Função da Química inorgânica (continuação)

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

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

Teorias 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

Como referenciar: "Sais" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2020. Consultado em 05/07/2020 às 03:09. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/ef/funcaoquimica/p6.php

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