APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS DO COTIDIANO

  Ácido clorídrico (HCl)

O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático;

 É encontrado no suco gástrico, produzido pelas células parietais, responsável pela acidez estomacal;

 É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;

       É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal hidratada Ca(OH)2) , para remover os respingos de cal;

 HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O             É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.

 

  Ácido fluorídrico (HF)

  Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de plástico, por esta razão é usado para fazer gravações sobre o vidro.

Vidro de um automóvel com gravação do número do chassi feita com HF

  Ácido cianídrico (HCN)

 · O HCN é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: uma concentração de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal;

 · É o gás usado nos estados americanos do Norte que adotam a pena de morte por câmara de gás;

 · A primeira vítima do  É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;

       É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal hidratada Ca(OH)2) , para remover os respingos de cal;

 HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O             É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.

 

Ácido sulfúrico (H2SO4)

· É o ácido mais utilizado e importante nas indústrias e nos laboratórios, conhecido como “burro de carga”. 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;

               C12H22O11(s)   12 C(s) + 11 H2O(v)Sacarose                   Carvão

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.

     S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) impureza      ar                                           ar                                 água da chuva            chuva ácida dos derivados  do petróleo

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;

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) → HNO2 + HNO3

· 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.

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;

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) → HNO2 + HNO3

· 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 carbônico (H2CO3)

· É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à H2CO3

· Responsável pelo processo de formação da chuva ácida em ambientes não poluídos na ausência de descargas elétricas.

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO31-(aq)

Ácido acético (H3C-COOH)

· É o ácido constituinte do vinagre, utilizado com condimento na culinária;

· O vinagre é uma solução aquosa contendo de 3 a 7% de ácido acétic

APLICAÇÕES DAS PRINCIPAIS BASES DO COTIDIANO

Hidróxido de sódio – NaOH

    Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades;

    Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno;

  É usado na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipo de palmeiras, etc.). A hidrólise alcalina de glicerídeos (óleos ou gorduras) é denominada, genericamente, de reação de saponificação porque, numa reação desse tipo, quando é utilizado um éster proveniente de um ácido graxo, o sal formado recebe o nome de sabão. A equação abaixo representa genericamente a hidrólise alcalina de um óleo ou de uma gordura:

    É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.

    Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise  (decomposição por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl).

 

   Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2

    Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada;

    É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.

Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2

    È um sólido branco muito pouco solúvel em água;

    Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão, que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia utilizado como laxante e antiácido.

    2 HCl(aq)    +    Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)acidez estomacal              antiácido

Hidróxido de alumínio – Al(OH)3

    É um sólido gelatinoso insolúvel na água;

    Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, como um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no processo denominado decantação;

Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2

  Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel, Gelmax, etc)  pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.

    3 HCl(aq)    +    Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l)acidez estomacal              antiácido

   Hidróxido de amônio – NH4OH

    É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma solução conhecida comercialmente como amoníaco;

NH3(g) + H2O(l)  NH4OH(aq)  NH4+(aq) + OH-(aq)

            amônia                           amoníaco             íon amônio     íon hidróxido

    É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: ajax, fúria, pato, veja, etc.

    É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como explosivos.

APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS SAIS DO COTIDIANO

  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.

  ·       O sal marinho é utilizado na alimentação. É um ingrediente indispensável ao organismo humano e animal. O NaCl é um dos constituintes da corrente sanguínea, e dele resulta o ácido clorídrico, existente no suco gástrico.

·      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 tireóide originando uma doença conhecida como Bócio.

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

·       O NaCl é utilizado na conservação de carnes, pescado e peles. O sal absorve a água que existe no alimento, com isso evita a sobrevivência das bactérias e o apodrecimento da carne.

·      A solução aquosa de NaCl (salmoura) submetido a eletrólise consiste 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 também aplicado no tratamento da água de piscina.

  Fluoreto de sódio – NaF

·      Anticárie que entra na composição do creme dental, pois inibe o processo de desmineralização 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 anti-séptico que entra na composição dos alvejantes domésticos (cândida, Q-Bôa, água sanitária, água de lavadeira).

·     Utilizado como alvejante (branqueador), algicida e bactericida. É também um excelente desinfetante de baixo custo. Adicionado 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 estômago, quando uma pessoa ingere o antiácido com bicarbonato de sódio:

NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O( ) + CO2(g)

O CO2 liberado é o responsável pela eructação (arroto) produzida.

O antiácido contém, além do bicarbonato de sódio, ácidos orgânicos (ác. tartárico, ác. cítrico entre outros). Na presença de água o NaHCO3 reage com os ácidos, liberando CO2(g), que é o responsável pela efervescência.

NaHCO3(s) + H+(aq) → Na+

(aq) + H2O( ) + CO2(g)

·    Utilizado como fermento químico (Pó Royal). A decomposição por aquecimento do NaHCO3 produz CO2(g), responsável pelo crescimento da massa do pão ou do bolo:

2 NaHCO3(S)  Na2CO3(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 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O( ) + 2 CO2(g)

Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas, porque a espuma é eletrolítica, conduz corrente elétrica e pode eletrocutar o operador.

·     Utilizado em desodorantes. Durante a transpiração uma pessoa elimina ácidos orgânicos (representados por -COOH), responsáveis pelo odor característico do suor. O NaHCO3 do desodorante, neutraliza estes ácidos formando sal que é inodoro.

NaHCO3(s) + -COOH(aq) → -COO-Na+(s) + H2O( ) +

CO2(g)

· ·    Carbonato de cálcio – CaCO3

·     É encontrado na forma de três variedades polimorfas: calcário, mármore e calcita.

·     Na forma de calcário é adicionado ao solo para reduzir a acidez, 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 Portland

·     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.

·    O CaSO4 anidro é utilizado na fabricação do giz escolar, enquanto o CaSO4 hidratado é utilizado na obtenção do gesso.

  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 gastro-intestinal.

O sulfato de bário constitui o que se chama um agente radiopaco, 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 forma, ao ser misturado com água, uma suspensão densa que bloqueia os Raios X. Em conseqüência, 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 gastro-intestinal 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.

·     È o principal componente da mistura conhecida como “farinha de osso”, obtida a partir da calcinação de ossos de animais. 

APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS NO COTIDIANO

 

  Peróxido de hidrogênio – H2O2

               Conhecido comercialmente como água oxigenada (solução aquosa);

              A solução aquosa de peróxido de hidrogênio (água oxigenada) possui concentração de oxigênio liberado por unidade de volume da solução. Assim, se 1 mL (ou 1 litro) de uma solução de água oxigenada é capaz de liberar 10

mL (ou 10 litros) de oxigênio nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), diz-se que se trata de água oxigenada 10 volumes.

              Utilizado na desinfecções de feridas (água oxigenada 5 ou 10 volumes), como alvejante de cabelos (água oxigenada 20 volumes), agente de branqueamento e desodorização de tecidos, etc.

              Quando se faz a limpeza (desinfecção) de um ferimento com água oxigenada, no local surgem bolhas, provenientes da decomposição do H2O2:

H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g)

O O2(g) produzido é o responsável pelas bolhas produzidas que mata as bactérias anaeróbicas, ou seja, que não sobrevivem na presença do oxigênio.

 

  Óxido de cálcio – CaO

               Conhecido comercialmente como cal viva ou cal virgem;

              Obtido a partir da decomposição por aquecimento do calcário:

CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)

              O óxido de cálcio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de cálcio):

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)

              Utilizado na construção civil no preparo da argamassa e também adicionado ao solo para diminuir a acidez.

 

  Óxido de magnésio – MgO

               Conhecido comercialmente como magnesia;

              Obtido por queima do magnésio ao ar. Reação do princípio de funcionamento do flash fotográfico:

Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)

              O óxido de magnésio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de magnésio) utilizado como antiácido estomacal:

MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)

 

  Óxido de silício – SiO2

               Conhecido comercialmente como sílica ou cristal de rocha;

               É o constituinte químico da areia, considerado o óxido mais abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix, opala, etc;

              Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, argamassa, lixas, fósforos, saponáceos, etc.

 

  Óxido de alumínio – Al2O3

               Constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3);

               Utilizado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias (rubi, safira, esmeralda, topázio, turquesa, etc.).

 

  Dióxido de carbono – CO2

               Conhecido gás carbônico;

               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 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água produz ácido carbônico:

CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3-

Esta reação explica o caráter ácido da chuva em ambientes não poluídos. O gás carbônico do ar reage com a água da chuva, formando ácido carbônico. Esta chuva ácida não causa nenhum dano ao meio ambiente (animais e vegetais) pois forma um ácido fraco e instável.

                O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas, em extintores de incêndio e efeitos especiais em shows;

              O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente, porém uma alta concentração de gás carbônico na atmosfera causa o chamado efeito

http://www.profpc.com.br/%C3%B3xidos.htm

Ácido

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+. Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

HCl  H+ + Cl –

Muitos anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.

Força dos ácidos (segundo Arrhenius)

Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.

Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

HAc  H+ + Ac- ( em solução aquosa )

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos

Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1).((x.r) -1 >y) Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .

Auto ionização

Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base:

H2O + H2O  H3O+ + OH- ( em solução aquosa ).

Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água.

É importante notar que, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.

Ácidos também se auto-ionizam, como o HF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.

Ácidos resistentes e não resistentes

Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um

desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+

Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH-, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I-. Exemplos de ácidos moles são Hg2

+, CuI, BH3.

Classificação dos ácidos

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3, HClO4, etc. Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3, H2SO4, etc. Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc. Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7, H4SiO4, etc.

Quanto à presença de oxigênio

Hidrácidos, sem oxigênio (fórmula geral: HnA)Oxiácidos, com oxigênio (formula geral: HnAO)

Quanto à volatilidade

Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3

Voláteis : HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.

Quanto à força

N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:

Forte: Grau de ionização acima de 50%; Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%; Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%; Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%; Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%; Insignificante: Grau de ionização até 1%.

Quanto ao número de grupos funcionais (H+)

Monopróticos:são ácidos que liberam apenas dois H+ em solução aquosa e só tem um hidrogênio em sua estrutura, ex: HCl;Dipróticos:liberam dois H+ em solução aquosa e só três hidrogênios em sua estrutura, ex: H2Cr2O7, H2MnO4,H2S;Tripróticos: liberam três H+ em solução aquosa e só quatro hidrogênios em sua estrutura, ex: H3PO2, H3PO3.

Quanto ao grau de hidratação

Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico)Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)

Base

Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm, a 25 °C, pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)

Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.

As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H2SO4 + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaSO4

(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

HCl + NaOH → H2O + NaCl

(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:

Soda Cáustica   (NaOH) Leite de magnésia    (Mg(OH)2) Cal    hidratada (apagada) (Ca(OH)2) Cloro    de piscina Água    do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta 

um pH relativamente alto, pois isso a torna básica) Antiácidos    em geral

Produtos de limpeza Amônia    (NH3) Sabão    (todos) e detergente

Classificação das bases

Quanto ao número de hidroxilas

Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH, AgOH

Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2, NiOH2

Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3

Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4, Mn(OH)4

Quanto ao grau de dissociação

Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam

bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.

Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

Quanto à solubilidade em água

Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de

ser uma base fraca, é solúvel.

Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.

Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

Características

Sabor adstringente Sofrem dissociação quando em solução aquosa; ha separação dos ìons conduzindo 

corrente eletrica. Base é toda a substancia que, em solução aquosa libera como ânion exclusivamente 

OH- (hidróxido).

Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos tem seus íons separados. o cátion é um metal, e o ânion é o OH-.

Sal

Em química, um sal que em água se dissociam num cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- . Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:

Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:

CO2 + CaO → CaCO3

Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F-, ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO4

2-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO–).

Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana.

A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou básicos.

Formulação e nomenclatura

A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion.

Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem:

Terminação do ácido

Terminação do ânion

Exemplo de ânion Exemplo de sal

-ídrico -etoácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-)

cloreto de sódio (NaCl)

-ico -atoácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO4

3-)fosfato de magnésio (Mg3(PO4

3-)2)

-oso -itoácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO3

2-)sulfito de potássio

Usando a regra do número de oxidação

A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:

Nome do ácido Número de oxidação Ânion (átomo central)

hipo...oso +1,+2 hipo...ito

...oso +3, +4 ...ito

...ico +5, +6 ...ato

per...ico +7 per...ato

Lista de sais

acetatos    são os sais do ácido acético carbonatos    são os sais do ácido carbônico cloretos    são os sais do ácido clorídrico cianetos    são os sais do ácido prússico, mais conhecido por ácido cianídrico sulfetos    são os sais do ácido sulfídrico nitratos    são os sais do ácido nítrico nitritos    são os sais do ácido nitroso fosfatos    são os sais do ácido fosfórico sulfatos    são os sais do ácido sulfúrico citratos    são os sais do ácido cítrico

Óxido

Um óxido é um composto químico formado por átomos de oxigênio com outros elementos.

Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).

Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

Óxidos básicos

Definição

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:

Na2O - óxido de sódio CaO - óxido de cálcio (cal viva) BaO - óxido de bário (barita) CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita) FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

São também compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico,exceto o flúor.

Reações

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos:

Na2O + H2O  2NaOH

K2O + H2O  2KOH

CaO + H2O  Ca(OH)2

FeO + H2O  Fe(OH)2

Na2O + 2HNO3  2NaNO3 + H2O

Cu2O + 2HCl  2CuCl + H2O

CaO + H2SO4  CaSO4 + H2O

3FeO + 2H3PO4  Fe3(PO4)2 + 3H2O

Óxidos ácidos ou anidridos

Definição

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso. SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico. Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso. Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico. MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico. Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.

Reações

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO2 + H2O  H2SO3

P2O5 + 3H2O  2H3PO4

N2O3 + H2O  2HNO2

CO2 + H2O  H2CO3

SO2 + 2KOH  K2SO3 + H2O

P2O5 + 6LiOH  2Li3PO4 + 3H2O

N2O3 + Ba(OH)2  Ba(NO2)2 + H2O

CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O

Óxidos anfóteros

Definição

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e

água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

SnO óxido de estanho II SnO2 óxido de estanho IV Fe2O3 óxido de ferro III ZnO óxido de zinco Al2O3 óxido de alumínio

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.

Reações

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O

ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O

Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O

Alguns dos ânions formados são:

ZnO2−2 zincato

AlO2- aluminato

SnO2−2 estanito

SnO3−2 estanato

PbO2−2 plumbito

PbO3−2 plumbato

AsO3−3 arsenito

AsO4−3 arseniato

Óxidos neutros

Definição

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

CO óxido de carbono II NO óxido de nitrogênio II N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso H2O

Óxidos duplos ou mistos

Definição

São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4

Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl ----> 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

Peróxidos

Definição

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.

Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas. Exemplos:

Na2O2

BaO2

Superóxidos

São associações de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2−2

(peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.

Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à medida que entram em contato. Normalmente as mitocôndrias têm esses ânions sob controle. Se algum sai para o citoplasma celular, há uma quantidade de reações químicas protetoras que podem ser ativadas para absorvê-los e prevenir algum dano celular.

Nomenclatura

Óxidos de metais

Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga

Na2O Óxido de sódio

ZnO Óxido de zinco

Al2O3 Óxido de alumínio

Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe2O3 Óxido de ferro III

SnO2 Óxido de estanho IV

Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.

Fe2O3 Óxido férrico

FeO Óxido ferroso

Cu2O Óxido cuproso

CuO Óxido cúprico

SnO Óxido estanoso

SnO2 Óxido estânico

Óxidos de ametais

[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO3 Trióxido de (Mono)Enxofre

N2O5 Pentóxido de Dinitrogênio

Óxidos ácidos ou anidridos

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) prefixo HIPO + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Hipoiodoso I2O NOX do Iodo = +1

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Iodoso I2O3 NOX do Iodo = +3

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Iódico I2O5 NOX do Iodo = +5

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) prefixo HIPER/PER + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Periódico I2O7 NOX do Iodo = +7

SO3 Anidrido Sulfúrico

SO2 Anidrido Sulfuroso

Exceção:

CO2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico

http://pt.wikipedia.org/wiki/

Característica da substancia ácido:   1) Eles conduzem eletricidade, porque eles têm electorcitos (íons em solução aquosa)   2) Mude a cor (vermelho ao tornassol get)   3) Liberação ou gás contra alguns metais.   4) Reações com soluções básicas, eles perdem suas propriedades e formar um sal e água, chamando a reação de neutralização (pois a água tem um pH neutro)   5) Sour. 

Características gerais das orientações:   1) Eles conduzem eletricidade, porque eles têm electorcitos (íons em solução aquosa)   2) mudança de cor (azul)   3) reações com soluções ácidas, perda de propriedade.   4) e sabão ou escorregadia. 

Teorias:   1) Antoine Lavoisier: o princípio do ácido graxo, formando o S, mas Berthllet e Davy mostraram que o ácido clorídrico e cianeto não tinha oxigênio e hidrogênio em si, portanto, TEORIA indeferido.   2) ARRGENUIS: Ácido é qualquer substância que libera íons hidroxila solução aquosa. Acid, da H +, Base da OH. TEORIA descarta porque não explicar as reações ocorrem em solventes diferentes da água.   3) BRNSTED LOWRY: Ácido é toda substância capaz de doar um próton e do íon H ou uma base é qualquer substância capaz de aceitar o íon H ou prótons. Eles dizem que a reação ácido-base é sempre uma transferência de um íon H de um ácido para a base. O ácido é convertido em ácido e base conjugada em uma base conjugada do ácido.   4) LEWIS: ácido é qualquer substância molécula ou íon capaz de aceitar um par de elétrons ea base é qualquer substância molécula ou íon capaz de receber. 

PH: grau de acidez ou alcalinidade de uma substância. Matematicamente é o logaritmo negativo da concentração de íons H de uma substância.

http://www.buenastareas.com/ensayos/Caracteristicas-Generales-De-Los-%C3%81cidos/411895.html