Esta diversidade de fórmulas faz necessário o uso de uma nomenclatura que possa dificultar a troca de nomes. Esta nomenclatura se baseia em informar os tipos e quantidade de átomos que compõem a fórmula do óxido.

número de átomos na

fórmulaprefixo

01 mono02 di03 tri04 tetra05 penta06 hexa07 hepta

O prefixo mono é dispensável quando fizer referência ao elemento que acompanha o oxigênio.NO        monóxido de mononitrogênio ou monóxido de nitrogênioCO2        dióxido de carbonoSO3        trióxido de enxofreN2O5        pentóxido de dinitrogênioÓxidos iônicosEntre óxidos iônicos diminui a incidência de átomos que possam gerar vários óxidos com fórmulas diferentes. Por isso, a nomenclatura é mais simples, só apresentando o NOX do elemento formador, em algarismos romanos, nos casos em que este não é único. Nos casos de elementos que apresentem dois NOX possíveis, as terminações oso e ico, identificam respectivamente o menor e o maior valor de NOX.Na2O        óxido de sódioCaO        óxido de cálcioK2O        óxido de potássioSrO        óxido de estrôncioFeO        óxido de ferro II ou óxido ferrosoFe2O3        óxido de ferroIII ou óxido férricoOs óxidos podem ser classificados de acordo com suas propriedades.Óxidos ácidos ou anidridos: podem ser obtidos por desidratação de ácidos, eles reagem com base formando sal e água.

H2SO4 - H2O = SO3

H2SO3 - H2O = SO2

2 HNO3 - H2O = N2O5

2 HNO2 - H2O = N2O3

H2CO3 - H2O = CO2

2 H3PO4 - 3 H2O = P2O5

Note que as quantidades de ácido e de água devem ser ajustadas para que não sobre nenhum hidrogênio na fórmula.Estes óxidos reagem com água formando ácidos...

SO2   +   H2O   =>   H2SO3

SO3   +   H2O   =>   H2SO4

Estes óxidos reagem com base formando sal e água...SO3   +   2 NaOH   =>   Na2SO4   +   H2O    (como o H2SO4)CO2   +   Ba(OH)2   =>   BaCO3   +   H2O    (como o H2CO3)

Óxidos básicos: podem ser obtidos da desidratação de bases, os mais importantes são de metais alcalinos e alcalinos terrosos. Reagem com água formando base.

Ba(OH)2  -  H2O = BaO2 KOH   -   H2O = K2O

Estes óxidos reagem com água formando base...BaO   +   H2O   =>   Ba(OH)2

K2O   +   H2O   =>   2 KOHEstes óxidos reagem ácidos formando sal e água...

BaO   +   2 HNO3   =>   Ba(NO3)2   +   H2O    (como Ba(OH)2 )K2O   +   2 HCl   =>   2 KCl   +   H2O    (como KOH)

Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. Os mais importantes são: CO, NO e N2OÓxidos duplos, mistos ou salinos: o metal formador apresenta dois NOX diferentes. Os mais importantes são...

Fe3O4 = Fe2O3 . FeO    (Fe 3+ e 2+ respectivamente)Pb3O4 = PbO2 . 2 PbO    (Pb 4+ e 2+ respectivamente)

Mn3O4 = MnO2 . 2 MnO    (Mn 4+ e 2+ respectivamente)Óxidos anfóteros: são óxidos que apresentam simultaneamente caráter ácido e básico. Por isso, reagem tanto com ácido como com base dando sal e água. Alguns exemplos: ZnO, PbO, PbO2, SnO, SnO2, MnO2 e Al2O3. Na reação de um óxido desse tipo com ácido, se forma cátion do sal, e na reação com base, se forma ânion oxigenado do sal.

ZnO   +   H2SO4   =>   ZnSO4   +   H2OZnO   +   2 NaOH   =>   Na2ZnO2   +   H2O

Reações  QuímicasAs reações químicas são processos através dos quais substâncias são transformadas em outras através do rearranjo dos seus átomos. O estado inicial é representado pelos reagentes e o final pelos produtos. A representação gráfica de uma reação através das fórmulas das substâncias participantes é chamada de equação química.

H2O     +     O2     =>    2 H2O      (faísca)O número escrito antes da fórmula de uma substância revela a quantidade de moléculas da mesma que participam da reação e é denominado coeficiente. Quando omitido, subentende-se que o mesmo é 1. O número subscrito do lado direito do elemento revela a quantidade de átomos do mesmo na fórmula da substância e é denominado índice. Quando omitido, também subentende-se que o mesmo é 1.São os coeficientes que permitem o balanceamento e a conservação dos átomos na equação química. Nos dois lados da reação as quantidades de cada tipo de átomo devem ser iguais.

2 H2     +     O2     =>     2 H2O                                     04 átomos de H             04 átomos de H                                     02 átomos de O             02 átomos de OTipos de reações químicasReações de Síntese: duas ou mais substância originam somente uma como produto.

A     +     B     =>     ABH2     +     S     =>     H2SC     +     O2     =>     CO2

Reações de análise ou decomposição: formam-se duas ou mais substâncias a partir de uma outra única.

AB     =>     A     +     BNaCl     =>     Na     +     ½ Cl2

CaCO3     =>     CaO     +     CO2

Reações de deslocamento ou simples troca: substância simples desloca um elemento de uma substância composta, originando outra substância simples e outra composta.

AB     +     C     =>     CB     +     AQuando a substância simples  (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa (eletropositiva) que A, para poder deslocá-lo. Para isso, devemos nos basear na fila de reatividade ou eletropositividade.

<<<=== reatividade ou eletropositividade aumenta ===<<<Cs  Li  Rb  K  Ba  Sr  Ca  Na  Mg  Be  Al  Mn  Zn  C r  Fe  Co  Ni  Sn  Pb  H  Sb 

As  Bi  Cu  Ag  Hg  Pt  Au 

Um metal que vem antes na fila desloca um que vem depois.2 Na     +     FeCl2     =>     2 NaCl    +     Fe

A reação ocorre pois o Na é mais reativo que o Fe.Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não metal (C) for mais reativo (eletronegativo)  que o não metal B. Para isso, devemos nos basear na fila de reatividade ou eletronegatividade.

<<<=== reatividade ou eletronegatividade aumenta ===<<<F     O     N     Cl     Br     I     S     C     P

Não metal que vem antes na fila é mais reativo (eletronegativo) e desloca um que vem depois.

H2S     +     Cl2     =>     2 HCl     +     SReações de substituição ou dupla troca: duas substância compostas são formadas a partir de outras duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.

AB     +     CD     =>     AD     +     CBAs reações de neutralização são exemplos característicos de rações de dupla troca.

HCl     +     KOH     =>     KCl     +     H2OPara a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das condições.- forma-se pelo menos um produto insolúvel- forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco) - forma-se pelo menos um produto menos volátil.

Tabela de cátions e ânions

Cátions e ânions monoatômicos

cátionsH+ hidrogênioLi+ lítioNa+ sódioK+ potássio

Ag+ prataBe2+ berílioMg2+ magnésioCa2+ cálcioSr2+ estrôncioBa2+ bárioCd2+ cádmioZn2+ zincoB3+ boroAl3+ alumínioBi3+ bismuto

ânionsF- fluoretoCl- cloretoBr- brometoI- iodeto

O2- oxigênioS2- sulfeto

cátions de valência variávelCu+ cobre ICu2+ cobre IIHg+ mercúrio IHg2+ mercúrio IIAu+ ouro IAu3+ ouro IIICo2+ cobalto IICo3+ cobalto IIICr2+ crômio IICr3+ crômio IIIFe2+ ferro IIFe3+ ferro IIIMn2+ manganês IIMn4+ manganês IVNi2+ níquel IINi3+ níquel IIIPt2+ platina IIPt4+ platina IVPb2+ chumbo II

Pb4+ chumbo VSn2+ estanho IISn4+ estanho IVAs3+ arsênio IIIAs5+ arsênio VSb3+ antimônio IIISb5+ antimônio V

cátions e ânions poliatômicos

cátionsHg2

2+ mercúrio INH4

+ amônioânions

AsO33- arsenito

AsO43- arsenato

BO33- borato

C2H3O2-

acetatoCH3COO-

CN- cianetoCO3

2- carbonatoHCO3

- hidrogeno-carbonato

C2O42- oxalato

ClO- hipocloritoClO2

- cloritoClO3

- cloratoClO4

- percloratoCrO4

2- cromatoCr2O7

2- dicromatoMnO4

- permanganatoMnO4

2- manganatoMoO4

2- molibidatoNO2

- nitritoNO3

- nitratoO2

2- peróxidoOH- hidróxido

PO43- fosfato

HPO42- hidrogeno-fosfato

H2PO4- dihidrogeno-

fosfato

SCN- tiocianatoSO3

2- sulfitoHSO3

- hidrogeno-sulfitoSO4

2- sulfatoHSO4

- hidrogeno-sulfatoS2O3

2- tiossulfato

Número de oxidação (NOX)O NOX e o tipo de ligaçãoChamamos de número de oxidação ou nox a carga assumida por um átomo quando a ligação que o une a um outro é quebrada. Existem três  casos a serem analisados com relação ao nox de um elemento: composto iônico, covalente e substância simples.Num composto iônico, ou nox é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo.

Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um elétrons e assume a carga 1-. Então, os nox do Na e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-.Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo. Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nox do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+.

Em uma substância simples, os nox de todos os átomos componentes é igual a zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade. Exemplos: S8, H2, O2, P4, Cgraf, Cdiam.

Regras para a determinação do NOX    Metais alcalinos                                               1+    Metais alcalino-terrosos                                    2+    Oxigênio (menos nos peróxidos, em que é 1-)   2 -    Hidrogênio (menos nos hidretos, em que é 1-)   1+     Alumínio (Al)                                                  3+     Zinco (Zn)                                                       2+     Prata (Ag)                                                       1+     Substâncias simples                                          0   A soma dos números de oxidação num composto é igual a zero.  A soma dos números de oxidação num íon composto é igual a carga do íon.

ExemplosCompostos bináriosO nox de um dos elementos deve ser conhecido para que o outro possa ser calculado.Na ClO Na por ser metal alcalino, tem nox igual a 1+. Como a soma dos nox num composto é igual a zero, o Cl tem nox igual a 1-.Compostos ternáriosO nox de dois dos elementos deve ser conhecido para que o terceiro possa ser calculado.H2SO4O H tem nox igual a 1+. O O tem nox igual a 2-. O nox do S, por ser variável, não consta de tabelas e deve ser calculado. 2 átomos de H somam uma carga total de 2+. 4 átomos de O somam uma carga total de 8-. Para que a carga do composto como um todo seja igual a zero, a carga do S tem de ser igual a 6+.ÍonsA somatória das cargas deve ser igual a carga total do íon.

(NH4)+

O nox do H é igual a 1+. Como os H são em número de 4, a carga total deles é igual a 4+. Para que a carga total seja igual a 1+, o nox do N tem de ser 3-.(SO4)2-

O nox do O é igual a 2-. Como são 4 átomos de O, sua carga total é igual a 8-. Para que a carga total do íon seja igual a 2-, o nox do S tem que ser igual a 6

ExerciciosResolve todos os exercícios do livro "fundamentos de química geral", Hein e Arena, nas páginas 112 e 113: