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SUMÁRIO
- 1 INTRODUÇÃO .................................................................................................
- 2 ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
- 3 ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED LOWRY .................................................
- 4 ÁCIDOS E BASES DE LEWIS ........................................................................
- 5 ÓXIDOS ÁCIDOS
- 5.1 Definição .........................................................................................................
- 5.2 Reações
- 6 ÓXIDOS BÁSICOS ..........................................................................................
- 6.1 Definições .......................................................................................................
- 6.2 Reações
- 7 ÓXIDOS ANFÓTÉRICOS ................................................................................
- 7.1 Definições .......................................................................................................
- 7.2 Reações
- 8 TROCA DE PRÓTONS ENTRE MOLÉCULAS DE ÁGUAS
- 9 ESCALA DE pH ...............................................................................................
- 10 pOH DE SOLUÇÕES .......................................................................................
- 11 CONCLUÇÃO ..................................................................................................
- REFERÊNCIAS
1 INTRODUÇÃO
As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático.
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.
3 ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED LOWRY
A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases. Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, independentemente, na Dinamarca e Inglaterra, respectivamente, propuseram uma definição mais ampla e genérica para ácidos e bases. A chamada definição protônica. A definição protônica defini um ácido, como toda substância (molécula ou íon) capaz de liberar um próton (H +^ ), e uma base, como toda substância (molécula
ou íon) capaz de receber um próton.
Esta definição é muito mais ampla que a de Arrhenius, uma vez que o meio reacional não influi na propriedade de ser ou não um ácido ou uma base. Um exemplo disso é o H 2 SO 4 (ácido sulfúrico) que em meio aquoso, libera íons H +^ e em
ácido acético como solvente, também libera íons H +. Já o NaOH (hidróxido de sódio), em meio aquoso, libera íons OH -^ , entretanto, em ácido acético como solvente, ocorre a formação de acetato de sódio, que age como base.
H 2 SO 4 (l) 2H+^ (aq) + SO 4 2-(aq) ou H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H 3 O+^ (aq) + SO 4 2-(aq)
H 2 SO 4 2 H+^ + SO 4 2-^ (com CH 3 COOH como solvente)
NaOH(s) Na+^ (aq) + OH -^ (aq) NaOH(s) H 2 O + CH3COO - Na +^ (H 2 O - H +^ + OH -^ ) Sendo assim, a liberação de OH -^ não é uma característica de todas as bases, mas a capacidade de receber um próton, é. Pela definição de Bronsted-Lowry, não é necessário, nem mesmo um meio úmido para as reações ocorrerem. A reação entre vapores de ácido clorídrico e amônia é um exemplo disso. O cloreto de amônio é o produto sólido desta reação. Segundo a definição protônica, uma reação ácido-base envolve a competição de um próton (H+) entre duas bases.
H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H 3 O+^ (aq) + SO 4 2-(aq) (ácido 1) (base 2) (ácido 2) (base 1) Um ácido (ácido 1) ao reagir com uma base (base 2), sempre irá originar uma base fraca (base 1) e um ácido fraco (ácido 2). Formando-se pares de ácido e base conjugados.
ácido 1 base 1 base 2 ácido 2
4 ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Em 1923, no mesmo ano que Brönsted e Lowry propuseram a definição protônica para ácidos e bases, G. N. Lewis, químico americano propõe uma definição ainda mais abrangente para ácidos e bases, a definição eletrônica.
Lewis definiu um ácido, como uma espécie capaz de receber pares de elétrons e base, como uma espécie capaz de doar pares de elétrons, formando ligações químicas.
A reação entre um ácido e uma base de Lewis sempre dá origem a formação de uma ligação covalente.
H +^ + OH -^ H 2 O A definição de Lewis abrange todos os íons, sejam cátions (bons receptores de elétrons) e ânions (bons doadores de elétrons), ácidos e bases, respectivamente.
Cu2+^ + 6F-^ [CuF 6 ]4- Não só íons podem ser ácidos ou bases de Lewis, compostos e elementos neutros, também podem.
Co2+^ + 6CO [Co(CO) 6 ] 2+ ácido - CO2+ base - CO A definição de Lewis abrange, ou seja, explica os casos das definições de Bronsted-Lowry e de Arrhenius, sendo portanto, a mais aceita. Entretanto, as definições de Arrhenius e de Bronsted-Lowry também são utilizadas para explicar alguns casos.
6.1 Definição São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:
- Na 2 O - óxido de sódio
- CaO - óxido de cálcio (cal viva)
- BaO - óxido de bário (barita)
- CuO - óxido de cobre (II) (óxido cúprico)
- Cu 2 O - óxido de cobre (I) (óxido cuproso/cuprita)
- FeO - óxido de ferro (II) (óxido ferroso) São também compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico, exceto o flúor.
6.2 Reações Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos: Na 2 O + H 2 O 2NaOH K 2 O + H 2 O 2KOH CaO + H 2 O Ca(OH) (^2) FeO + H 2 O Fe(OH) (^2) Na 2 O + 2HNO 3 2NaNO 3 + H 2 O Cu 2 O + 2HCl 2CuCl + H 2 O CaO + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O 3FeO + 2H 3 PO 4 Fe 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O
7 ÓXIDOS ANFÓTÉRICOS
7.1 Definição São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:
- SnO óxido de estanho II
- SnO 2 óxido de estanho IV
- Fe 2 O 3 óxido de ferro III
- ZnO óxido de zinco
- Al 2 O 3 óxido de alumínio Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.
7.2 Reações
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos: ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O ZnO + 2KOH K 2 ZnO 2 + H 2 O Al 2 O 3 + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 O Al 2 O 3 + 2NaOH 2NaAlO 2 + H 2 O
Alguns dos ânions formados são:
- ZnO 2 −^2 zincato
- AlO 2 -^ aluminato
- SnO 2 −^2 estanito
A escala de pH é logarítmica, isso significa que os valores que separam cada unidade não são de valores iguais ao longo da escala, mas aumento de acordo e proporção de sua distancia do meio ponto, para terem um equilíbrio certo entre acidez e alcalinidade. Os valores são multiplicados por cada unidade. Como resultado o valor de ph de 6 é 10 vezes mais ácido do que o valor de pH do 7, mas um pH de 5 é 100 vezes mais ácido do que um ph de 7. No contrário, um pH de 8 é 10 vezes mais alcalino do que um pH de 7, e um pH de 9 é 100 vezes mais alcalino do que um pH de 7. Lembre-se: Quando testando o pH da sua saliva ou urina, enquanto um resultado de 5.5 pode parecer muito ácido (na verdade, é somente 1.25 unidades abaixo de 7), certamente é bem ácido. De fato, é 50 vezes mais ácido do que é considerado saudável. Outro lembrete importante é para que possa reverter isso, e neutralizar a acidez, é requerido uma grande quantidade de elementos alcalinos. A combinação seria algo assim: Para que possa mudar o Ph de um galão de solução com um pH de 5.5 para 7, vai requerer mais de 20 galões de uma solução com um pH de 7.5.
10 pOH DE SOLUÇÕES Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica: pOH = log 1/[OH -^ ]
Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH-^ :
pOH = colog [OH - ] Assim: pOH = log 1/[OH -^ ] → pOH = log 1 – log [OH-^ ] Como log 1 = 0: pOH = -log[OH - ] ou pOH = colog [OH -^ ]
Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH-^ e H +:
Meio neutro: pOH = 7 Meio ácido: pOH > 7 Meio básico: pOH < 7 Relação entre pH e pOH: pH + pOH = 14 (25 °C) Observação: Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H + e OH-^. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno
número, íons OH-^. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H+^. As concentrações desses íons jamais se anulam.
REFERÊNCIAS
. Acesso em: 20 outubro 2010.
. Acesso em: 20 outubro
. Acesso em: 20 outubro
. Acesso em: 20 outubro 2010.
. Acesso em: 20 outubro 2010.
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