E.E.B Prefeito Leopoldo José Guerreiro

Bombinhas, novembro de 2010

Nome: Gabriel Joel Tobias

Série: 1º Ano 01

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Ácidos, Bases, Sais e Óxidos,

Nome: Gabriel Joel Tobias

Série: 1º Ano 01

Disciplina: Química

Ácidos, Bases, Sais e Óxidos,

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Ácidos

Definição

Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias

apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais

propriedades destacam-se o sabor, semelhante ao do vinagre; a facilidade de atacar os

metais, dando origem a um gás inflamável; e o fato de produzirem espuma quando em

contato com calcários. Essas substâncias foram denominados ácidos.

Os critérios inicialmente usados para caracterizar os ácidos baseavam-se nas

propriedades de suas soluções aquosas. Dizia-se que ácidos eram substâncias que

apresentavam sabor azedo ou ácido e produziam mudança de cor dos

indicadores.Evidentemente, essas propriedades não são completas nem específicas, pois

outras substâncias podem também apresentá-las.

Temos algumas definições segundo as quais podemos classificar certas

substâncias como ácidas de acordo com sua estrutura e seu comportamento. Várias

propostas já foram apresentadas, porém duas delas são mais utilizadas.

Definição de Ácidos segundo Arrhenius

Svante Arrhenius, no final do século XIX, desenvolveu um amplo trabalho sobre

dissociação de compostos. Em 1887, ele propõe a teoria de dissociação iônica, a qual

dizia, que determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, davam origem à íons

positivos e negativos.

As experiências às quais Arrhenius se fundamentou se baseavam em

condutividade elétrica em soluções aquosas.

Tendo estes conceitos de dissociação em mente, Arrhenius definiu um ácido

como sendo um composto, que em água, libera íons H⁺.

H2SO4(l) 2H+(aq) + SO4

2-(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 aos ocorrer.

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As reações de neutralização se baseiam na reação entre os íons H+ (do ácido) e

os íons OH- (da base), formando água como um dos produtos.

H+ + OH

- H2O

A definição de ácidos e bases de Arrhenius é utilizada até os dias atuais,

entretanto, ela se aplica a poucas substâncias, principalmente, às que possuem H+ e OH

-

para serem liberados e só em meio aquoso.

A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substancia ser

ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas

definições (“teorias”) para ácidos e bases.

Definição de ácidos segundo Brönsted e Lowry

Muitas reações químicas acontecem na ausência de água, o que impossibilita o

uso da proposta de Arrhenius. Para sanar tal problema, dois ilustres químicos

propuseram uma nova definição para ácidos e bases. No ano de 1923,

independentemente um do outro, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted

(1879-1947) e o químico britânico Thomas Martin Lowry (1874-1936) definiram: ácido

é toda espécie química capaz de doar um próton, H¹+, e base é toda espécie química

capaz de aceitar um próton, H¹⁺.

É importante salientar que estas duas definições para ácidos e bases são aceitas e

corretas, porém, a segunda é muito mais abrangente.

Uma maneira de verificar a definição de Brönsted e Lowry é deixando um frasco

de HCℓ, ácido clorídrico, e outro de NH₃, amônia, abertos, um próximo ao outro.

Quando esses gasesentram em contato, temos a seguinte reação:

Diferença entre Arrhenius e Brönsted-Lowry

De acordo com as duas definições, podemos salientar duas diferenças básicas:

I.Enquanto a definição de Arrhenius para ácido e base adapta-se somente em

meio aquoso, a de Brönsted e Lowry estende-se para qualquer meio.

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II.Em meio ácido, enquanto Arrhenius sugere a existência de um próton livre,

H¹⁺, Brönsted e Lowry sugerem que esse próton esteja ligado a uma molécula de água,

formando o íon hidrônico H₃O¹⁺, conforme o processo abaixo:

HCℓ(g) H¹⁺ (aq) + Cℓ¹⁻ (aq) (Arrhenius)

HCℓ + H₂O (ℓ) H₃O¹⁺ (aq) + Cℓ⁻ (aq) (Brönsted-

Lowry)

Note que, segundo Arrhenius, HCℓ é um ácido porque ele gera íons H¹⁺ em

água. Para Brönsted e Lowrym HCℓ é um ácido, porque doa um próton para a água,

que, nesse caso, é considerada uma base, por ser receptora do próton. As duas

representações são aceitas, porém a segunda é mais abrangente.

Testando a Acidez

Provavelmente, a maneira mais antiga de se identificar um ácido tenha sido por

meio de seu sabor azedo. A própria palavra ácido vem de acidus, do latim acere: “estar

azedo”. Se por um lado essa é uma maneira fácil de se identificar a presença de ácidos

nos alimentos, por outro não é o melhor método. Algumas substâncias apresentam

acidez tão intensa que são capazes de “destruir “ a pele e outros tecidos orgânicos,

causando grandes ferimentos. Portanto, nunca teste um ácido pelo sabor. A maneira

mais fácil de se identificar um ácido é utilizando um indicador, como por exemplo, o

papel de tornassol.Indicador é toda substância que, do meio qm que encontra, pode

mudar a cor.

Quando mergulhamos o papel de tornassol em uma solução desconhecida, esse

sofrerá alteração em sua coloração.:

- Se o papel de tornassol ficar vermelho é sinal de que a substância é ácida;

- Se o papel de tornassol ficar azul é sinal de que a substância é básica (alcalina);

- Se a cor do papel de tornassol não se alterar, é sinal de que a substância é

neutra.

Características dos Ácidos

- Sabor azedo

- Deixa o indicador, papel de tornassol vermelho

- Reage com certos metais, tais como zinco e ferro, liberando gás hidrogênio.

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Classificação dos Ácidos

Quanto à natureza do ácido:

Orgânicos - são compostos que contém em sua estrutura o grupamento

carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por

ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples. O grupo carboxila pode

ser representado apenas por:

-COOH

O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o

hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, terá:

-COOH → H++ -COO

-

Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme

importância para o homem, como por exemplo:

COOH à ácido fórmico (proveniente das formigas)

CH3COOH à ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)

Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos e

oxiácidos.

Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et

Quanto à presença de oxigênio:

1- Hidrácidos – não possuem oxigênio.

Ex: HI, HCN, H4 [Fe(CN)6]

2- Oxiácidos – possuem oxigênio

Ex: HNO2, H3PO4, H4P2O7

Quanto a volatilidade:

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• Voláteis – apresentam grande tendência a evaporação.

Ex: HNO2, HNO3 e Hidrácidos

• Fixos: Apresentam pequena tendência à evaporação.

Ex: Os Oxiácidos

Quanto ao número de elementos químicos

•Binário – dois elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCl, H2S, HBr.

•Ternário – três elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 .

•Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCNO, HSCN

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

• Monoácidos: possuem 1 "H" ionizável.

Ex: HCl, HNO3, HClO4

• Diácidos: possuem 2 "H" ionizáveis.

Ex: H2S, H2CrO4, H2CO3

• Triácidos: possuem 3 "H" ionizáveis.

Ex: H3AsO4, H3SbO4, H3[Fe(CN)]

• Tetrácidos: possuem 4 "H" ionizáveis.

Ex: H4SiO4, H4P2O7

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Quanto à força ou grau de organização:

X = nº de moléculas ionizadas. 100

nº de moléculas dissolvidas

x menor ou igual a 50% é Ácido forte

x maior ou igual a 5% e x menor ou igual a 50% é Ácido moderado

x menor que 5% é Ácido fraco

Força dos hidrácidos

Fortes: HCl, HBr, HI

Moderado: HF

Fraco: os demais.

Força dos oxiáxidos

Regra de Pauling:

(nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizável) = x

x = 3 e 2 = Fortes

x = 1 = Moderados

x = 0 = Fraco

Nomenclatura Dos Hidrácidos

Ácido+ [nome do elemento]+ ídrico

Nox Do Elemento Central

Para se calcular o nox do elemento central basta multiplicar o número de

oxigênio por -2 e somar ao número de hidrogênio. Depois, ingnora-se o sinal de menos.

H3P+5 o4

• Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.

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Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4,

HNO3 e H2SO4.

• Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.

Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3.

• Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.

Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2,

H2SO3.

Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1.

Aplicação e Exemplos

Ácidos se fazem muito presentes em nosso cotidiano, estão presentes até mesmo

na nossa alimentação, como por exemplo, nas frutas cítricas encontramos os ácidos

cítricos e ascórbicos (vitamina C).

Vejamos as características e utilização dos ácidos mais comuns:

•Ácido sulfúrico (H2SO4): ácido forte (altamente corrosivo) consumido em enormes

quantidades na indústria petroquímica, na fabricação de papel, corantes e baterias de

automóveis.

É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de

um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.

O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os

superfosfatos e o sulfato de amônio.

É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.

O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele

carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é

devido à desidratação desses materiais.

O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e

outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante. O ácido sulfúrico concentrado

tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação

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desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado

ao manusear esse ácido.

As chuvas ácidas em ambiente poluídas com dióxido de enxofre contêm H2SO4

e causam grande impacto ambiental.

•Ácido fosfórico (H3PO4): os sais (fosfatos e superfosfatos) derivados deste ácido têm

grande aplicação como fertilizantes na agricultura, usado na fabricação de refrigerantes

à base de cola.

•Ácido fluorídrico (HF): esse ácido possui a capacidade de corroer o vidro, sendo por

isso armazenado apenas em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro. Os

vidros de automóveis têm uma numeração na parte inferior, esta é gravada com o

auxílio desse ácido.

•Ácido nítrico (HNO3): um dos ácidos mais fabricados e consumidos pela indústria,

depois do sulfurico. Utilização: fabricação de explosivos, como nitroglicerina

(dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora), salitre (NaNO3,

KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

A chuva ácida em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3

e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de

raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.

O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito

tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito

cuidado para manuseá- lo.

•Ácido clorídrico (HCl): reagente muito usado na indústria e no laboratório.

Na construção civil é usado para remover respingos de cal (após a caiação) de pisos e

azulejos. Neste caso é mais conhecido como ácido muriático: agente de limpeza de alta

potencialidade.

O HCl se faz presente em nosso próprio corpo. É encontrado no suco gástrico e tem o

papel de auxiliar na digestão.

•Ácido acético (CH3COOH): ácido componente do vinagre, tempero indispensável na

cozinha, usado no preparo de saladas e maioneses

•Ácido carbônico (H2CO3): as águas e refrigerantes gaseificados têm seu diferencial

(mais refrescante) graças a este ácido, ele é formado na reação do gás carbônico com a

água:

CO2 + H2O → H2CO3

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Ácidos orgânicos (que fazem parte de nossa alimentação), e onde podem ser

encontrados:

Ácido tartárico: uva.

Ácido málico: maçã.

Ácido cítrico: laranja, acerola, limão.

Obtenção

Se tivermos um óxido ácido (oxigênio ligado a ametal), e o colocarmos na água

teremos um ácido, formado pela reação com a água, ou seja , é preciso saber a fórmula

dos ácidos que está se pedindo. Sabendo a sua fórmula chegamos a conclusão de que o

único ácido (nesse caso) que não é pode ser obtido por óxido e água é o HCl, que

geralmente é obtido em laboratório pela reação NaCl + H2SO4 ---> HCl + NaHSO4.

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Bases

Definição

Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica,

liberando o ânion OH- (Hidróxido).

Segundo Bozoo, uma base é qualquer substância que libera única e

exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções

com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. Em 1923, o químico

dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram

a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)

Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares

de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par eletrônico.

A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases em presença

de água. Exemplo: a soda cáustica (NaOH), é uma substância sólida que em contato

com a água libera os íons Na+ e OH

- que se dissolvem devido à atração pelos pólos

negativos e positivos da molécula de H2O. Sendo assim, bases são substâncias

compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH-.

Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca,

ou seja, diminui a salivação.

Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica

quando dissolvidas em água. Os indicadores fenolftaleína (solução) e papel de tornassol

também mudam de cor em presença de hidróxidos. A fenolftaleína incolor torna-se

vermelha; papel de tornassol vermelho fica azul: reações inversas às que verificamos no

caso dos ácidos.

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Características das Bases

•Sabor amargo;

•Deixa o indicador, papel de tornassol, azul;

•Sensação tátil escorregadia

• Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O

cátion é um metal, o ânion é o OH -.

• As bases também transferem correntes elétricas quando são dissolvidas em

água.

• As bases sofrem reação a partir do contato com os ácidos, originando o NaCl

(sal) e H2O (água):

Classificação das Bases

De acordo com o número de oxidrilas OH-:

• Monobases: possuem apenas uma de oxidrilas OH-.

•Dibases: possuem duas OH-.

•Tribases: possuem três OH-. •

Tetrabases: possuem quatro OH-.

As bases também recebem os nomes de Monoprótica, Diprótica, triprótica e

Tetraprótica.

Não existem bases com mãos de quatro oxidrilas por molécula.

De acordo com o Grau de Ionização:

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•Bases fortes: quando o Grau de Ionização é praticamente 100%. É o caso dos

hidróxidos dos metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos, que já são iônicos

por natureza.

•Bases Fracas: cujo Grau de Ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do

hidróxido de amônio e dos hidróxidos dos metais em geral _ excluídos os metais

alcalinos e alcalinos terrosos; que são moleculares por sua própria natureza.

De acordo com a solubilidade em água:

•Solúveis: hidróxido dos metais alcalinos e hidróxido de amônio.

• Pouco solúveis: hidróxido dos metais alcalinos terrosos.

•Praticamente insolúveis: todos os demais.

Aplicação e Exemplos

LiOH :Hidróxido de lítio é usado por absorvedores de dióxido de carbono para a

purificação de gases e ar. É usado como um meio de transferência de calor, como

eletrólito em baterias, e como um catalisador para polimerização. É usado em

cerâmicas, na produção de outros compostos de lítio, e em esterificação, especialmente

de estearato de lítio (o qual é usado em graxas de vários propósitos de lubrificação

devido a sua alta resistência à água e é usada tanto a altas quanto a baixas temperaturas,

como em graxas para siderurgia e metalurgia, fornos e equipamentos de refrigeração

severa).

RbOH :Hidróxido de rubídio é raramente usado em processos industriais porque o

hidróxido de potássio e hidróxido de sódio podem realizar facilmente todas as suas

possíveis funções na indústria de uma forma menos violenta e mais segura.Hidróxido de

rubídio é usado em pesquisa científica. Ele é freqüentemente usado frugalmente para

prevenir desperdício por dejetos do caro elemento rubídio, reciclando-o.

Apesar do fato que o hidróxido de rubídio ser raramente usado em processos

industriais normais, ele é notável porque a síntese de todos os compostos de rubídio

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pode ser obtida facilmente envolvendo-o como intermediário.

CsOH :Devido a sua alta reatividade, hidróxido de césio é extremamente higroscópico.

Hidróxido de césio de uso laboratorial é normalmente um hidrato.

Sr(OH)2 :Hidróxido de estrôncio é usado principalmente no refino de açúcar de

beterraba e como um estabilizador em plásticos. Ele pode ser usado como uma fonte de

íons estrôncio quando o cloro do cloreto de estrôncio é indesejável. Hidróxido de

estrôncio absorve dióxido de carbono do ar para formar carbonato de estrôncio.

Zn(OH)2 : É utilizado como como absorvente em curativos cirúrgicos.

Ni(OH)2 : É um composto com fórmula Ni(OH)2. Apresenta-se como um pó de cor

verde, insolúvel em água, não inflamável e, em condições normais, estável. Ele é

utilizado em baterias recarregáveis de níquel cádmio

Hidróxido de sódio: presente em substâncias para desentupir pias.

Hidróxido de magnésio: no chamado “leite de magnésia” ,usado para combater

acidez estomacal.

Soda cáustica: utilizada na fabricação de sabão e glicerina (entre outras coisas)

Hidróxido de Cálcio: É usada pelos pedreiros para realizar suas tarefas

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Obtenção

Método sintético - Trata-se de uma síntese parcial. Consiste na reação de um

óxido básico com água.

Na2O(s) +H2O -> 2NaOH(aq)

BaO(s) + H2O -> Ba(OH) 2 (aq)

É um método que pode ser facilmente usado para obter os hidróxidos dos metais

alcalinos e de Ca, Sr e Ba, que são solúveis em água.

Ocorrendo formação de um hidróxido insolúvel em água, este se superpõe ao

óxido inicial evitando que a reação prossiga.

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Sais

Definição

Sais são substâncias iônicas que apresentam pelo menos um cátion diferente de

H¹⁺ e pelo menos, um ânion diferente de OH¹⁻. Pela própria definição, podemos ter uma

idéia do número de diversos sais encontrados na natureza ou produzidas

industrialmente.

Uma maneira simples de se produzir um sal é por meio da reação ácido-base.

Nomeclatura

O ácido sempre irá formar o ânion correspondente (HCℓ Cℓ¹⁻).Portanto,

o nome do ânion será derivado do ácido, conforme indicações abaixo:

Terminação do

ácido

ídrico íco oso

Terminação do

ânion

eto ato ito

Exemplos:

HBr- ácido bromídrico - Br¹⁻ - ânion brometo

H₂CO₃ - ácido carbônico – CO32⁻ - ânion carbonatos

HCℓO – ácido hipocloroso - CℓO¹⁻ - ânion hipoclorito

Em se tratando de bases, os cátions são predominantemente formados por

metais; uma das exceções é o íon amõnio.Nesse caso o nome do cátion será o metal.

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Quando o metal apresentar mais de uma valência em algarismo romano após o nome,

despresando o sinal.

Exemplos:

NaCℓ - Cloreto de sódio ( principal constituinte de do sal de cozinha)

KBr – brometo de potássio

CaCO₃ - carbonato de cálcio ( principal constituinte de calcário e mármore)

Classificação

Quanto ao número de elementos:

- Sais Binários: Apresentam dois elementos químicos em sua

composição. Ex: KCl, Al2S3.

- Sais Ternários: Apresentam três elementos químicos em sua

composição. Ex: Na2SO4, Ba2P2O7.

- Sais Quaternários: Apresentam quatro elementos químicos em sua

composição. Ex: Ca(OCN)2.

Quanto à natureza dos íons:

- Sais Neutros (Normal): Não apresentam em sua composição nem H+ e

nem OH-. Ex: NaCl, BaSO4.

- Sais Ácidos (Hidrogeno-sal): Apresentam em sua composição dois

cátions, sendo um deles o H+, e um só tipo de ânion, sendo diferente de OH

-. Ex:

NaHCO3, K2HPO4.

- Sais Básicos (Hidroxissal): Apresentam em sua composição dois

ânions, sendo um deles o OH-, e um só tipo de cátion, sendo diferente de H

+. Ex:

Ca(OH)Cl, Fe(OH)SO4.

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- Sais Duplos (Misto): Apresentam em sua composição dois cátions

diferentes de H+ ou dois ânions diferentes de OH

-.

- Sais Hidratados : Apresentam em sua composição moléculas de água.

Ex: CuSO4*5 H2O, CoCl2*2 H2O.

De acordo com a presença de oxigênio

-Sais haloides: não possuem oxigênio

Exemplos: NaI, KBr

Oxissais: possuem oxigênio

Exemplos: CaCO₃, MgSO

De acordo com a presença de H+ ou OH

-

- Sal normal: é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base.

Não possui nem H+ nem OH

-

Exemplo: HCl + NaOH NaCl + H₂O

Hidrogenossal ou hidroxissal: é formado numa reação de neutralização quando

o ácido e a base não estão em proporção estequiométrica. Sendo assim, há uma

neutralização parcial, sobrando H+ ou OH

-

Exemplo (hidrogenossal): H₂CO₃ + NaOH NaHCO + H₂O

Exemplo (hidroxissal): Mg(OH)₂ + HCl Mg(OH)Cl + H₂O

Sal misto: o sal apresenta em sua fórmula mais de um cátion ou mais de um

ânion diferentes. É formado a partir da neutralização de um ácido por mais de uma base

ou de uma base por mais de um ácido.

19 | P á g i n a

Exemplo:

Aplicações e exemplos

O carbonato de sódio (Na2CO3) é um pó branco ou levemente acizentado. É

chamado popularmente de soda ou barrilha, é usado na fabricação de sabões e

detergentes, celulose e papel, como desengraxante, na refinação do petróleo, e limpeza

em geral. É empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas

(para evitar que a água fique mais ácida) e ainda na fabricação de vidros.

O bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio (NaHCO3) é um sal ácido

que reage com água liberando CO2 e produzindo NaOH. Nos efervescentes que

combatem à acidez estomacal, o bicarbonato de sódio é princípio ativo, é usado também

como fermento em pães. Nos extintores de incêndio (pó seco ou úmido) é um dos

componentes principais.

O fluoreto de sódio (NaF2) serve como fonte de fluoreto para a formação do

esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries. É usado em algumas

pastas de dente e em enxaguatórios bucais.

O salitre - nitrato de potássio (KNO3) e o salitre-do-chile - nitrato de sódio

(NaNO3), são empregados como conservantes dos embutidos de carne (presunto,

salame, mortadela, rosbife, etc, e como afrodisíaco. Tomam parte também, da

composição de fertilizantes, de dinamites e da chamada pólvora negra (uma mistura de

salitre, carvão e enxofre pulverizados).

O sulfito de sódio (Na2SO3) é um sólido cristalino usado na conservação de

alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do papel sulfite.

Veja a lista de alguns sais que possuem aplicações relevantes na medicina:

Bicarbonato de sódio (NaHCO3) - Antiácido;

Carbonato de amônio (NH4)2CO3 - Expectorante;

Carbonato de lítio (Li 2CO3 ) - Antidepressivo;

Cloreto de amônio (NH 4Cl) - Acidificante do tubo digestivo;

Cloreto de sódio (NaCl) - Soro fisiológico;

Fluoreto de estanho II (SnF2) - Fortalecimento do esmalte dental;

Iodeto de sódio (NaI) - Fonte de iodo para a tireóide;

Iodeto de potássio (KI) - Fonte de iodo para a tireóide

Nitrato de potássio (KNO3) - Diurético;

Permanganato de potássio ( KMnO4) - Antimicótico;

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Sulfato de bário (BaSO 4) - Contraste em radiografia intestinal;

Sulfato de cálcio (CaSO4) - Gesso para imobilizações;

Sulfato de ferro II (FeSO4) - Fonte de ferro para anêmicos;

Nitrato de potássio (KNO3) - Germicida para olhos de recém nascidos;

Sulfato de magnésio (MgSO4) - Laxante.

Obtenção

Podemos obter os sais através da junção de um ácido com uma base de

Arrhenius. Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ácido Base Sal Água

Óxidos

Definição

Consideramos óxido toda espécie binária, ou seja, com dois diferentes tipos de

elementos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Considerando essa definição e

lembrando que somente o flúor é mais eletronegativo que somente o flúor é mais

eletronegativo que o oxigênio, podemos concluir que qualquer outro elemento que

forme uma espécie binária com o oxigênio a fará ser considerada óxido.

Devido à altíssima reatividade do oxigênio, é raro encontrar um elemento que

não seja com ele formando o óxido correspondente. Desse modo, podemos encontrar

óxidos formados por metais (caráter mais iônico) e ametais (caráter mais covalente)

Exemplos: CO, CO₂, H₂O, SO₂, SO₃, No, NO₂, N₂O, N₂O₄, CaO, Li₂O, Fe₂O,

Aℓ₂O₃, HgO, ZnO e muito outros.

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Classificação

Veja como os óxidos se classificam em função do seu comportamento na

presença de outros elementos:

Óxidos neutros: eles não reagem com água, ácidos ou base, são covalentes, ou seja, sua

composição é de ametais. Exemplo: monóxido de carbono (CO).

Óxidos básicos: o metal presente em sua fórmula, geralmente apresenta “carga elétrica”

+1 e +2, ou seja, possuem caráter iônico.

Exemplos: Na2O (Óxido de sódio), BaO (Óxido de bário).

Óxidos ácidos: são formados por ametais e apresentam caráter covalente. Na presença

de água produzem ácidos e na presença de bases originam sal e água. Exemplo: SO2

(óxido de enxofre).

Óxidos duplos ou mistos: originados da junção de dois óxidos de um mesmo elemento.

Exemplo: magnetita (Fe3O4). Aplicação: ímã natural.

Óxidos anfóteros: apresentam ambiguidade, na presença de um ácido se comportam

como óxidos básicos, e na presença de uma base como óxidos ácidos. Exemplo: óxido

de zinco (ZnO).

Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O2)2-

. Exemplos: Água

oxigenada (H2O2) e Peróxido de sódio (Na2O2). Aplicação: são usados na indústria

como alvejantes para clarificar tecidos e polpa de celulose (confecção de papel).

Nomenclatura

nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E]

O prefixo mono pode ser omitido.

Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em

algarismo romano.

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Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = -2, não há

necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E.

Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1:

nome do óxido = peróxido de + [nome de E ]

Aplicação e Exemplo

Óxidos mais comuns na química do cotidiano

Óxido de cálcio (CaO)

É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido

industrialmente por pirólise de calcário.

Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.

Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das

paredes.

Pintura a cal (caiação).

Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

Dióxido de carbono (CO2)

É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem c

omburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.

O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2

que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em

O2 que o normal.

O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui

ocorre a reação:

CO2 + H2O « H2CO3 (ácido carbônico)

O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas

temperaturas.

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Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal

responsável pelo chamado efeito estufa.

Monóxido de carbono (CO)

É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar

atmosférico.

Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina,

óleo, diesel, etc.

A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis,

caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível

usado:

álcool < gasolina < óleo diesel.

A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol),

para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a

poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

Dióxido de enxofre (SO2)

É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.

Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:

S + O2 (ar) ® SO2

O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões

onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima

do enxofre.

A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm

compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado

na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso,

o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que

o da gasolina.

O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima

não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em

termos de poluição atmosférica.

O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de

chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a

vegetação:

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2SO2 + O2 (ar) ® 2SO3

SO3 + H2O ® H2SO4

Dióxido de nitrogênio (NO2)

É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.

Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura

muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do

nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é

outro sério poluente atmosférico

NO2 + O2 ® NO + O3

Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos

do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico,

originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.

Principais Óxidos

• Óxido de Cálcio (CaO) --> Obtido a partir da decomposição do calcário, é

usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de

argamassa na construção civil.

• Óxido Nitroso (N2O) --> Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado

em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é

utilizado como anestésico.

• Dióxido de Enxofre (SO2) --> É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no

branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais

poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera

e origina a chamada chuva ácida.

• Monóxido de Carbono (CO) --> Usado para obter certos produtos químicos e

na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas

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urbanas; inalado combina com a hemoglobina das hemácias do sangue, neutralizando-as

para o transporte de gás oxigênio no organismo.

Obtenção

Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico, eles

são compostos binários, isto é, são substâncias formadas pela combinação de dois elementos.

Um desses elementos é sempre o oxigênio

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Conclusão

Os ácidos, bases, sais e óxidos são estudos muito importantes da química

inorgânica, que devem ser estudadas com grande importância, pois elas compreendem

parte das substancias existentes na terra. Muitos desses compostos inorgânicos são

materiais de grande destaque e de utilidade corriqueira no dia –a – dia, mas que grande

maioria das pessoas nem sequer tem conhecimento. Dentre as grandes classes de

materiais inorgânicos de destaque podemos citar os óxidos, cuja manipulação pode ser

considerado um dos grandes avanços da historia da humanidade. Óxidos, que possuem

papel importante em vários dispositivos, sendo utilizados como materiais magnéticos

em armazenamento de informações, na fabricação de vidros, em processos de

purificação de ar e água, entre outros, que tem grande importância nas indústrias e em

nosso cotidiano. O ácido, não só é encontrado ao nosso redor, mas também nos

alimentos que ingerimos como a uva, maçã, laranja, acerola, vinagre, refrigerantes

entre vários outros. Essas sustâncias são muito importantes, e mesmo que algumas

possam ser ingeridas, algumas têm que ter um melhor preparo no manuseio, pois

pode ser prejudicial à saúde como o ácido sulfúrico, que pode corroer os tecidos

dos organismos. Seria impossível viver sem essas substancias, apenas na simples

tarefa de lavar, escovar os dentes, tomar um remédio, seria difícil, pois faltariam

os utensílios necessários para o tal ato ser feito. Por isso é muito importante seu

conhecimento, entender como agem e seus processos.

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Referências Bibliográficas

http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-

inorganica/acidos

http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-

inorganica/oxidos

http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/classificacao-

dos-oxidos.htm

http://www.brasilescola.com/quimica/nomenclatura-dos-

oxidos.htm

http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/aplicacao-dos-

oxidos.htm

http://www.fisica.net/quimica/resumo10.htm

Livro: Universo da Química - Ensino médio

Autor: Bianch, Albrecht, Daltamir

Volume Único

Editora FDP S.A