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CENTRO FEDERAL DE EDUCAÇÃO TECNOLÓGICA DE MINAS GERAIS
DEPARTAMENTO DE ENSINO SUPERIOR
ENGENHARIA DE MATERIAIS
Reações Inorgânicas
e
Teorias Ácido-Base
Alunos:Guilherme Augusto Oliveira de Sena
Luiz Felipe Afonso Ferreira
Victor Augusto Simões
REAÇÃO DE ADIÇÃO
A reação de adição ocorre quando dois reagentes formam um único
produto.
A + B ( C
Um exemplo de uso industrial desse tipo de reação é a fabricação
de amônio, fazendo-se reagir sob condições especiais os gases
hidrogênio e nitrogênio.
3H2(g) + N2(g) ( 2NH3(g)
REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE
Quando um único reagente cede dois ou mais produtos, dizemos que a
reação é de análise ou de decomposição.
Y ( X + Z + W
Alguns exemplos de reação de análise são:
Pirólise: é a reação de decomposição ocasionada pela ação do calor.
CaCO3(s) ( CaO(s) +CO2(g)
H2O(l) ( H2(g) + ½ O2(g)
Fotólise: a reação de decomposição ocasionada pela ação da luz.
2AgCl(s) ( 2Ag(s) + Cl2(g)
H2O2(aq) ( H2O(l) + ½ O2(g)
EQUAÇÂO DE DUPLA TROCA
AB + CD AD + BC
Ela é proveniente da reação de dois reagentes e forma dois produtos,
ou seja, se suas substâncias compostas reagirem dando origem a novas
substâncias compostas recebem essa denominação.
As Reações de dupla troca só ocorrem quando obedecem as seguintes
condições:
um dos produtos (AD ou BC), quando comparado aos reagentes, deve
se apresentar como alguma das formas abaixo:
1. Mais volátil (produz um gás);
2. Menos ionizado ou dissociado, tornando-se mais fraco;
3. Insolúvel (esta característica permite a formação de um
precipitado ao final do processo).
1. Produto mais volátil: a reação mais comum que produz um
produto mais volátil é a que ocorre entre um sal - bicarbonato
(HCO-3) – e um ácido. Veja a equação do processo:
H+(aq) + HCO-3 (aq) CO2(g) + H2O(l)
Um dos produtos intermediários formados durante a reação acima é
o ácido carbônico (H2CO3), que é instável e se decompõe
produzindo um gás (CO2).
2. Produto menos ionizado: um exemplo de reação que dá origem a
este produto é a Neutralização é:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Essa reação ocorre entre um ácido (HCl) e uma base (NaOH), é
considerada dupla troca porque o produto H2O é menos ionizado que
os reagentes (HCl e NaOH).
3. Produto Insolúvel: a reação entre o ácido sulfúrico com
hidróxido de bário produz água e sulfato de bário.
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) 2 H2O(l) + BaSO4(s)
O produto sulfato de bário (BaSO4) é um sal branco insolúvel.
A teoria de Lewis
Mantendo a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, G. N. Lewis
apresentou uma nova ampliação dos conceitos, baseando-se em estruturas
eletrônicas:
Base é toda espécie química que possui um par de elétrons
periféricos capazes de efetuar uma ligação coordenada.
Ácido é toda espécie química que possui um orbital periférico vazio,
capaz de comportar um par de elétrons proveniente de outra espécie
química.
Veja, por exemplo, o alumínio. No estado fundamental, a
configuração eletrônica da sua última camada é 3s2 3p1. Quando combinado
com outros elementos, sua configuração é um conjunto de orbitais híbridos
- sp3 - capaz de efetuar três ligações covalentes. No entanto, observando
o esquema abaixo, vemos que mesmo efetuando essas três ligações, o
alumínio ainda apresenta um orbital vazio, capaz de aceitar um par de
elétrons. Isso caracteriza o alumínio como um ácido de Lewis.
Assim, na reação HCl + NH3 NH4+ + Cl-
O HCl é:
a) Ácido de Bronsted-Lowry, porque cede H+
b) Ácido de Lewis, porque efetua ligação coordenada
O NH3 é:
a) Base de Bronsted-Lowry, porque recebe H+
b) Base de Lewis, porque forma ligação coordenada com H+
pH ( nível de acidez da substância):
Assim mesmo, com p minúsculo e H maiúsculo, pH designa um dos
conceitos químicos mais interessantes pela importância das suas inúmeras
aplicações no dia-a-dia, sempre que é fundamental ter em conta o caráter
ácido (acidez) ou alcalino (alcalinidade) de um produto numa dada
situação.
É no controlo de qualidade da água e das suas soluções que o conceito de
pH tem uma das suas mais relevantes aplicações, em virtude da importância
da água na alimentação e na saúde dos humanos e animais, no ambiente, em
diversas indústrias químicas, biotecnológicas e farmacêuticas, na
agricultura, piscicultura e indústrias relacionadas, pois, em todos, a
água é essencial para os processos químicos ou biológicos que neles têm
lugar.
Antes de respondermos à questão levantada, vejamos alguns dos
conceitos fundamentais que melhor nos ajudam a entender o conceito de pH.
O pH, conceito proposto pelo dinamarquês Sörensen, em 1909, que significa
literalmente potência (p) de hidrogénio (H), permite-nos descrever o
caráter ácido ou base que predomina em meio aquoso, tendo em conta o seu
valor determinado numa escala de 0 a 14. Para a temperatura de 25ºC, um
meio aquoso será ácido se tiver pH de 0 a 7, será básico se o pH for de 7
a 14 e será neutro para pH igual a 7.
O QUE SE DETERMINA, QUANDO SE MEDE O VALOR DO pH?
As moléculas da água, como todas as outras, são entidades
eletricamente neutras. No caso da água, representam-se quimicamente por
H2O, o que mostra que cada molécula é constituída por um átomo de oxigênio
(O) a que se ligam dois átomos de hidrogênio (H). Mesmo na água
quimicamente pura, na qual estão presentes apenas moléculas de água, estas
reagem entre si espontaneamente para produzirem ions, que são espécies
químicas carregadas eletricamente. Em consequência, formam-se, em
quantidades iguais: ion hidrogênio ou hidrogênios, com carga positiva, H+,
e ions hidroxila ou hidroxilas, com carga negativa, HO-, os quais podem
reagir entre si e originar, de novo, moléculas de água, até se estabelecer
um equilíbrio entre estas duas reações. Esta situação pode ser
representada esquematicamente pela equação química :
H2O (l) + H2O (l) (H+ (aq) + HO- (aq) (Equação 1)
Nesta equação, a dupla seta mostra a reversibilidade das reações,
enquanto (l) significa que a água está no estado líquido e (aq) indica que
os ions estão em solução aquosa.
Há substâncias que, em solução aquosa, não reagem com o meio, como o
açúcar, e não interferem com o equilíbrio representado na Equação 1. Mas
existem outras que reagem, em maior ou menor extensão, como os ácidos e as
bases, levando a uma alteração da quantidade dos ion H+ e HO- do meio. Os
ácidos produzem um aumento da quantidade de hidrogênio em relação à de
hidroxila, enquanto as bases geram um predomínio destes em relação
àqueles. A relação entre as quantidades de uns e de outros ions em
presença determina o valor do pH do meio em que se encontram. Empregam-se
diversas unidades para quantificar a matéria. Por exemplo, como unidade de
massa usa-se o grama. O grama também é uma unidade de peso (e não "a
grama", apesar de ser comum ouvir-se dizer "as gramas", uma curiosa
alteração do gênero, que não ocorre com programa e videograma, por
exemplo).
No entanto, não pode confundir-se peso com massa, pois o peso pode
variar de local para local, enquanto a massa permanece constante. Por
exemplo, se um corpo com 18g de massa pesar 18g num dado local da Terra, o
seu peso aumentará no sentido do equador para os pólos, onde a Terra é
mais achatada, e do cimo de uma montanha para o nível do mar, pois o peso
é a medida da força com que a massa de um corpo é atraída para o centro da
Terra e esta atração aumenta com a diminuição da distância a que o corpo
se encontra deste centro. Uma dada massa de uma determinada substância tem
sempre a mesma quantidade de matéria, sendo designada por mole a unidade
em que esta quantidade se expressa. Por mole, entende-se a quantidade de
matéria contida em 6,023x 1023 de partículas características dessa matéria
(1023 é igual a 10 seguido de 23 zeros).
No caso da água, por exemplo, 1 mole é a quantidade de matéria
contida em 6,023x 1023 moléculas de água, a que corresponde a massa de 18g
de água, aproximadamente. Num litro de água quimicamente pura, a 25 ºC,
existem 0.0000001 moles de H+ e igual número de moles de HO- (ver Equação
1). Ou seja, neste caso, as concentrações de H+ e de HO- na solução são de
0.0000001 moles por litro. Numa solução ácida, a concentração de H+ é
maior do que este valor, sendo menor a de HO-. Numa solução alcalina ou
básica ocorre o inverso. No entanto, o produto do número de moles H+ pelo
de HO- por litro da solução aquosa permanece constante.
Assim, por exemplo, uma solução contendo 0.0001 moles de H+ por
litro será ácida e conterá 0.0000000001 moles de ions de HO-, enquanto uma
solução contendo 0,0001 moles de HO- por litro conterá 0.0000000001 moles
de H+ e será alcalina ou básica.
O pH reflete em moles a quantidade de matéria representada pelos ions H+
existente em cada litro da solução. Como os dois parágrafos anteriores
mostram, o número de moles de H+ por litro de solução tem quase sempre um
valor muito pequeno e pouco prático de utilizar. Daí que uma das
particularidades interessantes do pH seja permitir contornar este
inconveniente.
O pH é o simétrico do logaritmo da atividade hidrogeniônica na
solução (o que, no fundo, é a resposta à questão colocada no início deste
texto, mas inclui os conceitos de logaritmo e de atividade que não cabe
aqui explicar). Em consequência, os valores de pH correspondentes às
concentrações dos ions H+ no meio aquoso dão lugar a números inteiros,
situados numa escala entre 0 e 14, para os quais se admite uma aproximação
máxima até às duas casas decimais. Daí os valores de 7.35 e 7.45 referidos
para o pH normal do sangue e o de 6.00 para a urina. Em termos práticos,
nos casos das concentrações serem frações decimais da unidade, podemos
considerar como valor aproximado do pH o número de casas decimais do
número de moles de H+ por litro da solução. Assim, nos exemplos
anteriores, teremos para:
"Moles de H+ por litro de solução "pH "
"0.0000000001 "10 "
"0.00000001 "8 "
"0.0000001 "7 "
"0.000001 "6 "
"0.01 "2 "
"1 "0 "
De notar que uma solução com pH 6 é 10 vezes mais ácida do que uma
solução com pH
7 (neutra) e 100 vezes mais ácida do que uma solução alcalina com pH 8.
Periodicidade de ácidos e bases
Bases:
Base forte é uma substância cuja constante de dissociação é grande,
aumentando em maior intensidade a concentração de OH- quando adicionada a
uma solução aquosa. Alguns compostos possuem reações tão completas que são
facilmente classificados com ácidos ou bases fortes.
Os ácidos e bases fortes mais comuns são: HCL, Hbr, HI, H2, HNO3, HCLO4;
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH
As bases fortes são compostas por metais alcalinos, as bases de metais
alcalinos terrosos são consideradas moderadas já que são pouco solúveis.
As bases dos demais metais e o hidróxido de amônio (NH4OH) são
consideradas fracas, ou seja, têm baixa constante de dissociação
produzindo em solução aquosa um equilíbrio químico.
Ácidos
A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Os ácidos são
divididos entre forte e fraco, por exemplo: HCl é um ácido forte e é um
eletrólito forte e H3C – COOH é ácido fraco e é um eletrólito fraco.
Observe a tabela:
É possível classificar os oxoácidos em fortes, fraco ou semifortes,
através da seguinte regra:
O H2CO3 é uma exceção, ele é uma ácido fraco pois como sabemos (3 – 2 =
1) a decomposição resulta em H2O e CO2, o que prova que ele realmente é
um ácido fraco.
H2CO3 H2O + CO2
Essa regra não pode ser aplicada aos hidrácidos.
É importante lembrar que:
HCl, HBr, HI são ácidos fortes
HF, é um ácido semi-forte
H2S, HCN, é um ácido fraco.
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
A definição original de "oxidação" afirmava tratar-se de uma reação
na qual um
elemento reage com o oxigênio e é convertido a um óxido.
Ca + ½O( CaO
A "redução" originalmente significou a reação inversa, ou seja, um
óxido de um metal foi convertido a um metal.
CaO + H2 ( Ca + H2O
Ambos os termos foram generalizados e expressos em termos de
transferência de
elétrons e mudança no número de oxidação.
Transferência de elétrons
O ganho de elétrons por uma espécie química é chamado de redução e a
sua
perda é denominada de oxidação.
Ca + Cl2 ( CaCl2 (há transferência total de elétrons)
O processo em comum é chamado de reação redox.
A espécie que fornece elétrons é o agente redutor (ou "redutor").
Ex. Ca
A espécie que remove elétrons é o agente oxidante (ou "oxidante").
Ex. Cl2
Nas reações: 2H2(g) + O2(g) (2H2O(l)
C(g) + O2(g) ( CO2(g),
Ocorrem transferência parcial de elétrons.
H2O e CO2 são substâncias covalentes, em que os elétrons das
ligações são
compartilhados entre os átomos que se ligam em cada molécula. Essas
reações são
consideradas de redox, uma vez que houve alteração nos números de oxidação
dos
elementos envolvidos.
Número de oxidação de um átomo é um número que descreve seu estado
relativo de oxidação e redução. Não indica, portanto, uma carga iônica
real. Não possui significado físico preciso, são muito úteis, não só para
reconhecer as reações redoxes, como para balanceá-las e, muito
importantes para a sistematização do estudo das propriedades das
substâncias.
A transferência de elétrons é freqüentemente acompanhada pela
transferência de átomos e é algumas vezes difícil se determinar de onde os
elétrons vêm ou para onde vão. Deste modo, é mais seguro – e mais simples
– analisar as reações redoxes utilizando uma série de regras formais
expressas em termos de número de oxidação.
Assim, oxidação corresponde a um aumento no número de oxidação de um
elemento e
redução corresponde a um decréscimo no número de oxidação.
Uma reação redox é uma reação química na qual há mudança no número
de oxidação de no mínimo um dos elementos envolvidos. Desproporcionamento:
uma reação redox em que um mesmo elemento sofre simultaneamente oxidação e
redução. Portanto, um desproporciona mento é uma reação do tipo:A ¾® B +
C, em que, A, B e C são espécies de um mesmo elemento e em que,
forçosamente, o número de oxidação da espécie A é intermediário entre os
da espécie B e C.
Reações inversas de desproporciona mento são aquelas do tipo: D + E
¾® F,
em que D, E e F são espécies de um mesmo elemento e em que,
necessariamente, o
número de oxidação da espécie F é intermediário entre os das espécies D e
E.
Essas reações podem também serem chamadas de comproporcionamento. De
acordo com a teoria moderna, uma corrente elétrica consiste no transporte
de elétrons. É possível, experimentalmente, observar a passagem de
corrente elétrica em reações redox montando-se uma célula galvânica (uma
célula eletroquímica na qual uma reação química é usada para gerar uma
corrente elétrica).
Também se pode prever, teoricamente, mediante breves cálculos
numéricos, que
utilizam valores de potenciais padrão ou potenciais de redução padrão, Eo,
se
determinada reação química é espontânea.
Exemplo: Conhecidos os potenciais padrão de semi-reação
Zn2+(aq) + 2e-(Zn(s) E0 = - 0,76 Volt
Cu2+(aq) + 2e- ( Cu(s) E0 = 0,34 Volt
Verificar se a reação
Zn(s) + Cu2+(aq) ¾® Zn2+(aq) + Cu(s) é espontânea.
O potencial da reação total, sob condições padrão, é chamado de
potencial padrão de célula, Eo, e é determinado pela diferença dos dois
potenciais padrão das duas semireações de redução, dentro da qual a reação
total pode ser dividida. Seu valor é de 1,1V. Assim:
EΘPilha = EΘCu – EΘZn
EΘpilha = 0,34 +0,76
EΘpilha = 1,1 V
A teoria das reações redox oferece possibilidades de estudos
experimentais os mais variados. São de grande utilidade para trabalhos de
pesquisa envolvendo estudos quantitativos sobre volumetria oxi-redox,
eletrólise e potenciometria.
Teoria Ácido-Base
Arrhenius
A primeira definição de ácidos e bases foi dada pelo químico
sueco Svante Arrhenius ao redor de 1884:
"Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons
hidrogênios"
"Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em
íons hidroxilas".
A teoria de Arrhenius de ácidos e bases foi formulada com base na
sua teoria de ionização das substâncias em soluções aquosas. As
substâncias que se dissociavam totalmente e ou em parte como íons em
solução aquosa eram considerados eletrólitos. Aquelas que se dissociavam
totalmente eram eletrólitos fortes, as que não se dissociavam totalmente
eram eletrólitos fracos.
No caso dos ácidos fortes tais como H 2SO4, HNO3, HCl, HClO4, os
quais se ionizam completamente em solução aquosa e fornecem íons
hidrogênio (H +), a teoria de Arrhenius funcionava perfeitamente. De modo
semelhante, as bases fortes como o NaOH e KOH também se ionizam
completamente em solução aquosa e produzem íons hidroxilas (OH-).
Tendo estes conceitos de dissociação em mente, Arrhenius definiu
um ácido como sendo um composto, que dissociado em água, libera íons H+.
H2SO4(l) 2H+(aq) + SO42-(aq)
Arrhenius definiu as bases como sendo compostos, que dissociados em
água, libera íons OH-.
NaOH (s) Na+(aq) + OH-(aq)
Quando se mistura uma substância ácida com outra básica, ocorre o que
chamamos de reação de neutralização, que é uma reação exotérmica, ou seja,
que libera calor ao ocorrer.
A reação de neutralização se baseia na reação entre os íons H+ (do
ácido) e os íons OH- (da base), formando água como um dos produtos.
H+ + OH- H2O
No entanto, em certos casos, a teoria de Arrhenius não
se aplicava bem onde a solução não era aquosa e até mesmo
nestas condições onde certas substâncias com caráter ácido ou
básico não forneciam íons H + ou OH-; respectivamente. Como por
exemplo, a amônia (NH 3) não contém íons hidroxila, porém em solução
aquosa ela pode produzir íons hidroxilas reagindo com a água:
NH3(aq) + H2O NH3HOH NH4OH NH4+(aq) + OH-(aq)
De qualquer modo, como não há evidências de que o NH 4OH existe, o
conceito de Arrhenius para ácidos e bases não tem sido mais considerado,
nem mesmo em soluções aquosas.
Além disso, o conceito de Arrhenius promoveu a idéia errônea que
dissociação iônica era indispensável para manifestação da acidez e que,
portanto, reações do tipo ácido-base não poderiam ocorrer na maioria dos
solventes não aquosos e na ausência de solvente.
Bronsted-Lowry
Os conceitos de ácido e base, em termos de íons hidrônio e hidróxido
em água, é muito limitada, porque restringe a discussão do fenômeno ácida-
base apenas a soluções aquosas. Uma abordagem mais geral foi proposta, em
1923, pelo químico dinamarquês Brönsted e pelo químico britânico Lowry. O
conceito de Brönsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius,
porque não nos restringe a soluções aquosas.
Ácido: é toda a espécie química capaz de doar um próton (íon H+) a
uma outra substância.
Base: é definida como uma substância capaz de aceitar um próton (íon
H+) de um ácido.
De uma maneira mais simples, ácido é um doador de próton e e base é
um receptor de próton.
Na reação acima, o HCl está atuando como ácido, porque está doando
um próton para a molécula de água. A água, por outro lado, está se
comportando como base, por aceitar o próton do ácido. A reação inversa
também é uma reação de Brönsted-Lowry, com o íon hidrônio (H3O+)
funcionando como ácido, por doar seu próton, e com o Cl- atuando como
base, por aceitá-lo. Ocorre um equilíbrio, onde temos dois ácidos e duas
bases, um de cada, em ambos os lados da equação. As espécies que estão
relacionadas são denominadas de pares conjugados.
Nesse caso a água funciona como um ácido, por doar próton a uma
molécula de amônia (NH3), que, por sua vez, atua como base. Na reação
inversa, o NH4+ é o ácido e OH- é a base. Os pares conjugados são: NH3 e
NH4+ mais H2O e OH-.
Examinando a água, nos dois exemplo, notamos que no primeiro caso
ela funcionou como base e, no outro, como ácido. Tal espécie que pode
atuar de ambas as formas, dependendo das condições, é denominada
anfiprótica ou anfótera. A água não é a única espécie a se comportar dessa
forma.
Auto-ionização da água, ácido acético e amônia.
Numa reação de auto-ionização ocorre a transferência de um próton entre
duas moléculas semelhantes, produzindo um par de íons. Repare nos exemplos
abaixo.
Em cada caso, a substância está desempenhando o papel tanto de ácido como
de base.
Forças de Ácidos e Bases
A melhor maneira de julgar as forças relativas de ácidos e bases é pela
comparação das posições de equilíbrio em várias reações ácido-base. Por
exemplo, em água o HCl está, essencialmente, 100% ionizado e o HF somente
cerca de 3%. Assim:
Os resultados nos mostram que, em água, o HCl é um ácido muito mais
forte do que o HF. Mostram, também, que o F- é uma base muito mais forte
do que Cl-, porque nas soluções com o mesmo ácido de referência, H3O+, a
maior parte do F- está protonado e existe como HF, enquanto nenhum Cl-
está protonado.
Á medida que um ácido se torna mais forte, a sua base conjugada
torna-se mais fraca ou á medida que as bases tornam-se mais fortes, os
seus ácidos conjugados tornam-se mais fracos.
De forma geral, quando ocorre uma reação ácido-base de Brönsted-
Lowry, a posição de equilíbrio situa-se na direção dos ácidos e bases mais
fracos.
Referências Bibliográficas
Quantitative Chemical Analysis (5 Ed.) Daniel C. Harris
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