FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA
Autor: ENGENHARIA CIVIL 2/2011 | Publicado: 2011-11-01T12:16:00-07:00

Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas em funções químicas.Função Química&nbsp;– conjunto de compostos com propriedades químicas semelhantes.As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidos como as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são os hidrocarbonetos, alcoóis, cetonas, aldeídos, éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e amidas.ÁCIDOS&nbsp;Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+.&nbsp;
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.
Exemplos:
HCl&nbsp; + H2O&nbsp; →&nbsp; H+&nbsp; +&nbsp; Cl-
HF&nbsp; +&nbsp; &nbsp;H2O&nbsp; →&nbsp; H+&nbsp; +&nbsp; F-
H2SO4&nbsp; →&nbsp; H+&nbsp;+&nbsp; SO2-
Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.
As principais características dos ácidos são:
- sabor azedo (em&nbsp; geral tóxicos e corrosivos);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);
- reagem com base formando sal e água.Utilidade- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.ClassificaçãoA) PRESENÇA DE OXIGÊNIO- ácidos sem oxigênio – hidrácidos
Exemplos: HCl, HBr- ácidos com oxigênios – oxiácidos
Exemplos: H2SO4, HNO3B) NÚMERO DE&nbsp; H+&nbsp; IONIZÁVEIS- monoácido – produz 1 H+&nbsp;
Exemplos: HCl, HNO3- diácido – produz 2 H+&nbsp;
Exemplos: H2SO4,H2CO3- triácido – produz 3 H+&nbsp;
Exemplos: H3PO4, H3BO3- tetrácidos – 4H+
Exemplos: H4SiO4Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+&nbsp;ionizáveis.C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO):- Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr
Moderado: HF
Fraco: os demais hidrácidos- Oxiácidos:
Sendo a fórmula genérica: HaEOb, onde:
H = hidrogênio
E = elemento químico
O = oxigênio
a = número de H
b = número de OSe b-a:
3 ou 2 = ácido forte
1 = ácido moderado
0 = ácido fracoExemplos:
HNO3&nbsp;→&nbsp; 3-1=2&nbsp; → ácido forte
H3PO4&nbsp;→ 4-3=1 → ácido moderado
H3BO3&nbsp;→ 3-3=0 → ácido fracoNomenclaturaA) HIDRÁCIDOSÁcido + nome do elemento + ídricoExemplos:
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídricoB) OXIÁCIDOSÁcido + nome do elemento + oso/icoExemplos:
H2SO4&nbsp;– ácido sulfúrico
HNO3&nbsp;– ácido nítrico
H3PO4&nbsp;– ácido fosfórico
HClO3&nbsp;– ácido clórico
H2CO3&nbsp;– ácido carbônico
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos:
H2SO5&nbsp;– ácido persulfúrico
H2SO4&nbsp;– ácido sulfúrico
H2SO3&nbsp;– ácido sulfuroso
H2SO2&nbsp;– ácido hiposulfurosoEntão:
Ácido per+elemento+ico
Ácido+elemento+ico
Ácido +elemento+oso
Ácido+hipo+elemento+osoBASESBase é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.
Exemplos:
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)2&nbsp;+ H2O ↔ Mg2+&nbsp;+ 2OH-
Al(OH)3&nbsp;+ H2O ↔ Al3+&nbsp;+ 3OH-Identifica-se uma base pela presença de OH-&nbsp;no lado direito da fórmula.
As principais características das bases são:
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.Utilidade- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.ClassificaçãoA) Número de OH-&nbsp;dissociadas:
- Monobase – possui uma OH-
Exemplo: NaOH, NH4OH- Dibase- possui dois OH-
Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2- Tribase – possui três OH-
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3- Tetrabase – possui quatro OH-
Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4B) Força Básica/Grau de Dissociação:
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2
Exceção: Mg(OH)2&nbsp;que é uma base fraca.- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2&nbsp;e NH4OH.C) Solubilidade em Água:
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH.- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.
Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2.- Insolúveis: demais bases.
Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2NomenclaturaA) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo:Hidróxido de + nome do elementoExemplos:
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio
Mg(OH)2&nbsp;(nox 2+) – hidróxido de magnésio
Ca(OH)2&nbsp;(nox 2+) – hidróxido de cálcioB) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável:Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICOOu ainda:Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romanoO NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO.Exemplos:
Fe(OH)2&nbsp;– hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3&nbsp;– hidróxido férrico ou hidróxido de ferro IIIÓXIDOSÓxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química.

magnetita
água
rochas
Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO.Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor.Utilidade- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal virgem.


- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas.- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido.- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar.- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel.Classificação:&nbsp;
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Na2O&nbsp; + H2O&nbsp; →&nbsp; 2NaOH
2Na2O&nbsp; + 2HCl&nbsp; →&nbsp; 2NaCl&nbsp; + H2OSão sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.
Exemplos:
SO3&nbsp;+ H2O&nbsp; →&nbsp; H2SO4
SO3&nbsp;+ 2 NaOH&nbsp; →&nbsp; Na2SO4&nbsp;+ H2O&nbsp;São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.
Exemplos:
ZnO&nbsp; + HCl&nbsp; →&nbsp; ZnCl2&nbsp; +&nbsp; H2O&nbsp;
ZnO&nbsp; +&nbsp; 2NaOH&nbsp; →&nbsp; Na2ZnO2&nbsp; +&nbsp;&nbsp; H2O&nbsp;São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.
Exemplos: CO, N2O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
Na2O2&nbsp;&nbsp;+ 2H2O&nbsp; →&nbsp; 2NaOH&nbsp; + H2O2
Na2O2&nbsp;&nbsp;+ H2SO4&nbsp; → Na2SO4&nbsp;+ H2O2Na2O2&nbsp;– peróxido de sódio
H2O2&nbsp;– peróxido de hidrogênioNomenclaturaA) Óxidos com NOX fixo:
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.Óxido de + nome do elementoExemplos:
Na2O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcioB) Óxidos com NOX variável:Óxido de + nome do elemento + ICO/OSOICO – NOX maior
OSO – NOX menorExemplos:
Fe2O2&nbsp;– (Fe com nox 3+) – óxido férrico
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferrosoPode-se usar também número romano indicando o nox do metal.
Exemplos:
Fe2O3&nbsp;– óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro IIPode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.Mono&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Mono
Di&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; +&nbsp;&nbsp; óxido de&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; +&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; Di&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; + nome do elemento
Tri&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; TriExemplos:
CO – monóxido de carbono
CO2&nbsp;– dióxido de carbono
SO3&nbsp;– trióxido de enxofre
N2O3&nbsp;– trióxido de dinitrogênioSAISSal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+&nbsp;e um ânion diferente do OH-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é&nbsp;a reação de neutralização, formando também água.
Exemplos:
HCl&nbsp; +&nbsp; NaOH&nbsp; →&nbsp; NaCl&nbsp; + H2O&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ácido&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; base&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; sal&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; águaAs principais características são:
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).Utilidade- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez do solo.&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; mármore&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; estalactite e estalagmite nas cavernas&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).NomenclaturaO nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:Assim:
ÁCIDOSAL
ÍDRICOETO
ICOATO
OSOITO

Mosqu"ito" Teim"oso"Te m"ato"﻿ te p"ico"Te M"eto" no Vi"drico"

Nome do Sal:
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:HCl&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; +&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; NaOH&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; → &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;NaCl&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; +&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; H2O
ácido clorídrico&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; hidróxido de sódio&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; cloreto&nbsp;de sódio&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; águaOutros nomes:
CaF2&nbsp;– fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2&nbsp;– nitrito de potássio
Na2CO3&nbsp;– carbonato de sódio7.5 Indicadores Ácido-Base e pHOs indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol.
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
INDICADORÁCIDOBASENEUTRO
FENOLFTALEÍNAINCOLORROSAINCOLOR
TORNASSOLROSAAZUL-
Para os outros indicadores:
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro.
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro;
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.Escala de pH|_______________|_______________|
0&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; 7&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; 14
ácido&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; neutro&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; base


Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções.
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de&nbsp;viragem&nbsp;e para o valor do pH damos o nome de&nbsp;ponto de viragem.Veja alguns exemplos diários de valores de pH:
CARÁTER ALCALINOPRODUTO
14Solução de soda cáustica (NaOH)
13

12Água de cal
11

10Creme dental alcalino
9

8Solução aquosa de NaHCO3
CARÁTER NEUTRO

7Água pura
CARÁTER ÁCIDO

6Água da torneira, água da chuva
5Refrigerantes
4Chuva ácida
3Vinagre
2Suco de limão
1Suco gástrico (HCl)
0Solução aquosa de HCl
7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base:De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a&nbsp;Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadasTeorias Modernas Ácido-Base.
São elas:
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de LewisAntes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:Teoria de ArrheniusPara este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons.
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma&nbsp;ionização.
Exemplo:
HCl + H2O →&nbsp; H+&nbsp; +&nbsp; Cl-Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O →&nbsp; H3O+&nbsp; +&nbsp; Cl-Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma&nbsp;dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O →&nbsp; Na+ + OH-
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.Teoria de Bronsted-LowryEsta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius.
A teoria é baseada em doar ou receber&nbsp;1 próton.Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.Exemplo:
doa&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; recebe&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; doa&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;recebe&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;


HCl&nbsp;&nbsp;&nbsp; +&nbsp;&nbsp;&nbsp; NH3&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ↔&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; NH4+&nbsp;&nbsp; +&nbsp; Cl-


ácido&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;base&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;ácido&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;base &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-.Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.Assim:HCl e Cl- são pares conjugados.
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.A NH3 e NH4+ são pares conjugados.
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.Teoria de LewisO químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada aopar de elétron.Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química.
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.Exemplo:
doa&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; recebe&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;:NH3 &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;+&nbsp;&nbsp;&nbsp; H+&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ↔&nbsp;&nbsp;&nbsp; NH4+&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; base&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ácido
Quadro-resumo das teorias ácido-base:
TEORIAÁCIDOBASE
ARRHENIUSLibera H+ em solução aquosa&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Libera OH- em solução aquosa&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;
BRONSTED-LOWRYDoa 1 prótonRecebe 1 próton
LEWISRecebe par de elétronsDoa par de elétrons