Subs­tân­cias inorgânicas

Algumas substâncias, ao serem adicionadas à água, podem formar soluções que têm a capacidade de conduzir corrente elétrica. Isso se deve à presença de cargas elétricas livres para se mover dentro da solução aquosa formada, especificamente íons (cátions e ânions). Soluções que conduzem corrente elétrica são chamadas de eletrólitos ou soluções eletrolíticas.

Existem dois jeitos de uma substância formar uma solução aquosa eletrolítica. Se a substância for iônica, as cargas elétricas já existem (mas não têm mobilidade) e serão separadas pela água num processo chamado dissociação iônica. Por exemplo, ao dissolver cloreto de sódio (sal de cozinha) em água, acontece uma dissociação:

\[\ce{NaCl(s) ->[H2O] Na+(aq) + Cl-(aq)}\]

(Na equação química acima, a seta com a fórmula H₂O indica uma dissolução em água, sem considerar qualquer possível reação do soluto com ela.)

Na solução aquosa de NaCl existem íons Na⁺ e Cl⁻, o que faz com que ela conduza eletricidade. Dizemos que houve dissociação porque o soluto original, NaCl (s), já tem íons, que apenas foram separados do aglomerado iônico por moléculas de água.

Se a substância dissolvida for molecular, é possível que as moléculas de água consigam quebrar alguma ligação covalente, formando íons (que não existiam antes), num processo chamado de ionização. Por exemplo, ao dissolver cloreto de hidrogênio em água, acontece uma ionização:

\[\ce{HCl(g) ->[H2O] H+(aq) + Cl-(aq)}\]

A substância HCl é formada por moléculas polares, em que o H tem carga parcial positiva (δ+). Quando elas são dissolvidas em água, os H dessas moléculas são fortemente atraídos pelas moléculas de água por ligações de hidrogênio, sendo “arrancados” das moléculas HCl. Na quebra da ligação H–Cl, o par eletrônico da ligação fica com o cloro, dando origem aos íons H⁺ e Cl⁻. Por isso, uma solução aquosa de HCl conduz corrente elétrica.

Mas também existem substâncias moleculares que não sofrem ionização em água, então soluções aquosas delas não são eletrólitos. Por exemplo, a sacarose (açúcar comum) não forma íons em água:

\[\ce{C12H22O11(s) ->[H2O] C12H22O11(aq)}\]

Uma amostra de água completamente pura, contendo apenas moléculas H₂O, não conduziria corrente elétrica de forma significativaautoionização. Mas as “águas” do nosso cotidiano (água de torneira, água mineral, água potável) têm alguns materiais dissolvidos e podem conduzir corrente elétrica de maneira considerável. A água do mar tem vários íons dissolvidos e, portanto, conduz corrente elétrica bem melhor que a água potável.

Duas classes de substâncias são conhecidas e estudadas há muito, muito tempo na Química: ácidos e bases.

O nome ácido inicialmente foi dado a uma classe de substâncias com sabor azedo, que reagiam com metais e os dissolviam. Já o nome base inicialmente foi dado para uma classe de substâncias com gosto amargo ou adstringente, que reagiam com ácidos.

Apesar de alguns poderem ser identificados pelo gosto, nem todos os ácidos e bases são comestíveis — alguns até mesmo seriam fatais caso fossem ingeridos. Existem jeitos mais seguros de identificar substâncias como essas.

Um jeito é usar materiais que mudam de cor quando entram em contato com ácidos e bases. Materiais assim são chamados indicadores ácido-base. Um exemplo bem comum de indicador ácido-base é o extrato de repolho-roxo: moendo algumas folhas de repolho-roxo com água, se obtém um líquido roxo que muda de cor em contato com substâncias ácidas ou básicas.

Alguns outros indicadores tipicamente usados em Química são:

• fenolftaleína: quando dissolvida em álcool etílico, forma uma solução incolor, que se mantém incolor ao ser misturada com ácidos, e muda de cor para rosa/vermelha ao ser misturada com bases
• papel de tornassol: tiras de papel embebidas em tornassol, que ficam vermelhas em contato com ácidos, e azuis em contato com bases; geralmente são vendidas duas versões do papel de tornassol: uma vermelha, para testar se um meio é básico, e uma azul, para testar se um meio é ácido

Nas próximas seções deste capítulo, veremos algumas propriedades de ácidos e bases segundo a teoria do químico sueco Svante Arrhenius. Nosso foco aqui será em ácidos e bases inorgânicos, cujas moléculas e fórmulas iônicas não têm cadeias de átomos de carbono.

Um ácido de Arrhenius é uma substância que, quando é dissolvida em água, libera o íon hidrogênio (H⁺) por ionização.

Por exemplo, o cloreto de hidrogênio é um gás com fórmula molecular HCl e, ao ser dissolvido em água, libera H⁺:

\[\ce{HCl (g) ->[H2O] \color{red}{H+ (aq)} + Cl- (aq)}\]

Essa solução aquosa de íons H⁺ e Cl⁻, simplesmente representada por HCl (aq), é o chamado ácido clorídrico, que nós temos no suco gástrico do estômago. (É comum chamar a substância molecular também pelo nome do ácido, como veremos adiante.)

Ao serem dissolvidas em água, as moléculas de HCl se quebram formando os íons hidrogênio e cloreto. Isso acontece porque o átomo de hidrogênio na molécula de HCl tem carga parcial positiva e é fortemente atraído por moléculas de água por meio de ligações de hidrogênio (Figura ) e, ao ser arrancado, deixa seu elétron com o átomo de cloro, que passa a ser um ânion cloreto (Cl⁻).

Outros ácidos sofrem processos similares, formando outros ânions:

\[\begin{align} \ce{HNO3 (l) &->[H2O] \color{red}{H+ (aq)} + \underset{{ânion nitrato}}{NO3-(aq)}}\\ \ce{H2SO4 (l) &->[H2O] \color{red}{2 H+ (aq)} + \underset{{ânion sulfato}}{SO4^2- (aq)}}\\ \ce{H3PO4 (s) &->[H2O] \color{red}{3 H+ (aq)} + \underset{{ânion fosfato}}{PO4^3- (aq)}} \end{align}\]

É possível descrever a força de um ácido de acordo com quantos íons H⁺ ele libera ao se ionizar em água: o grau de ionização (α) de um ácido é uma porcentagem que mostra quão forte ou fraco é esse ácido. Para um ácido genérico HA, que se ioniza formando H⁺ e A⁻:

\(\alpha = \dfrac{\text{quantidade de HA ionizado}}{\text{quantidade de HA dissolvido}} \cdot 100\%\)​​

Por exemplo, se for dissolvido 1 mol de um ácido HA em água, e forem liberados 0,9 mol de íons H⁺, o grau de ionização desse ácido será \(\alpha = \frac{\pu{0,9 \cancel{mol}}}{\pu{1 \cancel{mol}}} \cdot 100\% = 90\%\)​.

Ácidos com grau de ionização alto são considerados ácidos fortes, enquanto que ácidos com grau de ionização baixo são considerados ácidos fracos.

Ácidos comuns

Vários ácidos inorgânicos têm aplicações importantes no cotidiano e na indústria. Dentre eles estão:

• ácido sulfúrico, H₂SO₄ (aq): é um dos produtos mais importantes da indústria química. É um componente principal de baterias de veículos automotores, onde serve como eletrólito. É importante na produção de fertilizantes e detergentes.
• ácido nítrico, HNO₃ (aq): é usado na produção de fertilizantes e de explosivos, como a nitroglicerina e o TNT (trinitrotolueno).
• ácido clorídrico, HCl (aq): está presente no suco gástrico do estômago; também é usado para limpar metais como o ferro. É vendido na forma impura como “ácido muriático”, um produto usado como desincrustante na limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejos.
• ácido fosfórico, H₃PO₄ (aq): é usado para fabricar fertilizantes, e também é utilizado como acidulante em refrigerantes.
• ácido fluorídrico, HF (aq): tem capacidade de corroer o vidro (e a pele), e por isso é usado para gravação e outros tratamentos em vidros.
• ácido bórico, H₃BO₃ (aq): componente principal da água boricada, que é usada como antisséptico e na limpeza ocular. Também é usado como medida de segurança em algumas usinas nucleares, para diminuir a rapidez das reações nucleares.

Uma base de Arrhenius é uma substância que, quando é dissolvida em água, libera o íon hidróxido (OH⁻) por dissociação iônica.

Por exemplo, o hidróxido de sódio é um sólido com fórmula NaOH e, ao ser dissolvido em água, libera OH⁻:

\[\ce{NaOH (s) ->[H2O] Na+ (aq) + \color{blue}{OH- (aq)}}\]

Ao ser dissolvido em água, os íons Na⁺ e OH⁻ se soltam da estrutura iônica do NaOH. Quando isso acontece, esses íons ficam separados e rodeados por moléculas de água (Figura ).

Outras bases sofrem processos similares, formando outros cátions:

\[\begin{align} \ce{KOH (s) &->[H2O] \underset{{cátion potássio}}{K+ (aq)} + \color{blue}{OH- (aq)}}\\ \ce{Mg(OH)2 (s) &->[H2O] \underset{{cátion magnésio}}{Mg^2+ (aq)} + \color{blue}{2 OH- (aq)}}\\ \ce{Al(OH)3 (s) &->[H2O] \underset{{cátion alumínio}}{Al^3+ (aq)} + \color{blue}{3 OH- (aq)}}\\ \end{align}\]

Da mesma forma que para os ácidos, as bases também formam soluções eletrolíticas quando dissolvidas em água, que podem conduzir corrente elétrica. Também é possível definir um grau de ionização para as bases; considerando uma base genérica BOH, que se dissocia formando B⁺ e OH⁻2:

\(\alpha = \dfrac{\text{quantidade de BOH dissociado}}{\text{quantidade de BOH dissolvido}} \cdot 100\%\)​​

Bases com grau de ionização alto são consideradas bases fortes, enquanto que bases com grau de ionização baixo são consideradas bases fracas.

Bases comuns

Várias bases inorgânicas têm aplicações importantes no cotidiano e na indústria. Dentre elas estão:

• hidróxido de sódio, NaOH: conhecido como soda cáustica, é usado na fabricação de sabões, e é componente de produtos para desentupir pias e ralos
• hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂: é o princípio ativo do leite de magnésia, um antiácido estomacal, recomendado para aliviar a azia, e que também tem efeito laxativo
• hidróxido de alumínio, Al(OH)₃: também é usado como antiácido estomacal
• hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂: constitui um tipo de cal chamado de cal hidratada, usada em construção civil; também é usado como aditivo alimentar (regulador de acidez, também dá firmeza a alguns alimentos) devido à baixa toxicidade
• amônia, NH₃/hidróxido de amônio, NH₄OH: soluções aquosas de amônia são básicas, devido à formação de hidróxido de amônio, e são conhecidas como amoníaco; o amoníaco é usado como agente descolorante de pelos e cabelos, e também como produto de limpeza

Uma forma de expressar quão ácido ou básico é um material é usando uma grandeza chamada pHX1.

Na temperatura ambiente (25°C), essa grandeza geralmente tem valores entre 0 e 14 para os materiais comuns do nosso cotidiano (Figura ):

• se o pH for menor que 7, o material tem caráter ácido, e quanto menor for o pH, maior é o caráter ácido.
• se o pH for maior que 7, o material tem caráter básico, e quanto maior for o pH, maior é o caráter básico.
• se o pH for igual a 7, o material tem caráter neutro.

Para determinar o pH de uma solução, pode-se usar tanto um aparelho medidor específico (um peagâmetro ou pHmetro) quanto um papel indicador universal. Um papel indicador universal costuma ter várias faixas coloridas com diferentes indicadores ácido-base, que mudam de cor com o pH; na embalagem desse papel indicador há uma legenda indicando qual pH corresponde a cada conjunto de cores (Figura ).

Soluções ácidas têm H⁺, soluções básicas têm OH⁻. Ao juntarmos um ácido com uma base, esses íons se combinam:

\[\ce{\color{red}{H+ (aq)} + \color{blue}{OH- (aq)} -> \color{red}{H}\color{blue}{OH} (l) \quad (ou seja, H2O)}\]

Uma reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização. Um exemplo é a reação entre ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH):

\[\ce{\color{red}{H}Cl (aq) + Na\color{blue}{OH} (aq) -> \color{purple}{H2O (l)} + NaCl (aq)}\]

O ácido fornece H⁺ e Cl⁻, a base fornece Na⁺ e OH⁻. Os íons H⁺ e OH⁻ se combinam, formando água, e o que sobra são os íons Na⁺ e Cl⁻. Se a água dessa mistura final for evaporada, esses íons vão se juntar formando a substância iônica NaCl (s), que é um sal — especificamente o sal de cozinha.

Sais são substâncias iônicas, e podem ser formados por reações de neutralização entre ácidos e bases. Sais têm no mínimo um tipo de cátion e um tipo de ânion na sua composição; é costume classificar como sal uma substância iônica que tenha pelo menos um cátion diferente de H⁺ e pelo menos um ânion diferente de OH⁻.

A reação de neutralização entre o HCl e o NaOH pode ser escrita de outra forma, considerando que os reagentes já estejam dissociados ou ionizados:

\[\ce{\color{red}{H+(aq)} + Cl- (aq) + Na+ (aq) + \color{blue}{OH- (aq)} -> \color{purple}{H2O(l)} + Na+(aq) + Cl- (aq)}\]

Perceba que, tanto nos reagentes (lado esquerdo) quanto nos produtos (lado direito) há Na⁺ (aq) e Cl⁻ (aq), em quantidades iguais. É como se eles nem tivessem participado da reação de fato… inclusive por isso eles podem ser chamados de íons espectadores. Se “cortarmos” eles da equação química por causa disso, teremos

\[\ce{\color{red}{H+(aq)} + \color{blue}{OH- (aq)} -> \color{purple}{H2O(l)}}\]

que é a essência da reação de neutralização.

Reações de neutralização são muito úteis no alívio da azia estomacal: o excesso de suco gástrico (que tem HCl) causa irritação no estômago e no esôfago, e para diminuir isso são usados antiácidos, que neutralizam o excesso de HCl. Geralmente são usados antiácidos contendo hidróxido de magnésio ou hidróxido de alumínio:3

\[\begin{align} \ce{2 HCl (aq) + Mg(OH)2 (aq) &-> 2 H2O (l) + MgCl2 (aq)} \\ \ce{3 HCl (aq) + Al(OH)3 (aq) &-> 3 H2O (l) + AlCl3 (aq)} \end{align}\]

Outra substância presente em antiácidos é o bicarbonato de sódio, um sal que contém o íon bicarbonato (ou hidrogenocarbonato), HCO₃⁻. A reação de neutralização é essa:

\[\ce{HCl (aq) + NaHCO3 (s) -> NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)}\]

Peraí. Essa reação não envolve um hidróxido neutralizando um ácido, mas sim um sal. Como isso é possível?

falta coisa aqui

Mesmo depois de ocorrer a neutralização, a mistura final ainda pode ter H⁺ ou OH⁻.

• se as quantidades de H⁺ e OH⁻ forem iguais, ocorre neutralização total, e a mistura final será neutra (pH = 7)
• se houver mais H⁺ do que OH⁻, ocorre neutralização parcial, e a mistura final será ácida (pH < 7), já que sobrará H⁺
• se houver mais OH⁻ do que H⁺, ocorre neutralização parcial, e a mistura final será básica (pH > 7), já que sobrará OH⁻

Caso a água seja evaporada, restará o sal. Em neutralizações parciais, esse sal pode incorporar os íons H⁺ ou OH⁻ na composição, sendo então classificado como um hidrogenossal ou um hidroxissal.

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Óxidos são substâncias compostas por apenas dois elementos químicos: oxigênio e qualquer outro elemento que não seja o flúor.

Existem vários tipos de óxidos, e é possível classificá-los de acordo com alguns critérios.

O primeiro critério se baseia no outro elemento ligado com o oxigênio, que separa os óxidos em metálicos e não metálicos. Óxidos metálicos costumam ser iônicos, como o óxido de sódio (Na₂O), o óxido de cálcio (CaO) e o óxido de ferro(III) (Fe₂O₃). Óxidos não metálicos costumam ser moleculares, como o dióxido de carbono (CO₂) e a água (H₂O), ou formados por redes covalentes, como o dióxido de silício (SiO₂).

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