terça-feira, 28 de agosto de 2007

Classificação e Reações dos óxidos

Óxidos Básicos

Definição:
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1,+2 e+3). 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 (cuprita)
FeO óxido de ferro II (óxido ferroso)

Reações
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). 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 semi-metal ou metal com alto número de oxidação (nox > +4) ou qualquer não-metal. 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
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:

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 capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxido 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

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 torna-se 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

Óxidos Duplos, Salinos ou Mistos

Definição:
São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando reage-se um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água.


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 anaeróbeas. Exemplos:

Na2O2
BaO2

Óxidos

Um óxido é um composto químico binário 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.

quinta-feira, 23 de agosto de 2007

Sais

Em química, um sal é um composto iônico, ou seja, formado por cátions e ânions. Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:
Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:
2NaOH + 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 iões que formam os sais podem ser monoatómicos (como o anião fluoreto, F-, ou o catião cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o anião sulfato, SO42-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o anião acetato, CH3COO-).
Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois iões 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 iões 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.
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 ácido cítrico

quarta-feira, 22 de agosto de 2007

solubilidade em água

Regras de solubilidade em água:
· Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .
· Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis .
· Os cloretos (Cl-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são solúveis .Principais exceções:PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 ® insolúveisPbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 ® insolúveisPbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 ® insolúveis
· Os sulfatos (SO42-), em sua maioria, são solúveis na água.Principais exceções:CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 ® insolúveis
· Os sulfetos (S2-) e hidróxidos (OH-), em sua maioria, são insolúveis na água.Principais exceções:Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio ® solúveisSulfetos dos metais alcalino-terrosos ® solúveis
· Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) e os sais dos outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água.Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis

terça-feira, 21 de agosto de 2007

Solubilidade dos sais

* Para ficar mais facíl você saber quais soluções são soluveis e insoluveis é só aprender essas musiquinhas:

É o seguinte: a primeira música você canta ao ritmo de "se essa rua fosse minha".

Os nitratos e cloratos são soluveis
Alcalinos e amonios também são
Os cloretos, os brometos, os iodetos
E os sulfatos são os que tem exceção.

E a outra música, complementando essa, é no ritmo de "o cravo e a rosa".

O calcio, estrôncio e bário
Com sulfatos não se dissolvem
A prata, mercurio e chumbo
Produzem haletos, sais insoluveis.

sexta-feira, 10 de agosto de 2007

Algumas questões

O que são ácidos e bases corrosivos?
São substâncias que tem a propriedade de oxidar(roubar eletróns) outras substâncias.

Exemplo de função química ácido.
Hcl:Ácido clorídrico.

Exemplo de função química base.
NaOH:Hidróxido de sódio.

quinta-feira, 9 de agosto de 2007

Propriedades das bases

Evolução histórica do conceito ácido-base
Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos da época e também com a necessidade crescente de explicar fenómenos associados à acidez e à basicidade.
Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do conhecimento nesta área, bem como as suas ideias encontram-se referidas nos parágrafos seguintes:
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica), admitiu a existência de iões em soluções aquosas. Anteriormente a existência de iões em solução só era admitida durante uma electrólise, e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H + enquanto as bases se dissociavam produzindo iões OH-.
Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reacção ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), estendeu a definição e ácido a espécies químicas aceitadoras de pares de electrões e definiu bases como espécies químicas doadoras de pares electrónicos.

Propriedades dos Ácidos

Química
Propriedades dos ácidos e das bases Avançado
Publicado em 28/11/2005
Evolução histórica do conceito ácido-base
Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos da época e também com a necessidade crescente de explicar fenómenos associados à acidez e à basicidade.
Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do conhecimento nesta área, bem como as suas ideias encontram-se referidas nos parágrafos seguintes:
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica), admitiu a existência de iões em soluções aquosas. Anteriormente a existência de iões em solução só era admitida durante uma electrólise, e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H + enquanto as bases se dissociavam produzindo iões OH-.
Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reacção ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), estendeu a definição e ácido a espécies químicas aceitadoras de pares de electrões e definiu bases como espécies químicas doadoras de pares electrónicos.

Aspectos comuns entre ácidos e bases

°Mudam a cor dos indicadores;
°Altamente corrosivos;
°Bons condutores de corrente elétrica;
°Reage com metais.

sexta-feira, 3 de agosto de 2007

Algumas curiosidades

Pq CH3 -(CH2)12 - COOH é uma acido fraco, se 2-1= 1 e daria acido medio?

Para começar, essa regra é utilizada apenas para ácidos inorgânicos, o ácido em questão é um composto orgânico, um ácido carboxílico para ser mais exato.Todos os ácidos carboxílicos são ácidos fracos e, quanto maior for a cadeia carbônica, mais fraco ele será (O ácido butanóico (4 carbono) é mais fraco que o ácido etanóico (2 carbonos), por exemplo).A presença de grupos chamados eletroatraentes, como -Cl, -Br, -I, -NO2, -CN, -OH, etc, aumentam a força do ácido.

Os ácidos carboxílicos não são os únicos ácidos orgânicos. Existem outros, como os ácidos sulfônicos, que possuem o grupo -SO3H ligados a uma cadeia carbônica e são mais fortes que os ácidos carboxílicos.

Qual a fórmula química do Ácido Lisérgico?
Fórmula C20H25N3O

Aspirina poderosa

ASPIRINA É ELEITA A 4; MELHOR INVENÇÃO DO SÉCULO
Uma pesquisa realizada pela revista NEWSWEEK pediu aos norte-americanos que enumerassem, entre as invenções dos últimos cem anos, aquelas que consideram indispensáveis as suas vidas. As mais votadas foram, nesta ordem, a televisão, o telefone, o automóvel e a aspirina.
Dessa forma, a aspirina desbancou computador e avião na eleição norte-americana das criações indispensáveis.
Em 1897, Félix Hoffmann, químico do laboratório Bayer, na Alemanha, procurando a cura para o reumatismo de seu pai, conseguiu sintetizar uma forma estável do ácido acetilsalicítico, usando a casca da árvore SALIX ALBA, uma espécie de salgueiro. A partir daí, a Bayer Lança a aspirina como remédio contra dor, febre, gripe e reumatismo.
Em 1905 a aspirina chega ao BRASIL. Em 1920, ela passa a ser recomendada para dores pré-menstruais, de dente e de ouvido. Foi um dos mais importantes remédios para aqueles que passaram pela " gripe espanhola", que devastou a Europa no início do século xx.
recebeu homenagens de diversos intelectuais, como o filosofo espanhol José Ortega y Gasset, que chamou o séculoxx de "era da aspirina" e a definiu como "um dos maiores triunfos da humanidade". O escritor brasileiro João Cabral de Melo Neto chegou a fazer um poema sobre a aspirina.
Hoje, com o título de " medicamento mais vendido no mundo". ela é´indicada por vários médicos para aliviar dores.
Adaptado de: Folha de são paulo.

quarta-feira, 1 de agosto de 2007

Base

Definição
Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. As bases possuem pH entre 7,1 a 14 (a 25 °C). Em sua escala, caso o número indicado for próximo ao 7,1 é considerado base fraca. Dessa forma, a base será forte quando a base estiver próximo do 14 da escala do pH. 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 tornassol vermelho (papel) ficam 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:

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

(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)
Banana verde
Antiácidos em geral
Produtos de limpeza
Amônia (NH3)
Sabão (todos) e detergente

[editar] Classificação das bases

[editar] Quanto ao número de hidroxilas
Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH
Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2
Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3
Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4

[editar] 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 hidóxido de Magnésio são bases fracas.
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

[editar] 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.

[editar] Ver também

Ácidos

O que é um ácido?
Ácido, de acordo com Arrhenius, é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente os íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl H+ + Cl –
O conceito de ácido é o contraposto ao de base. Para medir a acidez de um meio utiliza-se o conceito de pH.

Classificação:
- presença ou não de oxigênio
Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.
Exemplos: H2SO4 , HNO3

Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN

- número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl = H+ + Cl-
Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4 = 2 H+ + SO42-
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4 = 3 H+ + PO43-

- volatilidade
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4

- grau de ionização
Representado pela letra grega alfa, o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar.
alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100
ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.
ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

Faixa de pH
O pH é uma faixa de concentração de hidrogênio na água, e é usada para determinar se uma água é ácida(pH menor que 7),neutra(pH = 7) ou básica(pH maior que 7).


Principais ácidos
Ácido Clorídrico (HCl)--> O HCl impuro é comercializado com o nome de ácido muriático e é utilizado principalmente na limpeza de pisos ou de superfíceis metálicas antes da soldagem. O HCl é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas.
Ácido Fluorídrico (HF) --> O HF tem a propriedade de corroer o vidro; por isso, é usado para fazer gravações em vidros e cristais.
Ácidos Sulfúrico (H2SO4) --> É utilizado nas baterias de automóvel, na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel; é tambem usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como o sulfato de amônio.
Ácido Nítrico (HNO3) --> É usado na fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre.
Ácido Cianídrico (HCN) --> Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. Mas ele tem também um destino sinistro: nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás".