O cloro é um gás irritante e sufocante Misturado à água, reage produzindo os ácidos clorídrico e hipocloroso – que age

como desinfetante, destruindo ou inativando os microrganismos.

a) Identifique os reagentes e os produtos desta reação e for- neça suas fórmulas químicas.

b) A água de lavadeira é uma solução aquosa de hipoclorito e o ácido muriático é uma solução concentrada de ácido clorídrico. Ambos podem ser utilizados separadamente na limpeza de alguns tipos de piso. Explique a inconveniência, para a pessoa que faz a limpeza, de utilizar uma mistura destes dois produtos.

RESOLUÇÃO: a) Cl₂(g) + H₂O →

← HCl(aq) + HClO(aq)

b) H+_{(aq) + ClO}–_{(aq) + 2 Cl}–_(aq) →

← Cl2(g) + H2O como na reação há produção de gás cloro, o inconveniente é que a água de lavadeira é irritante aos olhos, devido à presença do cloro.

Teoria moderna de ácido e base

De forma independente, dois químicos, o dinamarquês Jo- hannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936), propuseram no mesmo ano uma teoria sobre o conceito de ácidos e bases. A teoria anteriormente reconhecida, a teoria de Arrhenius, apesar de bem útil, era limitada a soluções aquosas; já a que eles criaram era mais abrangente. Essa teoria recebeu o nome de

Teoria de Brönsted-Lowry: Exemplo: HCl + H2O → H3O++ Cl- ácido base Reação inversa: H3O++ Cl- → HCl + H2O ácido base

Nesta reação inversa, o íon hidrônio (H₃O+_{) doou um próton para o íon cloreto (Cl}-_{), assim o hidrônio é o ácido e o cloreto é a base de}

Brönsted. Forma-se o par ácido-base conjugado: HCl e Cl-_{; e um segundo par conjugado ácido-base : H}

2O e H3O+. Chama-se de par

conjugado, porque em ambos os casos, um doa o próton e se transforma no outro: o HCl doa o próton e se transforma em Cl-_{e o H}

3O+doa o

próton e se transforma em H2O.

DICA: entre os pares conjugados estes diferem ente si por um único átomo de hidrogênio. Veja: H₂O e H3O+ e o outro par HCl e Cl-

diferem entre si por um H.

Neste caso, o cloreto de hidrogênio atua como um ácido de Brönsted e a água como uma base de Brönsted, pois, quando gasoso, o cloreto de hidrogênio permanece intacto, mas quando dissolvido em água, o átomo de hidrogênio forma uma ponte de hidrogênio com o átomo de oxigênio de uma molécula de água e, desta forma, um próton (H+_{) migra para a molécula de água, que atua como a base porque}

recebeu o próton.

Diferentemente da teoria de Arrhenius, na de Brönsted-Lowry um ácido pode atuar como uma base, o conceito de ácido e base é relati- vo: dependem da espécie química com a qual a substância está reagindo para saber se ela é acida ou básica.

Por exemplo, no caso acima, a água foi a base, mas se ela estiver reagindo com a amônia, ela se comportará como o ácido, pois será protonada pela água, conforme a reação abaixo mostra:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄+ _{+ OH}-

base ácido

Quando uma substância se comporta assim como a água, podendo ser ácido ou base, ela é chamada de substância anfótera. Teoria de Lewis:

Esta teoria foi criada pelo químico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) e diz o seguinte:

Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não invalida a teoria de Brönsted-Lowry. Pois todo ácido de Lewis é um ácido de Brönsted, e consequentemente toda base de Lewis é uma base de Brönsted. Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, ou seja, um ácido de Lewis pode unir-se a um par solitário de elétrons em uma base de Lewis.

Para Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. Assim, quan- do uma base de Lewis doa um par de elétrons para uma base de Lewis, ambos formam uma ligação covalente coordenada, em que ambos os elétrons provém de um dos átomos, como ocorre no exemplo abaixo:

Nesse caso, a amônia atua como a base de Lewis e de Bröns- ted, pois ela doa os seus dois elétrons para o próton, sendo, por- tanto, a receptora do próton. Além disso, formou-se uma ligação covalente entre o hidrogênio (o próton) e a amônia.

Já a água é o ácido de Lewis e de Brönsted, pois ele doa o próton e recebe os elétrons, note como o oxigênio do hidróxido formado a partir da água ficou com um par de elétrons a mais.

QUESTÕES RESOLVIDAS

01 - (UFOP MG) O amideto de sódio, conhecido comercial- mente como sodamida, é um composto iônico de fórmula NaNH2,

muito utilizado na preparação do índigo, um corante responsável pela cor do jeans azul. Sabendo-se que o ânion amideto, NH −2, é

uma base forte, pede-se o seguinte: a) sua estrutura de Lewis. b) sua geometria.

c) a fórmula e a geometria do seu ácido conjugado. Gab: a) H N H - b) Angular c) NH3

02 - (UFG GO) O ácido bórico anidro é um ácido de Lewis, sendo bem representado pela

fórmula B(OH)3. Em água, porém, ele comporta-se como um

ácido de Brönsted-Lowry, após

reagir com a água. Nessa reação, a geometria da molécula muda de trigonal plana para

tetraédrica, pela formação de uma nova ligação química. a) Por que o ácido bórico anidro é um ácido de Lewis? b) Por que o ácido bórico em água é um ácido de Brönsted- -Lowry?

Gab:

a) Porque o ácido bórico anidro apresenta o octeto incomple- to, isto é, em função de sua hibridização (sp2_{), apresenta um orbital}

“p” puro vazio, podendo receber um par de elétrons.

b) porque em presença de água, reage om ela formando um complexo , que é doador de íon H+._{: B(OH)}

3 + H2O → B(OH4- -_{(aq) + H}+_(aq)

03 - (UNICAMP SP) A população humana tem crescido ine- xoravelmente, assim como o padrão de vida. Conseqüentemen- te, as exigências por alimentos e outros produtos agrícolas têm aumentado enormemente e hoje, apesar de sermos mais de seis bilhões de habitantes, a produção de alimentos na Terra suplan- ta nossas necessidades. Embora um bom tanto de pessoas ainda morra de fome e um outro tanto morra pelo excesso de comida, a solução da fome passa, necessariamente, por uma mudança dos paradigmas da política e da educação. Não tendo, nem de lon- ge, a intenção de aprofundar nessa complexa matéria, essa prova simplesmente toca, de leve, em problemas e soluções relativos ao desenvolvimento das atividades agrícolas, mormente aqueles refe- rentes à Química. Sejamos críticos no trato dos danos ambientais causados pelo mau uso de fertilizantes e defensivos agrícolas, mas não nos esqueçamos de mostrar os muitos benefícios que a Quími- ca tem proporcionado à melhoria e continuidade da vida.

O nitrogênio é um macro-nutriente importante para as plantas, sendo absorvido do solo, onde ele se encontra na forma de íons inorgânicos ou de compostos orgânicos. A forma usual de suprir a falta de nitrogênio no solo é recorrer ao emprego de adubos sin- téticos. O quadro abaixo mostra, de forma incompleta, equações químicas que representam reações de preparação de alguns desses adubos. NH3 +CO2 +H2SO4 +HNO3 +H3PO4 +H2O

I

II

III

IV

V

a) Escolha no quadro as situações que poderiam representar a preparação de uréia e de sulfato de amônio e escreva as equações químicas completas que representam essas preparações.

b) Considerando-se apenas o conceito de Lowry-Bronsted, somente uma reação do quadro não pode ser classificada como uma reação do tipo ácido-base. Qual é ela (algarismo romano)?

c) Partindo-se sempre de uma mesma quantidade de amô- nia (reagente limitante), algum dos adubos sugeridos no quadro conteria uma maior quantidade absoluta de nitrogênio? Comece por SIM ou NÃO e justifique sua resposta. Considere todos os rendimentos das reações como 100 %.

Gab:

a) Uréia : quadro III reação:

2 NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O

Sulfato de amônio: quadro II reação:

2 NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

b) Reação III

c) SIM: a reação referente ao quadro I (NH4NO3), pois

sendo a amônia o reagente limitante, todos os fertilizantes terão a mesma quantidade absoluta de nitrogênio, com exceção do NH-

4NO3, que terá uma quantidade maior (dobro) de nitrogênio devido

ao nitrato. Sais

A importância histórica do sal comum como conservante de alimentos e como moeda permaneceu em várias expressões de lin- guagem. A palavra salário, derivada do latim, representava origi- nalmente a porção de sal que os soldados da Antiguidade romana recebiam como pagamento por seus serviços.

Na linguagem vulgar, o termo sal designa estritamente o clo- reto de sódio (NaCl), utilizado na alimentação. Em química, po- rém, tem um sentido muito mais amplo e se aplica a uma série de compostos com características bem definidas, que têm em comum o fato de se formarem pela reação de um ácido com uma base, através de uma reação denominada neutralização ou salificação.

Conceito de sal

Conceito teórico segundo Arrhenius

Exemplo: NaCl ou Na+_Cl-

Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Ácido Base Sal Água Nomenclatura dos sais

A Nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do cátion proveniente da base. Para isto, você deve trocar a terminação do nome do ácido (sufixo) por novos su- fixos, conforme tabela abaixo.

Recapitulando:

ácidos terminam em ico, oso, ico. Sais terminam em eto (sem oxigênio na fórmula), ato, ito.

Veja como é importante saber muito bem o nome dos ácidos. Use o esqueminha que havia passado em ácidos para treinar a no- menclatura do sal. Com uma única diferença: não colocar os áto- mos de hidrogênio. Mas, no esquema, o número do lado direito dos símbolos corresponde à carga do ânion. (Para o ácido corresponde ao número de hidrogênio).

Sufixo do ácido

Sufixo do ânion

ÍDRICO

ETO

OSO

ITO

ICO

ATO

Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H₂O E os respectivos nomes:

Ácido. clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água

Formulação de um sal

Para entendermos como um sal é formulado, vamos fazer a reação de neutralização entre um ácido genérico H_YA e uma base genérica C(OH)_X, onde A é o ânion do ácido e C é o cátion da base.

Antes de fazer a reação de neutralização, vamos rever como as cargas dos íons constituintes do ácido e da base estão dispostas:

Para o ácido genérico H_YA, invertendo-se o índice y, teremos a carga do ânion: AY-

Para a base genérica C(OH)_X, invertendo-se o índice X, tere- mos a carga do cátion: CX+

Desta forma, a reação de neutralização entre o ácido H_YA e a base C(OH)_X ficará:

Com isso, o sal será representado genericamente assim:

Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero, é necessário inverter as cargas dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao multiplicar o índice pela carga do res- pectivo íon, teremos soma igual a zero.

Neutralização total x neutralização parcial

Neutralização total (a mais importante para as provas) Neste caso os íons H+ _{do ácido são totalmente neutralizados}

pelos íons OH da base formando água e um sal normal. Exemplos:

Equacione a neutralização entre o ácido sulfúrico (H₂SO₄) e o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).

1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido

H₂SO₄ = SO₄2-

Al(OH)3 = Al3+

2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água

H2SO4 + Al(OH)3 → Al3+SO42- + H2O

3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se iguale:

H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

Observe que temos um número de átomos nos reagentes dife- rente do número de átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.

4º Passo: Parte-se de 1 mol do sal formado. H₂SO₄ + Al(OH)₃ → 1 Al₂(SO₄)₃ + H₂O

5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal alumínio H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O

6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal enxofre 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O

7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio

3 H₂SO₄ + 2 Al (OH)₃ → 1 Al₂(SO₄)₃ + 6 H2O

ác. sulfúrico hidróxido de sulfato de alumí- nio

alumínio

Neutralização parcial (pouca importância para as provas) Neste caso sobram íons H+ _{do ácido ou íons OH}- _{da base sem}

ser(em) neutralizados formando água e um hidrogeno sal ou um hidróxi sal.

Exemplos:

Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido car- bônico (H₂CO₃) e uma molécula de hidróxido de sódio (NaOH).

Montando a reação química, temos: 1 H₂CO₃ + 1 NaOH →

Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão ba- lanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H+ _{do ácido com os íons OH}- _{da base:}

Como você observou, restou um íon H+ _{do ácido sem ser neutrali-}

zado. Após a neutralização, juntamos o cátion da base com o que sobrou do ácido e desta forma temos a fórmula do sal, classificado como hidrogeno sal.

Formulação do sal a partir de seu nome

Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, se- gue-se os seguintes passos:

Exemplos:

Sulfato de ferro-III

1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que origi- naram o sal.

Ânion sulfato ác. sulfúrico = H₂SO₄

Cátion ferro-II hidróxido de ferro-III = Fe(OH)3

2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina- -se a carga do cátion base e do ânion do ácido.

H2SO4 = SO42- anion sulfato

Fe(OH)₃ = Fe3+ _{cátion ferro-III}

3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.

4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das car- gas se anule.

Aplicações dos principais sais do cotidiano (muito impor- tante)

Cloreto de sódio – NaCl

É conhecido como sal marinho, quando o mesmo é extraído, por evaporação, a partir da água do mar, armazenada em grandes tanques, cavados na areia, chamados de salinas.

Por lei é obrigatório a adição de certa quantidade de sais de iodo (NaI e/ou KI) ao NaCl destinado à alimentação, porque a falta de iodo no organismo pode acarretar inflamação da glândula tireoi- de originando uma doença conhecida como Bócio (inflamação na glândula tireoide por falta de iodo)

Em Medicina o NaCl é componente do soro fisiológico (solu- ção aquosa contendo 0,9% de NaCl) utilizado em soros, limpeza de lentes ou no combate a desidratação.

Soro fisiológico (solução aquosa de NaCl 0,9%)

O NaCl é utilizado na conservação de carnes, pescado e pe- les. O sal absorve a água que existe no alimento, com isso evita a sobrevivência das bactérias e o apodrecimento da carne. A solução aquosa saturada de NaCl (salmoura) submetido à eletrólise consis- te no processo de obtenção industrial de NaOH (soda cáustica) e também do gás hidrogênio e do gás cloro (Cl₂).

Carbonato de sódio – Na₂CO₃ É conhecido como barrilha ou soda.

Utilizado na fabricação do papel, de sabões e do vidro, e tam- bém aplicado no tratamento da água de piscina.

Fluoreto de sódio – NaF

Anticárie que entra na composição do creme dental e também na fluoretação da água potável, pois inibe o processo de desmine- ralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries.

Nitrato de sódio – NaNO₃

É conhecido como Salitre do Chile. Recebe este nome, pois o deserto do Chile é a maior reserva mundial deste sal.

É utilizado na fabricação de fertilizante (adubos), de vidros, da pólvora negra (NaNO₃ + carvão + enxofre). Também é utilizado como preservativo de alimentos.

Hipoclorito de sódio – NaClO

É um poderoso agente antisséptico que entra na composição dos alvejantes domésticos (cândida, Q-Boa, água sanitária, água de lavadeira).

Utilizado como alvejante (branqueador), algicida e bacterici- da. É também um excelente desinfetante de baixo custo. Adiciona- do à água, mata o vibrião da cólera, usado no tratamento da água das piscinas e também na limpeza de hospitais.

Bicarbonato de sódio – NaHCO₃

Utilizado em Medicina como antiácido estomacal (Sonrisal, Sal de Frutas Eno, Alka-Seltzer) pois neutraliza o excesso de ácido clorídrico no suco gástrico. Observe a reação que ocorre no estô- mago, quando uma pessoa ingere o antiácido com bicarbonato de sódio:

NaHCO_3(s) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) + CO_2(g)

O CO2 liberado é o responsável pela eructação (arroto) pro-

duzida.

O antiácido contém, além do bicarbonato de sódio, ácidos or- gânicos (ác. tartárico, ác. cítrico entre outros). Na presença de água o NaHCO3 reage com os ácidos, liberando CO2(g), que é o respon-

sável pela efervescência.

NaHCO3(s) + H+(aq) → Na+(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Utilizado como fermento químico (Pó Royal). A decomposi- ção por aquecimento do NaHCO3 produz CO2(g), responsável pelo

crescimento da massa do pão ou do bolo: 2 NaHCO3(s) ∆

→

_Na

2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

Utilizado como extintor de incêndio (espuma química). No extintor há NaHCO₃ e H₂SO₄ em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado o NaHCO3 entra em contato com o

H₂SO₄, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2(g).

2 NaHCO_3(s) + H₂SO_4(aq) → Na₂SO_4(aq) + 2 H₂O_(l) + 2 CO_2(g) Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas, porque a espuma é eletrolítica, conduz cor- rente elétrica e pode eletrocutar o operador.

Utilizado em desodorantes. Durante a transpiração uma pes- soa elimina ácidos orgânicos (representados por -COOH), respon- sáveis pelo odor característico do suor. O NaHCO3 do desodoran-

te, neutraliza estes ácidos formando sal que é inodoro. NaHCO3(s) + -COOH(aq) → -COONa+(s) + H2O(l) + CO2(g)

Utilizado em creme dental. Quando restos de alimentos não são removidos da cavidade bucal, bactérias promovem a decom- posição desta matéria orgânica, formando ácidos orgânicos, tais como o ácido láctico, que são neutralizados pelo NaHCO₃, evitan- do desta forma, a formação da cárie.

Carbonato de cálcio – CaCO₃

É encontrado na forma de três variedades polimorfas: calcá- rio, mármore e calcita.

Na forma de calcário é adicionado ao solo para reduzir a aci- dez, utilizado na fabricação do vidro e do cimento Portland.

Formação do vidro: barrilha + calcário + areia à vidro Formação do cimento: calcário + argila + areia à cimento Por- tland

Na forma de mármore é utilizado na fabricação de pisos, pias, túmulos, estátuas, escadarias, etc.

Na forma de calcita, entra na composição das conchas, corais, pérolas, estalactites (no teto), estalagmites (no solo), casca-de-ovo, etc.

Sulfato de cálcio – CaSO₄

É conhecido como gipsita. CaSO₄ hidratado utilizado como gesso em Medicina e na construção civil

como ornamentos de paredes

Sulfato de magnésio – MgSO₄

É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom. Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante.

Sulfato de bário – BaSO4

É conhecido popularmente como contraste, pois atua como meio opaco na radiografia gastrointestinal.

O sulfato de bário constitui o que se chama um agente ra- diopaco, isto é, opaco aos Raios X e utilizado clinicamente para diagnosticar certas condições patológicas, pois permite realizar radiografias e radioscopias de órgãos moles, que normalmente são transparentes aos Raios X.

Como é insolúvel em água e em gordura, sulfato de bário for- ma, ao ser misturado com água, uma suspensão densa que bloqueia os Raios X. Em consequência, as áreas do corpo em que estiver localizado aparecerão brancas na radiografia.

Isso cria a distinção necessária, ou contraste, entre um órgão e os demais tecidos, ajudando o radiologista a perceber qualquer condição especial existente no órgão ou parte do corpo analisada.

Administrado por via oral ou retal, permite assim exames do trato gastrointestinal e a detecção de câncer, tumores, úlceras e outras condições inflamatórias como pólipos e hérnias.

Fosfato de cálcio – Ca₃(PO₄)₂

Encontra-se sob a forma dos minerais fosforita e apatita. É um importante componente dos ossos e dos dentes do corpo humano. É utilizado na fabricação de fertilizantes como os superfosfatos ou hiperfosfatos.

É o principal componente da mistura conhecida como “fari-

nha de osso”, obtida a partir da calcinação de ossos de animais.

Óxidos

Os óxidos são compostos muito comuns que estão presentes em nosso cotidiano. No entanto, muitos óxidos produzidos por alguns processos de industrialização através da queima dos com- bustíveis, são substâncias nocivas, considerados como poluentes atmosféricos, que podem causar vários danos ao ambiente.

Definição e formulação dos óxidos

De acordo com tal definição, os óxidos são formulados da se- guinte forma:

Onde: E à representa o elemento ligado ao oxigênio que pode ser um metal ou um ametal;

O representa o elemento oxigênio com carga – 2;

X indica o número de átomos do elemento ligado ao oxigênio; Y indica o número de átomos de oxigênio da fórmula do óxido. Nomenclatura

1º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um ametal. Prefixo que indica

a quantidade de oxigênio (Y) Mono, di, tri, tetra, penta, etc.

Óxido de

Prefixo que indica a quantidade do outro elemento (X)

Di, tri, tetra

Nome do ele- mento

Exemplos: CO → monóxido de carbono CO₂ → dióxido de carbono NO2 → dióxido de nitrogênio N₂O → monóxido de dinitrogênio N2O3 → trióxido de dinitrogênio

2º) Para óxidos do tipo: E_XO_Y, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.

Metais com carga fixa:

→ Metais alcalinos (1A) e Ag = +1 → Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2 → Alumínio = +3

Exemplo:

Na₂O → óxido de sódio CaO → óxido de cálcio Al₂O₃ → óxido de alumínio K₂O → óxido de potássio MgO → óxido de magnésio

Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -2 e fazer com que a soma das cargas se anule.

Exemplos:

Óxido de lítio → Li1+_O2- _{invertendo as cargas: Li} 2O

Óxido de bário → Ba2+_O2-_{, como a soma das cargas é nula,}

No documento Apostila espcex.pdf (páginas 137-143)