Funções Inorgânicas. Letícia R. Teixeira. Este documento tem nível de compartilhamento de acordo com a licença 3.0 do Creative Commons.

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1 Letícia R. Teixeira Este documento tem nível de compartilhamento de acordo com a licença 3.0 do Creative Commons.

2 1. Funções Químicas As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são aquelas que não possuem cadeias carbônicas e as orgânicas são as que possuem. As substâncias inorgânicas são divididas em quatro grupos, ácidos, bases, sais e óxidos, chamados de funções inorgânicas. As substâncias orgânicas são divididas em hidrocarbonetos, funções halogenadas, funções oxigenadas e funções nitrogenadas e, do mesmo modo, os grupos são denominados funções orgânicas (Figura 1). Figura 1: Classificação das substâncias químicas As substâncias pertencentes a cada um dos grupos mostrados na Figura 1 possuem propriedades químicas em comum. O que confere as propriedades às substâncias participantes de uma mesma função é sua capacidade de reagir. Substâncias que reagem da mesma forma, quando colocadas em uma mesma situação, normalmente, pertencem à mesma função.. 1.

3 Sabemos, por exemplo, que o metanol (C 3 O) e o etanol (C 3 C 2 O) pertencem à função Álcool. Estas substâncias possuem propriedades químicas semelhantes, como a formação de ácidos nas reações de oxidação e a formação de gás carbônico, água e energia nas reações de combustão. As Equações 1 e 2 mostram as reações de oxidação do metanol e do etanol, respectivamente: C 3 O + O 2 COO + 2 O (Equação 1) (metanol) (ácido metanóico) C 3 C 2 O + O 2 C 3 COO + 2 O (Equação 2) (etanol) (ácido etanoico ou ácido acético) Por outro lado, a parafina (C ) e o butano (C 3 C 2 C 2 C 3 ) sofrem reação de combustão, mas não são classificados como álcoois, uma vez que não sofrem reações de oxidação nas mesmas condições que o metanol e o etanol. A parafina e o butano são classificados como idrocarbonetos. Veja as classificações na Tabela 1 abaixo: Tabela 1: Classificação de Algumas Substâncias Orgânicas. Composto Reação de Oxidação Reação de combustão Classificação Metanol Sim Sim Álcool Etanol Sim Sim Álcool Butano Não Sim idrocarboneto Parafina Não Sim idrocarboneto. 2.

4 Portanto, atenção! Para descobrir a função química a que pertence uma determinada substância, não basta verificar um só tipo de reação química. É preciso verificar um conjunto de reações. No nosso exemplo, duas reações foram suficientes para diferenciar hidrocarbonetos de álcoois. Agora que conhecemos um dos procedimentos que os químicos utilizam para classificar as substâncias em funções químicas, vamos apresentar duas funções inorgânicas muito importantes: os ácidos e as bases. 2. Os Ácidos e as Bases: Um Pouco de istória O comportamento ácido-base é conhecido há muitos e muitos anos. A palavra ácido (do latim acidus) significa azedo, álcali (do árabe al qaliy) significa cinzas vegetais. Os termos ácido, álcali e base datam da Antiguidade, da Idade Média e do século XVIII, respectivamente. As teorias ácido-base, ou seja, as teorias que procuram explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral, são também bastante antigas. Em 1789, Antoine-Laurent Lavoisier afirmava que "o oxigênio é o princípio acidificante". Em outras palavras, dizia que todo ácido deveria ter oxigênio. Entretanto, já nesta época, Claude-Louis Berthollet (1787) e umphry Davy (1810) descreveram vários ácidos que não apresentavam o oxigênio, tais como o ácido cianídrico (CN), ácido sulfídrico ( 2 S) e ácido clorídrico (Cl) As teorias de ácidos e bases que serão tratadas aqui datam do século XX: teoria de Arrhenius (1887), Brönsted-Lowry (1923) e de Lewis (1923). 3. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Arrhenius Svante August Arrhenius ( ), químico, físico e matemático sueco, propôs, em 1887, uma teoria para explicar o comportamento de ácidos e bases. Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração de íons hidrogênio, +, que, na presença de água, formam o cátion hidrônio ( 3 O + ); e bases são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração de íons hidroxila (O - ). O cloreto de hidrogênio, Cl, por exemplo, a temperatura ambiente, é um gás. Quando dissolvido em água, o Cl forma íons + (aq) e Cl - (aq) (Equação 3) e é chamado de ácido clorídrico. Cl(g) 2 O + (aq) + Cl - (aq) (Equação 3). 3.

5 Mas, como será que ocorre a formação desses íons? Na molécula de Cl, os átomos de hidrogênio e de cloro estão unidos por uma ligação covalente ( Cl). Em solução aquosa, a ligação covalente é rompida, com a consequente formação de íons + (aq) e Cl - (aq). Esse processo é chamado de ionização. Como a ionização do Cl leva à formação de íons + (aq), ele é um ácido, segundo o conceito de Arrhenius. Já o hidróxido de sódio, NaO, é um sólido iônico. Nele, a ligação não é entre átomos, mas entre os íons Na + e O -. Ao contrário das moléculas de Cl que sofrem ionização em solução aquosa, os íons do NaO se dissociam. Observe o esquema abaixo: compostos moleculares + água ionização solução iônica compostos iônicos + água dissociação solução iônica Como o O - é um dos íons liberados na dissociação do NaO, esse composto é uma base, segundo o conceito de Arrhenius. Uma consequência da teoria de Arrhenius é que podemos considerar que nem todos os ácidos e bases são igualmente fortes, ou seja, nem todos se ionizam ou dissociam em água completamente, como ocorre com o Cl e o NaO, que são exemplos de ácido e base fortes. O ácido acético (C 3 COO), presente no vinagre, e o ácido cítrico ( 3 C 6 5 O 7 ), presente no limão, são exemplos de ácidos fracos. Em solução aquosa, esses ácidos não se ionizam completamente. Sua ionização leva a um equilíbrio químico, em que os íons estão presentes juntamente com os ácidos não ionizados, conforme mostram as Equações 4 e 5: C 3 COO(aq) C 3 COO - (aq) + + (aq) Equação 4 3 C 6 5 O 7 (aq) 2 C 6 5 O 7- (aq) + + (aq) Equação 5 O ácido acético e o ácido cítrico, assim como todos os outros ácidos que têm esse comportamento, são chamados de ácidos fracos. Do mesmo modo, existem as bases fracas. A acidez e a basicidade das soluções podem ser medidas utilizando-se a escala de p. Esta escala está relacionada com a concentração de íons hidrogênio, + ou 3 O +, presentes na solução e varia de 0 a

6 Desse modo, soluções aquosas que apresentam p menor que 7 são consideradas ácidas, e aquelas que apresentam p maior que 7 são básicas. Quanto mais ácida for uma solução, menor será o valor de seu p e, quanto mais básica, maior o seu p. Soluções muito ácidas podem apresentar p < 0 e soluções muito básicas p > 14. Observe na Figura 2 abaixo a escala de p e o p de algumas soluções: Figura 2: A escala de p A teoria de Arrhenius, embora muito útil, apresenta algumas limitações. Uma delas é que se aplica apenas a soluções aquosas. Desse modo, os químicos Johannes Nicolaus Bronsted ( ) e Thomas Martin Lowry ( ) propuseram de forma independente uma nova teoria, mais abrangente, para explicar o comportamento de ácidos e bases, conhecida como teoria de Bronsted-Lowry. 4. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Bronsted-Lowry De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são doadores de prótons e bases são aceptoras de prótons. Vamos analisar um exemplo genérico: A + B A - + B +. 5.

7 Nesta reação, o átomo de hidrogênio da espécie A é transferido para a molécula B, formando B +. Portanto, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, A é um ácido porque transferiu um próton para B. Do mesmo modo, nessa reação, B é uma base porque recebeu um próton de A. A reação entre A e B leva à formação das espécies A - e B +. Esta é uma reação reversível. Isso significa que os produtos da reação também reagem entre si, regenerando os reagentes: A - + B + A + B Assim, o átomo de hidrogênio de B + é transferido para A -. Portanto, B + é um ácido e A - é uma base, segundo Brönsted-Lowry. Desse modo, A e A - formam um par ácido-base conjugado. Ou seja, A é um ácido porque doa um próton e transforma-se em A -. A - é uma base porque recebe um próton e transforma-se em A. Do mesmo modo, B e B + formam um segundo par ácido-base conjugado. Mas, será que no equilíbrio as quantidades de A, B, A - e B + serão as mesmas? Ou teremos uma maior quantidade de reagentes ou produtos? Seria possível prever o sentido para o qual o equilíbrio estaria deslocado? O equilíbrio estará deslocado no sentido da formação do ácido mais fraco e da base mais fraca. Se A e B forem o ácido e a base mais fracos, eles estarão presente em maior quantidade, e o equilíbrio poderá ser representado da seguinte forma:. 6.

8 Mas, se A - e B + forem o ácido e a base mais fracos, teremos: Vejamos um exemplo real para que fique mais claro: A amônia, uma base fraca, reage com o ácido cítrico, um ácido fraco, conforme a Equação 6: 3 C 6 5 O 7 (aq) + N 3 (aq) N 4+ (aq) + 2 C 6 5 O 7- (aq) (Equação 6) ácido cítrico amônia íon amônio íon citrato Neste caso, o equilíbrio estará deslocado para os produtos, uma vez que o ácido cítrico ( 3 C 6 5 O 7 ) é um ácido mais forte que o íon amônio (N 4+ ), e que a Amônia (N 3 ) é uma base mais forte que o íon citrato ( 2 C 6 5 O 7- ). É importante salientar que os conceitos de ácido e base, segundo Bronsted-Lowry, são relativos. Observe as Equações abaixo: N 3 (g) + 2 O(l) amônia N 4 + (aq) + O - (aq) íon amônio íon hidróxido Equação 7 C 3 COO(aq) + 2 O(l) C 3 COO - (aq) + 3 O + (aq) Equação 8 ácido acético íon acetato íon hidrônio. 7.

9 Na primeira reação a água doa um próton para a amônia, formando N 4+ (aq) e O - (aq), enquanto que, na segunda, a água recebe um próton do ácido acético formando C 3 COO - (aq) e 3 O + (aq). Portanto, fica claro que a água, segundo o conceito de Bronsted-Lowry, é um ácido na primeira reação e uma base na segunda. Por isso, a água é denominada uma substância anfótera. Para que uma substância anfótera possa agir como ácido, ele deve ser posta em contato com uma base mais forte que a sua base e, para agir como base, reagir com um ácido mais forte que seu ácido. 5. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Lewis Gilbert Newton Lewis ( ), um químico americano, propôs uma teoria de ácidos em bases no mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentaram a sua teoria. De acordo com Lewis, ácidos são espécies capazes de receber pares de elétrons, e bases são espécies capazes de doar pares de elétrons. Desse modo, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável, como mostra a Figura 3. N: + + N + Figura 3: Reação ácido-base segundo o conceito de Lewis A proposta de Lewis é mais abrangente que as anteriores; no entanto, não as invalida. Trataremos agora das duas outras funções inorgânicas que citamos no início do texto: os sais e os óxidos. 6. Os sais A maioria das pessoas, quando ouve a palavra sal, pensa no sal de cozinha. Mas, se você disser a palavra sal para um químico, ele provavelmente irá lhe perguntar de que sal você está falando. Pois, o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é apenas um exemplo dessa enorme classe de substâncias. Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, formando pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, + (aq), e um ânion diferente da hidroxila, O - (aq), e do oxigênio, O 2- (aq). Os. 8.

10 sais podem ser obtidos através de reações de neutralização, que são as que ocorrem entre um ácido e uma base e que têm como produto um sal e água. ácido + base sal + água A reação entre o ácido clorídrico, Cl, e o hidróxido de sódio, NaO, por exemplo, forma o sal cloreto de sódio, NaCl, e água (Equação 9). Cl(aq) + NaO(aq) NaCl(aq) + 2 O(l) (Equação 9) O NaCl é formado pelo cátion Na +, vindo da base NaO, e pelo anion Cl -, vindo do ácido Cl. Isso irá acontecer em todos os casos, ou seja, o ácido sempre irá formar o ânion do sal e a base o cátion do sal. Vejamos outro exemplo de sal, o sulfato de sódio, Na 2 SO 4. Esse sal pode ser obtido através da reação entre o hidróxido de sódio, NaO, e o ácido sulfúrico, 2 SO 4 (Equação 10). 2 SO 4 (aq) + 2NaO(aq) Na 2 SO 4 (aq) O(l) (Equação 10) O Na 2 SO 4 é formado pelo cátion Na +, vindo da base NaO, e pelo ânion SO 4 2-, vindo do ácido 2 SO 4. Existe uma infinidade de sais conhecidos pelo homem. Alguns são produzidos artificialmente, em reações de neutralização. Outros, como o cloreto de sódio, são obtidos de fontes naturais, ou seja, já se encontram disponíveis na natureza.. 9.

11 7. Os Óxidos Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de compostos engloba um número muito grande de substâncias. Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de compostos engloba um número muito grande de substâncias. Óxido de lítio (Li 2 O), óxido de sódio (Na 2 O), óxido de potássio (K 2 O), óxido de rubídio (Rb 2 O), óxido de césio (Cs 2 O) e óxido de francio (Fr 2 O) são formados com elementos do grupo 1A da tabela periódica. Óxido de berilo (BeO), óxido de magnésio (MgO), óxido de cálcio (CaO), óxido de estrôncio (SrO), óxido de bário (BaO) e óxido de radio (RaO) são formados com elementos do grupo 2A. Sabemos que o número de oxidação dos elementos do grupo 1A é +1 e do grupo 2A é +2. Já o número de oxidação do oxigênio nos óxidos é -2. Por isso, o oxigênio combina-se com os elementos do grupo 1A da tabela periódica formando óxidos do tipo E 2 O e com elementos do grupo 2A formando EO. Os elementos do grupo 3A da tabela periódica têm número de oxidação +3. Desse modo, temos o óxido de boro (B 2 O 3 ), o óxido de alumínio (Al 2 O 3 ), o óxido de gálio (Ga 2 O 3 ) e o óxido de índio (In 2 O 3 ). Os óxidos são, portanto, substâncias do tipo ExOy, em que x é o número de oxidação do oxigênio e y é o número de oxidação do elemento que está combinado com ele. Na coluna 4A, as coisas começam a ficar um pouco diferentes, pois os elementos podem apresentar mais de um número de oxidação. O carbono, por exemplo, pode combinar-se com o oxigênio formando dois compostos bastante conhecidos: o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de carbono (CO 2 ), nos quais o seu número de oxidação é +2 e +4, respectivamente. O enxofre, que pertence ao grupo 6A da tabela periódica, combina-se com o oxigênio formando o trióxido de enxofre (SO 3 ) e o dióxido de enxofre (SO 2 ), nos quais o seu número de oxidação é +6 e +4, respectivamente.. 10.

12 Como esta classe de compostos é muito grande, suas propriedades também podem variar muito. Por isso, os óxidos são divididos em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. São eles: óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos neutros e óxidos anfóteros. Óxidos ácidos. Quando dissolvidos em água, formam ácidos. Vejamos alguns exemplos: CO 2 (g) + 2 O(l) 2 CO 3 (aq) dióxido de carbono ácido carbônico SO 3 (g) + 2 O(l) 2SO 4 (aq) trióxido de enxofre ácido sulfúrico Óxidos básicos. Quando dissolvidos em água, formam bases. Na 2 O(s) + 2 O(l) 2 NaO(aq) óxido de sódio hidróxido de sódio Óxidos neutros. Não reagem com a água. Óxidos anfóteros. Comportam-se como base na presença de ácidos e como ácidos na presença de bases. Al 2 O 3 (s) + 6Cl(aq) 2AlCl 3 (aq) O(l) Al 2 O 3 (s) + 6NaO(aq) 2Al(O) 3 (aq) O(l) 8. Considerações Finais Agora que conhecemos um pouco mais sobre cada uma das funções inorgânicas, vamos resumir alguns pontos importantes. Vimos que as substâncias químicas são classificadas em categorias chamadas funções químicas, de acordo com suas propriedades e com suas reações com outras substâncias. As funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. Os ácidos reagem com as bases formando sal e água. Esta reação é denominada reação de neutralização. Alguns óxidos reagem com água formando ácidos ou bases. á também óxidos que se comportam como ácidos na presença de base e como base na presença de ácidos.. 11.

13 Essas quatro classes de compostos englobam um número muito grande de substâncias que estão presentes em nosso dia a dia. Elas estão em todos os lugares... Na medicina, nos alimentos, no corpo humano, na limpeza da nossa casa, poluindo o ambiente... Por todo lado existem reações envolvendo ácidos, bases, sais e óxidos.. 12.