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sábado, 18 de fevereiro de 2012

Funções Inorgânicas - Sais

SAIS
Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.
Exemplos:
HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H2O
                                            ácido     base          sal       água
As 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.
   
             mármore                                    estalactite e estalagmite nas cavernas       
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).

Nomenclatura
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:
Assim:
ÁCIDO
SAL
ÍDRICO
ETO
ICO
ATO
OSO
ITO
Nome do Sal:
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:
HCl               +             NaOH               →            NaCl             +             H2O
ácido clorídrico        hidróxido de sódio            cloreto de sódio                  água
Outros nomes:
CaF2 – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2 – nitrito de potássio
Na2CO3 – carbonato de sódio
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH
Os 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:
INDICADOR
ÁCIDO
BASE
NEUTRO
FENOLFTALEÍNA
INCOLOR
ROSA
INCOLOR
TORNASSOL
ROSA
AZUL
-
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                             7                           14
ácido         neutro         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 viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.
Veja alguns exemplos diários de valores de pH:
CARÁTER ALCALINO
PRODUTO
14
Solução de soda cáustica (NaOH)
13

12
Água de cal
11

10
Creme dental alcalino
9

8
Solução aquosa de NaHCO3
CARÁTER NEUTRO

7
Água pura
CARÁTER ÁCIDO

6
Água da torneira, água da chuva
5
Refrigerantes
4
Chuva ácida
3
Vinagre
2
Suco de limão
1
Suco gástrico (HCl)
0
Solução 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 Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadas Teorias Modernas Ácido-Base.
São elas:
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de Lewis
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:

Teoria de Arrhenius
Para 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 ionização.
Exemplo:
HCl + H2O →  H+  +  Cl-
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O →  H3O+  +  Cl-
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O →  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-Lowry
Esta 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 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         recebe          doa         recebe                       

HCl    +    NH3     ↔     NH4+   +  Cl-

ácido        base            ácido         base         
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 Lewis
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par 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         recebe      
:NH3     +    H+       ↔    NH4+
                                          base        ácido
Quadro-resumo das teorias ácido-base:
TEORIA ÁCIDO BASE
ARRHENIUS Libera H+ em solução aquosa     Libera OH- em solução aquosa    
BRONSTED-LOWRY Doa 1 próton Recebe 1 próton
LEWIS Recebe par de elétrons Doa par de elétrons

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