Funções Inorgânicas 2 Flashcards
Estudar
Dissociação de bases
As bases quando adicionadas a água, ou seja, em solução aquosa, separam-se os íons já existentes gerando as hidroxilas.
É interessante considerar que cada hidroxila (OH-) que sofre dissociação deixa uma carga positiva para quem fica. Desta maneira sabemos de modo fácil e rápido qual será a carga do cátion.
Observe os exemplos abaixo:
NaOH → Na++ OH-
Ca(OH)2→ Ca2++ 2 OH-
Al(OH)3→ Al3+ + 3 OH-
Mn(OH)4→ Mn4+ + 4 OH-
Considerando a quantidade de hidroxilas liberadas podemos classificar as bases como:
1 OH-= monobase
2 OH-= dibase
3 OH-= tribase
4 OH-= tretrabase
Força e solubilidade
Solubilidade
Solúveis : bases da Família IA (metal alcalino), IIA (metal alcalino terroso) e amônio (NH4OH);
Exceção: as bases de Berílio e Magnésio são consideradas praticamente insolúveis;
Insolúveis: bases dos demais metais.
Força
Bases Fortes: bases das Famílias IA e IIA.
Com exceçãopara Be(OH)2e Mg(OH)2;
Bases Fracas: NH4OH e as demais bases.
Hidróxido de amônio
O hidróxido de amônio é uma base que não apresenta cátion metálico e só existe em solução aquosa. É obtido pelo borbulhamento do gás amônia (NH3) em água como demonstrado na equação abaixo:
Ao contrário das demais bases, a formação do hidróxido de amônio ocorre pela ionização da água e não pela dissociação como vimos nos casos anteriores.
Escala de pH
A escala de pH é utilizada para indicar as condições de acidez e basicidade (ou alcalinidade) de uma determinada solução aquosa não muito concentrada. Esta escala parte do valor zero (soluções extremamente ácidas) até quatorze (soluções muito básicas), passando pelo valor intermediário sete indicando uma solução neutra, ou seja, nem ácida nem básica.
Entre 0 e 7 na escala de pH temos um meio ácido. Isto equivale dizer que a concentração de íons H+ (expressas geralmente em mol/L) é maior que a concentração de hidroxilas (OH-).
Quando o pH é exatamente 7, ou seja, o meio é neutro, a concentração de íons H+ é igual a OH-.
Entre 7 e 14 o meio é básico ou muitas vezes chamado de alcalino. Nestas condições temos maior quantidade de OH- em relação aos íons H+
Indicadores ácido/base
Os indicadores ácido-base são substâncias que indicam visualmente se uma determinada solução se encontra ácida, básica ou neutra dependendo da coloração. Geralmente são ácidos orgânicos fracos e estão envolvidos num processo de equilíbrio químico.
Fenolftaleína
A fenolftaleína é um dos indicadores mais utilizados em laboratórios químicos.
Em meio ácido ou neutro a fenolftaleína é incolor.
No meio básico apresenta coloração vermelha ou rósea.
Papel de tornassol
O papel de tornassol por vezes também é muito utilizado devido a sua praticidade.
Em meio ácido o papel de tornassol fica vermelho e azul quando em contato com bases.
Reações de neutralização total
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização. Uma vez que o produto deste tipo de reação são sais, podemos também denominá-la como reação de salificação.
A neutralização total entre ácidos e bases ocorre quando todos os íons H+ provenientes do ácido são consumidos pelas hidroxilas (íons OH-) derivadas das bases para a formação de água como produto. Os cátions deixados pelas bases formam, juntamente com os ânions provenientes dos ácidos, os sais.
Reação de neutralização: Ácido + Base → Sal + Água
1 HCl +1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O
1 H2SO4 + 1 Ca(OH)2 → 1 CaSO4 + 2 H2O
2 H3PO4 + 3 Mg(OH)2 → 1 Mg3(PO4)2 + 6 H2O
4 NH4OH + H4SiO4 → 1 (NH4)4SiO4 + 4 H2O
Nas reações de neutralização total é sempre importante garantir, através do balanceamento da reação, que todos os íons H+ sejam neutralizados pelos íons OH-.
Nos exercícios que envolvem reação de neutralização, muitas vezes só é solicitado que se faça a neutralização. Fica subentendido deste modo que é a reação de neutralização total.
Reação de neutralização parcial
Nas reações de neutralização parcial temos o consumo de uma parte do ácido (ou da base), sobrando íons H+ ou OH- sem serem neutralizados. Os íons que não foram neutralizados restam na fórmula do sal.
Temos dois tipos de reação de neutralização parcial:
Neutralização parcial do ácido
O ácido está em maior quantidade em relação a base, ou seja, as hidroxilas não são suficientes para consumirem todos os íons H+.
1 H2CO3 + 1 NaOH → NaHCO3 + 1 H2O
Note pelo exemplo acima que o ácido carbônico e o hidróxido de sódio estão na proporção estequiométrica de 1:1. Como o H2CO3 é um diácido (possui dois hidrogênios ionizáveis) e o NaOH é uma monobase (possui apenas uma hidroxila) haverá a neutralização parcial do ácido, ou seja, um H+ será neutralizado por um OH-, sobrando hidrogênio na fórmula do sal. O sal formado é classificado como hidrogenossal.
Neutralização parcial da base
Neste caso a base está em maior quantidade em relação ao ácido. Os íons H+ não serão suficientes para neutralizarem todas as hidroxilas.
1 HCl + 1 Ca(OH)2 → Ca(OH)Cl + H2O
O hidróxido de cálcio é uma dibase enquanto que o HCl é um monoácido. Desta forma observamos que apenas uma água será formada pela neutralização de um íon H+ por um OH-. O sal formado possui ainda hidroxilas e assim sendo são classificadas como hidróxissal.
Geralmente as questões de neutralização parcial o próprio texto da questão indica quais proporções entre ácido e base devemos utilizar.
Sais
Sais são definidos como compostos iônicos formados juntamente com a água numa reação de neutralização ácido-base (total ou parcial). Também podemos dizer que os sais são compostos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Nomenclatura dos Sais
O nome dos sais é derivado dos compostos que lhes deram origem, ou seja, dos ácidos e das bases. Os ácidos geram os ânions e as bases geram os cátions.
Sendo assim, devemos considerar a nomenclatura dos ânions de acordo com a terminação dos ácidos. Observe abaixo:
Ácido. Ânion
Ídrico eto
Oso. Ito
Ico. Ato
Exemplos
NaCl – Cloreto (Cl- derivado do ácido clorídrico HCl) de sódio
CaCO3 – Carbonato (CO32- derivado do ácido carbônico H2CO3) de cálcio
NaNO3 – Nitrato (NO3- derivado do ácido nítrico HNO3) de sódio
NaHCO3 – Bicarbonato (HCO3- derivado do ácido carbônico H2CO3) de sódio
Sais
Tipos, classificação e caráter
Sais ácidos ou hidrogenossais
São derivados da neutralização parcial de um ácido por uma base, restando ainda hidrogênios ionizáveis em suas estruturas.
Sais básicos ou hidóxissais
São sais derivados da neutralização parcial de uma base por um ácido, restando ainda hidroxilas (ou oxidrilas) em suas estruturas.
Sais duplos ou mistos
Formados por dois ácidos (ou duas bases) diferentes.
Exemplo
KNaSO4 – Sulfato duplo de sódio e potássio
KOH + NaOH + H2SO4 → KNaSO4 + 2 H2O
Sais hidratados ou hidratos
Sais que ao cristalizarem mantém uma ou mais moléculas de água. Essas moléculas de água são chamadas de água de cristalização ou água de hidratação.
Exemplo
CuSO4∙ 5 H2O – Sulfato de cobre penta-hidratado (Utilizado no tratamento de água de piscina no combate ao crescimento de algas)
Solubilidade dos sais
A questão da solubilidade de sais em água é extremamente importante no estudo da química. Várias reações e processos químicos são reconhecido a partir da característica de solubilidade destes compostos.
Podemos considerar como regra da seguinte maneira:
Formam Sais Solúveis (sempre):
Ânions: nitrato (NO3-) e acetato (CH3COO-)
Cátions: metais alcalinos e amônio (NH4+)
Os sulfatos (SO42-) são solúveis, com exceção dos sulfatos (principalmente) de cálcio, bário, estrôncio e rádio;
Os carbonatos (CO32-) são insolúveis, com exceção dos carbonatos de metais alcalinos e amônio;
Cloretos (Cl-), Brometos (Br-) e Iodetos (I-) são solúveis, com exceção quando estão ligados a prata (Ag+), chumbo (Pb2+) e mercúrio (Hg22+);
Atenção: é interessante notar que os sais que são solúveis em água sofrem processo de dissociação iônica em grande extensão, ou seja, preferem ficar separados em solução aquosa. Para sais insolúveis, a grande parte daquilo que foi adicionada a água vai para o fundo do recipiente formando corpo de chão ou corpo de fundo e apenas uma pequena parte sofre dissociação para geração de íons em solução aquosa.
