DEFINIÇÃO DE ÓXIDO

Óxidos são compostos binários nos quais o oxigénio é o elemento mais electronegativo. Exemplo: H₂O (Água), CO₂ (Dióxido de Carbono), Fe₂O₃ (Oxido de Ferro III), SO₂ (Dióxido de enxofre), P₂O₅ (Pentóxido de difósforo), etc.

Formula Geral dos Óxidos: X₂O_n onde: X é o numero que se combina com oxigénio; n é a valência do elemento X e 2 é a valência do oxigénio.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS QUANTO AS PROPRIEDADES QUÍMICAS

Óxidos Ácidos ou Anidridos

São óxidos formados por não-metais (e, nesse caso, são compostos geralmente gasosos) ou por metais com números de oxidação elevados, como, por exemplo: SO₃, CO₂ ou CrO₃, MnO₃, Mn₂O₇ etc.

Propriedades: reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma base, produzindo sal e água.

SO₃             —             anidrido sulfúrico           (Nox. do enxofre = +6)

SO₂             —             anidrido sulfuroso           (Nox. do enxofre = +4)

N₂O₅          —              anidrido nítrico               (Nox. do nitrogénio = +5)

N₂O₃          —              anidrido nitroso              (Nox. do nitrogénio = +3)

Óxidos Básicos

São formados por metais com números de oxidação baixos (+1, +2 ou +3).

Propriedades: Reagem com a água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água.

Nomenclatura dos óxidos básicos

Quando o elemento forma apenas um óxido, dizemos:

Óxido de ………………………………

                  (Nome do elemento)

Exemplo:   Na₂O — óxido de sódio

                   CaO — óxido de cálcio

Fe₂O₃      —    óxido férrico            (Nox. do ferro = +3)

FeO          —    óxido ferroso          (Nox. do ferro = +2)

CuO    —   óxido cúprico                (Nox. do cobre = +2)

Cu₂O   —   óxido cuproso               (Nox. do cobre = +1)

Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos indicar o número de oxidação do elemento por um algarismo romano:

Exemplo: Óxido de ………………………………..       ………………………………..

                                  (Nome do elemento)           (Algarismo romano)

Fe₂O₃  —    óxido de ferro   III

FeO   —      óxido de ferro   II

CuO  —       óxido de cobre II

Cu₂O  —      óxido de cobre I

Peróxidos (O₂^2-)

São óxidos onde o grupo peróxido se encontra ligado aos metais alcalinos ou alcalino-terrosos. Todos os óxidos que aparentam ter excesso de oxigénio em relação à valência do outro elemento chamam-se peróxidos.

Propriedades:

Reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo Sal e água oxigenada (H₂O₂).

Exemplo: Na₂O₂ + H₂SO₄                      Na₂SO₄ + H₂O₂

Reagem com agua formando base e agua oxigenada.

Exemplo: Na₂O₂ + 2 H₂O                       2 NaOH + H₂O₂

Os peróxidos mais comuns são:

• peróxido de hidrogênio: H₂O₂ (quando em solução aquosa se chama água oxigenada);
• peróxidos dos metais alcalinos: Na₂O₂, K₂O₂ etc.;
• peróxidos dos metais alcalino-terrosos: BaO₂ etc.

Superóxidos ou Polióxidos (O₂^–)

São óxidos onde o grupo superóxido se encontra ligado aos metais alcalinos ou alcalino-terrosos.

Propriedades: Reagem com ácidos diluídos produzindo sal, água oxigenada e oxigénio.

Exemplo: 2NaO₂ + 2HCl                             2NaCl + H₂O₂ + O₂

                        Ba(O₂)₂ + H₂SO₄                      BaSO₄ + H₂O₂ + O₂

Ácidos:

Do ponto de vista teórico, Arrhenius definiu:

Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como ião positivo apenas o catião hidrogénio (H⁺).

Segundo Bronsted e Lowry (1923), ácidos são substâncias capazes de doar um protão (H⁺) numa reacção química ou solução aquosa.

Exemplos:

 Formula Geral

Estes obedecem a seguinte fórmula geral: H_nA, Onde:

n é o número de átomos de hidrogénio (H).

A é radical ácido com valência n.

PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ÁCIDOS

Reação com bases:

Sal + Base                                             Sal +Água

2HCl_(aq) + Ca(OH)_2(aq)                              CaCl_2(s)  + H₂O_(l)

Reação com Metal

Ácido + Meta                             Sal + Hidrogénio

H₂SO_4(aq) + Fe_(aq)                           FeSO_4(s) + H_2(g)

Reacção com Sal

Ácido + Sal                               Sal + Ácido

HCl_(aq) + AgNO_3(s)                          AgCl_(s) +HNO_3(aq)

Reação com Óxido Metálico / Básico

Ácido + Óxido metálico                              Sal + Água

Na₂O_(s) + 2HCl_(aq)                              2NaCl_(s) + H₂O_(l)

CaO_(s)  + H₂SO_{4 (aq)}                            CaSO_4(s) + H₂O_(l)                  

TEORIA DE DISSOCIAÇÃO ELECTROLÍTICA DE ARRHENIUS. ELECTRÓLITOS FORTES E FRACOS

Quando uma substancia dissolve-se em agua, vai se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz corrente eléctrica. Em outros casos a divisão vai alem de moléculas, estas dividem-se em partículas ainda menores com carga eléctrica, denominadas iões. Neste caso a solução conduz corrente eléctrica.

Electrólito Forte

É uma substancia que forma solução na qual o soluto esta presente quase totalmente como iões. Quase todos compostos solúveis são electrólitos fortes. Exemplo: HCl, NaCl, etc. Ou o electrólito é forte quando o grau de imunização (α >50%. Exemplos: HCl (α = 92%), H₂SO₄ (α = 61%) etc. Existem muito poucos compostos moleculares que são electrólitos fortes, Exemplo: HCl, HBr e HI.

Electrólitos Fracos

Forma uma solução na qual o soluto se ioniza incompletamente na solução. Exemplo: CH3COOH – Ácido acético, pequena fracção das suas moléculas se separa em iões H⁺ e iões CH3COO^–. Ou o electrólito é fraco quando grau de ionização α < 5%. Exemplos: HCN (α = 0,008%), H₂CO₃ (α = 0,18%) etc.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS

a) De acordo com o número de hidrogénios ionizáveis

• Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H⁺ (HCl, HNO₃ etc.).
• Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H⁺ (H₂SO₄, H₂CO₃ etc.).
• Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H⁺ (H₃PO₄, H₃BO₃ etc.).
• Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H⁺ (H₄P₂O₇, H₄SiO₄ etc.).

Os ácidos com 2 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos.

b) De acordo com a presença ou não de oxigénio na molécula

• Hidrácidos: não contêm oxigénio (HCl, HBr, H₂S etc.).
• Oxiácidos: contêm oxigénio (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ etc.).

c) De acordo com o grau de ionização

• Ácidos fortes: quando α > 50%. Exemplos: HCl (α = 92%), H₂SO₄ (α = 61%) etc.
• Ácidos moderados ou semi-fortes: quando 5 < α < 50%. Exemplos: HF (α = 8%), H₃PO₄

(α = 27%) etc.

• Ácidos fracos: quando α < 5%. Exemplos: HCN (α = 0,008%), H₂CO₃ (α = 0,18%) etc.

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS

Com auxilio da tabela abaixo (tabela de aniões), torna-se fácil escrever as formulas dos ácidos mais usuais. Basta lembrar a fórmula geral de um ácido inorgânico.

a) Hidrácidos

O nome é feito com a terminação ídrico:

Ácido ………………………………..Ídrico

                  (Nome do anião)

Exemplo: HCl — ácido clorídrico                                      H₂S — ácido sulfídrico

                  HI — ácido iodídrico                                         HCN — ácido cianídrico

b) Oxiácidos

• Quando o elemento forma apenas um oxiácido, usa-se a terminação ico:

Ácido ………………………………..ico

                  (Nome do anião)

Exemplo: H₂CO₃ — ácido carbónico                   H₃BO₃ — ácido bórico

• Quando o elemento forma dois oxiácidos:

Exemplos:

    +5                                                                                            +6

HNO₃ — ácido nítrico                                   H₂SO₄ — ácido sulfúrico

    +3                                                                                           +4

HNO₂ — ácido nitroso                                  H₂SO₃ — ácido sulfuroso

• Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos:

  Ácido per …………………………………………… ico

  Ácido ………………………………………………… ico

  Ácido ………………………………………………… oso        Diminuição do Nox. do elemento central

  Ácido hipo …………………………………………. oso

Exemplos:

   +7                                                                        +3

HClO₄ — Ácido perclórico                                HClO₂ — Ácido cloroso

   +5                                                                        +1

HClO₃ — Ácido clórico                                     HClO — Ácido hipocloroso

Ácidos importantes

a) Ácido sulfúrico — H₂SO₄

O H₂SO₄ puro é um líquido incolor, oleoso, denso (d = 1,84 g/mL), corrosivo e extremamente solúvel em água (para diluí-lo, deve-se despejá-lo lentamente em água, e nunca o contrário, pois, devido ao calor liberado, quando se despeja água sobre H₂SO₄, ele vaporiza rapidamente e pode se projetar contra as mãos ou o rosto do operador). O H₂SO₄ ferve a 338 °C, que é um valor bem acima da temperatura de ebulição dos ácidos comuns; por isso é considerado um ácido fixo, isto é, pouco volátil.

Os principais usos do ácido sulfúrico são:

• Na produção de fertilizantes agrícolas, como os superfosfatos;
• Na produção de compostos orgânicos (plásticos, fibras têxteis, celulose, corantes, tintas, pigmentos etc.);
• Na produção de outros ácidos (H₃PO₄; HNO₃ etc.);
• Na limpeza de metais e ligas metálicas (aço);
• No refino do petróleo;
• Em baterias de automóveis.

b) Ácido clorídrico — HCl

O HCl puro, chamado de gás clorídrico ou cloridreto ou cloreto de hidrogênio, é um gás incolor, não-inflamável, muito tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água (cerca de 450 L de gás clorídrico por litro de água, em condições ambientes). Sua solução aquosa é denominada ácido clorídrico. Trata-se de uma solução incolor que, quando concentrada, contém cerca de 38% de HCl em massa, é fumegante (pois libera vapores de HCl), sufocante, muito tóxica e corrosiva.

Na indústria, o HCl é preparado por síntese direta:

H₂ + Cl₂                  2 HCl

E, em laboratório, a partir do NaCl (sólido):

2 NaCl + H₂SO₄                             Na₂SO₄ + 2 HCl

Aplicações

O ácido clorídrico é usado na hidrólise de amidos e proteínas (indústria de alimentos); na produção de corantes, tintas, couros etc. Na limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo, usa-se o ácido muriático, que é o ácido clorídrico impuro. Além disso, é importante destacar que o ácido clorídrico é um dos componentes do suco gástrico existente em nosso estômago. Sua ação é ajudar a digestão dos alimentos.

c) Ácido nítrico — HNO3

O ácido nítrico é um líquido incolor, muito tóxico e corrosivo. Ferve a 83 °C. É muito solúvel em água e, com o tempo e a influência da luz, sua solução fica avermelhada devido à decomposição do HNO₃ em NO₂.

Industrialmente, o ácido nítrico é preparado a partir do NH3, segundo as reações:

4 NH₃ + 5 O₂   ^catalisador      4 NO + 6 H₂O

2 NO +   O₂                         2 NO₂

3 NO₂ +  H₂O                      2 HNO₃ + NO

E, em laboratório:

2 NaNO_3(s) + H₂SO₄                           Na₂SO₄ + 2 HNO₃

O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos (explosivos, corantes, medicamentos etc.), na produção de fertilizantes agrícolas (por exemplo, NH₄NO₃), na produção de nitratos etc.

Nas equações químicas, o termo “catalisador”, sobre a flecha, indica um composto que acelera a reacção, e o símbolo Δ indica aquecimento.

BASES OU HIDRÓXIDOS

Definição de base de Arrhenius

Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iónica, libertam, como ião negativo, apenas o anião hidróxido (OH^–), também chamado de oxidrila ou hidroxila.

Propriedade das Bases

Reacção com Ácidos:

Base + Ácido                        Sal + Água (reacção de neutralização)

NaOH_(aq) + HCl_(aq)                               NaCl_(s) + H₂O_(l)

Reacção com Óxidos

Base + Óxidos ácidos                           Sal + Água

2NaOH_(aq) + CO_2(g)                           Na2CO_3(s) + H₂O_(l)

Reacção com Sais

Base + Sal                                 Sal + Base

KOH_(aq) + NH₄Cl_(s)                          NaCl_(s) + NH₄OH_(aq)

CLASSIFICAÇÕES DAS BASES

a) De acordo com o número de hidroxilas (OH^–)

• Monobases: possuem apenas uma oxidrila (OH^–). Exemplos: NaOH, NH₄OH etc.
• Dibases: possuem duas OH^–. Exemplos: Ca(OH)₂, Fe(OH)₂ etc.
• Tribases: possuem três OH^–. Exemplos: Al(OH)₃, Fe(OH)₃ etc.
• Tetrabases: possuem quatro OH^–. Exemplos: Sn(OH)₄, Pb(OH)₄ etc.

Não existem bases com mais de quatro oxidrilas por molécula.

b) De acordo com o grau de dissociação

• Bases fortes: são aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ etc., que já são iónicos por natureza. O Mg(OH)₂ é uma excepção à regra, pois constitui uma base fraca.
• Bases fracas: cujo grau de dissociação é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de amônio (NH₄OH) e dos hidróxidos dos metais em geral (excluídos os metais alcalinos e alcalino-terrosos), que são moleculares por sua própria natureza.

BASES IMPORTANTES

a) Hidróxido de sódio — NaOH

O hidróxido de sódio, também chamado de soda cáustica, é um sólido branco, de ponto de fusão 318 °C, muito tóxico e corrosivo e bastante solúvel em água (dissolução muito exotérmica). É produzido, industrialmente, por eletrólise de soluções aquosas de NaCl:

2 NaCl + 2 H₂O                        2 NaOH + H₂ + Cl₂

É uma das bases mais usadas pela indústria química, servindo na preparação de compostos orgânicos (sabão, seda artificial, celofane etc.), na purificação de óleos vegetais, na purificação de derivados do petróleo, na fabricação de produtos para desentupir pias etc.

b) Hidróxido de cálcio — Ca(OH)₂

O hidróxido de cálcio é conhecido por cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. Esses nomes provêm de seu método de preparação, que é por hidratação do óxido de cálcio (CaO), chamado de cal viva ou cal virgem:

CaO     +    H₂O                    Ca(OH)₂

Cal viva                                  Cal hidratada

O Ca(OH)2 é um sólido branco pouco solúvel em água. A suspensão aquosa de Ca(OH)2 é chamada de leite de cal ou água de cal. O maior uso do hidróxido de cálcio é na construção civil:

• na preparação de argamassa (massa para assentar tijolos);
• na pintura de paredes (caiação). É usada também na agricultura, como inseticida e fungicida, e ainda no tratamento (purificação) de águas e esgotos.

1. c) Hidróxido de amónio — NH₄OH

O hidróxido de amónio não existe isolado, sendo, na verdade, uma solução aquosa de NH₃ (amoníaco ou amónia):

NH₃ + H₂O                       NH₄OH

O NH₃, por sua vez, é preparado por síntese directa (processo de Haber-Bosch):

N₂ + 3 H₂                              2 NH₃

É usado em limpeza doméstica, como fertilizante agrícola, na fabricação de ácido nítrico (HNO₃),na produção de compostos orgânicos e como gás de refrigeração.

SAIS

Sais são compostos formados juntamente com a água na reacção de um ácido com uma base de Arrhenius. Ou ainda podemos definir como sendo:

Sais são compostos iónicos que possuem, pelo menos, um catião diferente do H⁺ e um anião diferente do OH^–.

Por exemplo:

NaCl                ou            Na⁺Cl^–

NaHSO₄          ou            Na⁺H+SO₄^2-

Nomenclatura dos sais normais

O nome de um sal normal deriva do ácido e da base que lhe dão origem. Assim, para obter o nome de um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido correspondente, de acordo com o seguinte código:

               ídrico                                   eto

Ácido      oso                          Sal       ito

               ico                                        ato

Esquematicamente, o nome de um sal normal é:

                                                                         eto

………………………………                                     ito        ………………………………

(Nome do ácido de origem trocando-se               ato       (Nome do cátion da base de origem)

a terminação)

Observe os exemplos:

HCl         +     NaOH                                 NaCl + H₂O

Ácido          Hidróxido                           Cloreto

clorídrico     de sódio                             de sódio

HNO₂             +         KOH                        KNO₂      +              H₂O

Ácido              Hidróxido                       Nitrito

nitroso             de potássio                    de potássio

CLASSIFICACAO DOS SAIS

Sais ácidos ou hidrogeno-sais

São sais que apresentam hidrogénios ironizáveis em suas estruturas. Por exemplo:

                          carbonato monossódico ou

• NaHCO3 carbonato (mono) ácido de sódio ou

                          (mono) hidrogeno-carbonato de sódio

                          (chamado usualmente de bicarbonato de sódio, usado na fabricação de fermento);

Sais básicos ou hidroxi-sais

São sais que apresentam oxidrilas em suas estruturas. Por exemplo:

Al(OH)₂Cl (cloreto dibásico de alumínio ou dihidróxi-cloreto de alumínio)

Esses sais são provenientes da neutralização parcial de suas bases de origem.

Por exemplo: Al(OH)₃ + HCl                           Al(OH)₂Cl + H₂O

Sais duplos ou mistos

São sais derivados de dois ácidos (ou duas bases) diferentes. Por exemplo:

• KNaSO₄ — sulfato duplo de sódio e potássio
• CaClBr — cloreto-brometo de calico

SAIS IMPORTANTES

a) Cloreto de sódio — NaCl

É obtido da água do mar (processo de salinas) ou de minas subterrâneas (sal-gema). É usado diretamente na alimentação ou na conservação de carnes e de pescados.

Na alimentação, é importante que o sal contenha pequenas quantidades de compostos do iodo (NaI, KI, etc.); caso contrário, a pessoa poderá sofrer dilatação da glândula tireóide, uma doença conhecida como bócio ou papo. Uma solução aquosa com 0,92% de NaCl é chamada de soro fisiológico e é usada em medicina. O uso industrial mais importante de NaCl é a produção de NaOH, H₂ e Cl₂.

b) Carbonato de sódio — Na2CO3

É também conhecido como soda ou barrilha. Sua principal aplicação é a fabricação do vidro, de acordo com a equação:

Na₂CO₃ +   CaCO₃ +    SiO₂                                vidro

Barrilha     Calcario      Areia                       Silicatos de

                                                                     sódio e calcio

O Na₂CO₃ é usado também na fabricação de sabões, de corantes, no tratamento de água de piscina etc.

Hipoclorito de sódio — NaOCl

É um alvejante usado no branqueamento de roupas (água de lavadeira ou água sanitária). É também vendido como “cloro” e usado no tratamento de piscinas. Sendo agente anti-séptico, é usado na limpeza de casas, hospitais etc. Em pequenas quantidades pode ser adicionado à água para lavagem de vegetais