Material para pesquisa escolar: Química Ensino Médio

Sistema

Sistema é uma porção limitada do universo, considerada como um todo para efeito de estudo.

Sistema homogêneo ou material homogêneo ou matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.

Sistema heterogêneo ou material heterogêneo ou matéria heterogênea é aquele que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.

Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação, que constituem um sistema heterogêneo.

Os sistemas homogêneos são monofásicos ou unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos, podendo ser bifásicos, trifásicos, etc.

Sistema com n componentes sólidos como regra tem n fases. Sistema com n gases sempre tem uma única fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais gases.

Sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea) ou é uma substância pura em mudança de estado físico.

Sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea) ou é uma substância pura num único estado físico.

Mistura e substância pura

Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada.

Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.

Substância pura é todo material com as seguintes características:

• Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.
• Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
• A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).
• Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa.
• Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.

As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são as diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras compostas).

Mistura eutética e mistura azeotrópica

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras no processo de fusão, isto é, a temperatura mantém-se inalterada no início ao fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas.

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras em relação à ebulição, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas.

Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética e azeotrópica simultaneamente.

Substância simples e alotropia

Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico.

Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes.

Elemento	Variedades alotrópicas
Carbono (C)	Diamante (Cn)	Grafite (Cn)
Oxigênio (O)	Oxigênio (O2)	Ozônio (O3)
Fósforo (P)	Fósforo branco (P4)	Fósforo vermelho (Pn)
Enxofre (S)	Enxofre rômbico (S8)	Enxofre monoclínico (S8)

Grandeza molecular	Substância simples
moléculas monoatômicas	gases nobres
moléculas biatômicas	H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
moléculas triatômicas	O3
moléculas tetratômicas	P4
moléculas octatômicas	S8
moléculas gigantes (macromoléculas)	Pn, Cn, todos os metais (Nan, Can, Agn)

ANÁLISE IMEDIATA Conjunto de processos de separação dos componentes das misturas.
H O M O G Ê N E A S	Destilação simples (sólido + líquido) Por aquecimento, só o líquido entra em ebulição, vaporiza-se e a seguir condensa-se, separando-se do sólido.
	Destilação fracionada (líquido + líquido) Por aquecimento, os líquidos vaporizam-se e a seguir condensam-se, separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus PE.
	Liquefação fracionada (gás + gás) Por resfriamento da mistura, os gases se liqüefazem separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus PE.
	Aquecimento simples (gás + líquido) Por aquecimento abaixo do PE do líquido, o gás dissolvido é expulso.
H E T E R O G Ê N E A S	Todas as fases são sólidas	Catação – Os fragmentos são catados com a mão ou pinça.
		Ventilação – Separação do componente mais leve por corrente de ar.
		Levigação – Separação do componente mais leve por corrente de água.
		Flotação – Separação por um líquido de densidade intermediária.
		Dissolução fracionada – Separação por meio de um líquido que dissolve apenas um componente.
		Separação magnética – Apenas um componente é atraído pelo ímã.
		Fusão fracionada – Separação por aquecimento da mistura até a fusão do componente de menor PF.
		Cristalização fracionada – Adiciona-se um líquido que dissolva todos os sólidos. Por evaporação da solução obtida, os componentes cristalizam-se separadamente.
		Peneiração ou tamização – Os componentes estão reduzidos a grãos de diferentes tamanhos.
	Pelo menos uma das fases não é sólida	Sedimentação – Separação de duas ou mais camadas devido a diferentes densidades.
		Decantação – Após a sedimentação a fase líquida é escoada.
		Filtração – Separa a fase líquida ou gasosa da sólida por meio de uma superfície porosa.
		Centrifugação – Decantação acelerada por um centrífuga.

Critérios de pureza

Critérios de pureza são testes de laboratórios para verificar se uma substância é pura. Os mais usados são determinação de PF, PE, d e solubilidade.

Fenômeno físico é aquele que não altera as moléculas e/ou íons das substâncias participantes.

Fenômeno químico é aquele que altera as moléculas e/ou íons de pelo menos uma das substâncias participantes.

Reação química e equação química

Reação química é um fenômeno químico.

Equação química é a representação de uma reação química por meio das fórmulas das substâncias participantes.

Nas reações químicas há conservação dos átomos de todos os elementos. Os átomos dos reagentes são os mesmos dos produtos e em igual número, por isso a equação deve ser balanceada.

Tipos de reação

• Síntese ou adição:

  aA + bB + … ® xX

• Decomposição ou análise:

  xX ® aA + bB +…

• Deslocamento:

  AB + C ® AC + B (Reatividade: C > B)

  AB + C ® CB + A (Reatividade: C > A)

• Metais com a água:
  • Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio.
  • Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio.
  • O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, porém branda.
  • Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor de água a alta temperatura.
  • Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma condição.

• Reação de dupla troca:

  AB + CD ® AD + CB

  A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for

  • menos solúvel
  • eletrólito mais fraco
  • mais volátil

  que AB e/ou CD.

Solubilidade em água

Regras de solubilidade em água:

• Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .
• Os nitratos (NO₃^–) e os acetatos (CH₃–COO^–) são solúveis .
• Os cloretos (Cl^–), os brometos (Br^–) e os iodetos (I^–), em sua maioria, são solúveis .
  Principais exceções:
  PbCl₂, AgCl, CuCl e Hg₂Cl₂ ® insolúveis
  PbBr₂, AgBr, CuBr e Hg₂Br₂ ® insolúveis
  PbI₂, AgI, CuI, Hg₂I₂ e HgI₂ ® insolúveis
• Os sulfatos (SO₄^2–), em sua maioria, são solúveis na água.
  Principais exceções:
  CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄ e PbSO₄ ® insolúveis
• Os sulfetos (S^2–) e hidróxidos (OH^–), em sua maioria, são insolúveis na água.
  Principais exceções:
  Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio ® solúveis
  Sulfetos dos metais alcalino-terrosos ® solúveis
• Os carbonatos (CO₃^2–), os fosfatos (PO₄^3–) e os sais dos outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água.
  Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis.

Força

• Principais ácidos fortes:HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ e outros ácidos oxigenados H_xEO_y, nos quais (y – x) ³ 2
• Principais ácidos semifortes:HF, H₃PO₄, H₂SO₃ e outros ácidos oxigenados H_xEO_y, nos quais (y – x) = 1. No H₂CO₃, (y – x) = 1, mas o ácido é fraco (exceção).
• Principais ácidos fracos:H₂S, HCN, CH₃–COOH e ácidos oxigenados H_xEO_y, nos quais (y – x) = 0

Nota: Na fórmula H_xEO_y, x representa o número de átomos de H ionizáveis.

Volatilidade

Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis

Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H₂S, HCN, HNO₂, HNO₃ e CH₃–COOH

Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H₂SO₄ e H₃PO₄

Única base volátil: hidróxido de amônio

Indícios de ocorrência de uma reação

• mudança de coloração no sistema e/ou
• liberação de gás (efervescência) e/ou
• precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou
• liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente).

Reação de oxirredução

Reação de oxirredução ou redox – Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.

Oxidação – Perda de elétrons ou aumento de nox.

Redução – Ganho de elétrons ou diminuição de nox.

Agente oxidante ou substância oxidante – Substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons.

Agente redutor ou substância redutora – Substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons.

Balanceamento de equações de oxirredução – Fundamenta-se no fato de o número de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.

Reação auto-oxirredução

Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento – Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz.

Óxido – Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

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Nomenclatura

Óxido E_xO_y:

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.
• 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 ]

Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros

• Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N₂O.
• Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos básicos.
• Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.

Óxidos ácidos Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
óxido ácido + água ® ácido óxido ácido + base ® sal + água	SO3 + H2O ® H2SO4 SO3 +2KOH ® K2SO4 + H2O N2O5 + H2O ® 2HNO3 N2O5 + 2KOH ® 2KNO3 + H2O
Óxidos ácidos mistos NO2
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
óxido ácido misto + água ® ácido(1) + ácido(2) óxido ácido misto + base ® sal(1) + sal(2) + água	2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2 2NO2 + 2KOH ® KNO3 + KNO2 + H2O
Óxidos básicos Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaO Cu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
óxido básico + água ® base óxido básico + ácido ® sal + água	Na2O + H2O ® 2NaOH Na2O + 2HCl ® 2NaCl + H2O CaO + H2O ® Ca(OH)2 CaO + 2HCl ® CaCl2
Óxidos anfóteros As2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
óxido anfótero + ácido ® sal + água óxido anfótero + base ® sal + água	ZnO + 2HCl ® ZnCl2 + H2O ZnO + 2KOH ® K2ZnO2 + H2O Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2KOH ® 2KAlO2 + H2O
Óxidos neutros NO N2O CO
Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
Óxidos salinos Fe3O4 Pb3O4 Mn3O4
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
óxido salino + ácido ® sal(1) + sal(2) + água	Fe3O4 + 8HCl ® 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Peróxidos Li2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2
Reações caraterísticas	Exemplos de reações
peróxido + água ® base + O2 peróxido + ácido ® sal + H2O2	Na2O2 + H2O ® 2NaOH + 1/2 O2 Na2O2 + 2HCl ® 2NaCl + H2O2

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 comburente, 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.
  • 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:
    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.

  Sal de Arrhenius – Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

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  Nomenclatura

  nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

  Classificação

  Os sais podem ser classificados em:

• sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
• hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e
• hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).

Reações de salificação

Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base

Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH^– da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH^–.

Reação de salificação com neutralização parcial do ácido

Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.

Reação de salificação com neutralização parcial da base

Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH^– ao lado do ânion do ácido.

Sais naturais

CaCO3	NaCl	NaNO3
Ca3(PO4)2	CaSO4	CaF2
silicatos	sulfetos metálicos (FeS2, PbS, ZnS,HgS)	etc.

Sais mais comuns na química do cotidiano

• Cloreto de sódio (NaCl)
  • Alimentação – É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio.
  • Conservação da carne, do pescado e de peles.
  • Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl_(s) pode atingir –22°C.
  • Obtenção de Na, Cl₂, H₂, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
    NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃, HCl, etc.
  • Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação.
• Nitrato de sódio (NaNO₃)
  • Fertilizante na agricultura.
  • Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).
• Carbonato de sódio (Na₂CO₃)
  • O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda.
  • Fabrição do vidro comum (maior aplicação):
    Barrilha + calcáreo + areia ® vidro comum
  • Fabricação de sabões.
• Bicarbonato de sódio (NaHCO₃)
  • Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
    NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂
    O CO₂ liberado é o responsável pelo “arroto”.
  • Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
    O sal de frutas contém NaHCO_{3 (s)} e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO₃ reage com os ácidos liberando CO_{2 (g)}, o responsável pela efervecência:
    NaHCO₃ + H⁺ ® Na⁺ + H₂O + CO₂
  • Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO₂ do NaHCO₃.
  • Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO_{3 (s)} e H₂SO₄ em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO₃ mistura-se com o H₂SO₄, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO₂. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).
• Fluoreto de sódio (NaF)
  • É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.
• Carbonato de cálcio (CaCO₃)
  • É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore.
  • Fabricação de CO₂ e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)₂):
    CaCO₃ ® CaO + CO₂
    CaO + H₂O ® Ca(OH)₂
  • Fabricação do vidro comum.
  • Fabricação do cimento Portland:
    Calcáreo + argila + areia ® cimento Portland
  • Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.
• Sulfato de cálcio (CaSO₄)
  • Fabricação de giz escolar.
  • O gesso é uma variedade de CaSO₄ hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc.

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Base de Arrhenius – Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH^–.

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Classificação

Solubilidade em água:

• São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.

Quanto à força:

• São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)₂ e Ba(OH)₂.
• São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.
  O NH₄OH é a única base solúvel e fraca.

Ação de ácidos e bases sobre indicadores

Indicador	Ácido	Base
tornassol	róseo	azul
fenolftaleína	incolor	avermelhado
alaranjado de metila	avermelhado	amarelo

Bases mais comuns na química do cotidiano

• Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)
  • É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades.
  • É usado na fabricação do sabão e glicerina:
    (óleos e gorduras) + NaOH ® glicerina + sabão
  • É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.
    HNO₃ + NaOH ® NaNO₃ + H₂O
  • É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.
  • É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
  • É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H₂ e o Cl₂, que têm grandes aplicações industriais.
• Hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂)
  • É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.
  • É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:
  • É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
• Amônia (NH₃) e hidróxido de amônio (NH₄OH)
  • Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.
  • A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.
  • A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico.
  • É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₃PO₄
  • A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
• Hidróxido de magnésio (Mg(OH)₂)
  • É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)₂ é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)₂ neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
    Mg(OH)₂ + 2HCl ® MgCl₂ + 2H₂O
• Hidróxido de alumínio (Al(OH)₃)
  • É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Teoria protônica de Brönsted-Lowry – Ácido é um doador de prótons (H⁺) e base é um receptor de prótons.

ácido(1) + base(2) Û ácido(2) + base(1)

Um ácido (1) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (2).

Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido.
Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa.

Teoria eletrônica de Lewis – Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação química.

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Ácido de Arrhenius – Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H⁺ (ou H₃O⁺).

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Nomenclatura

Ácido não-oxigenado (H_xE):

ácido + [nome de E] + ídrico

Exemplo: HCl – ácido clorídrico

Ácidos H_xEO_y, nos quais varia o nox de E:

Grupo de E	Nox de E	Nome do ácido HxEOy	Exemplo
7	7	ácido per + [nome de E] + ico	HClO4 ácido perclórico Nox do Cl = +7
	a < 7	ácido [nome de E] + ico	HClO3 ácido clórico Nox do Cl = +5
	b < a	ácido [nome de E] + oso	HClO2 ácido cloroso Nox do Cl = +3
	c < b	ácido hipo + [nome de E] + oso	HClO ácido hipocloroso Nox do Cl = +1
G ¹ 7	G	ácido [nome de E] + ico	H3PO4 ácido fosfórico Nox do P = +5
	a < G	ácido [nome de E] + oso	H3PO3 ácido fosforoso Nox do P = +3
	b < a	ácido hipo + [nome de E] + oso	H3PO2 ácido hipofosforoso Nox do P = +1

Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:

1 ORTO	–	1 H2O	=	1 META
2 ORTO	–	1 H2O	=	1 PIRO

Nome dos ânions sem H ionizáveis – Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos por eto, ito e ato, respectivamente.

Classificação

Quanto ao número de H ionizáveis:

• monoácidos ou ácidos monopróticos
• diácidos ou ácidos dipróticos
• triácidos ou ácidos tripróticos
• tetrácidos ou ácidos tetrapróticos

Quanto à força

• Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
  Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos H_xEO_y, nos quais (y – x) ³ 2, como HClO₄, HNO₃ e H₂SO₄.
• Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.
  Exemplos: H₂S e ácidos H_xEO_y, nos quais (y – x) = 0, como HClO, H₃BO₃.
• Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.
  Exemplos: HF e ácidos H_xEO_y, nos quais (y – x) = 1, como H₃PO₄, HNO₂, H₂SO₃.
  Exceção: H₂CO₃ é fraco, embora (y – x) = 1.

Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido H_xEO_y

1. Ligue a E tantos –O–H quantos forem os H ionizáveis.
2. Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver.
3. Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E ® O).

Ácidos mais comuns na química do cotidiano

• Ácido clorídrico (HCl)
  • O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.
  • É encontrado no suco gástrico .
  • É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.
  • É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.
  • É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
• Ácido sulfúrico (H₂SO₄)
  • 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.
  • É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.
  • 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 desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.
  • As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H₂SO₄ e causam grande impacto ambiental.
• Ácido nítrico (HNO₃)
  • Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.
  • É usado na fabricação do salitre (NaNO₃, KNO₃) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).
  • As chuvas ácidas 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 fosfórico (H₃PO₄)
  • Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.
  • É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
• Ácido acético (CH₃ – COOH)
  • É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).
• Ácido fluorídrico (HF)
  • Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.
• Ácido carbônico (H₂CO₃)
  • É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:
    CO₂ + H₂O ® H₂CO₃

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