quinta-feira, 29 de janeiro de 2015

Reações Químicas de Dupla Troca
Breaking Ifes16:02:00 0 comentários



1. Da solução de compostos químicos em água

Os compostos pertencentes às diferentes funções químicas possuem certos comportamentos em meio aquoso (quando são imersos em solução que contém, essencialmente, água) que serão abordados a seguir. Notaremos que, na maioria dos casos, estes compostos tendem a formar íons em solução, ou seja, dissolvem-se na água.

1.2  Das soluções aquosas de ácidos

Para melhor compreensão dos fenômenos analisados, abordaremos cada uma das funções químicas e veremos como se comportam quando em meio aquoso. Tomaremos como exemplo o Ácido Clorídrico (HCl) e averiguaremos sua ionização:

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Como se pode observar, ocorre a liberação dos cátions H+ na solução, que por sua vez unem-se às moléculas de água (H2O) e formam moléculas H3O+.
Vale ressaltar o fato de que os ácidos, por serem compostos moleculares, se ionizam quando em solução. Isso significa que os íons se formam apenas quando em solução, pois compostos moleculares (formados por ligações covalentes) não são iônicos.


1.3 Das soluções aquosas de bases

Diferentemente dos ácidos, as bases são compostos iônicos, ou seja, já são íons antes mesmo de serem imersas em meio aquoso. Quando colocadas em solução ocorre a dissociação de seus íons, isto é, basicamente, separação dos íons existentes. Como exemplo tomaremos o Hidróxido de Sódio (NaOH):

NaOH → Na+ + OH-

Os íons formados em meio aquoso são o cátion Sódio (Na+) e o ânion Hidroxila (OH-).]


1.4  Das soluções aquosas de sais

Assim como as bases os sais são compostos iônicos que sofrem apenas dissociação em meio aquoso. Usando o Cloreto de Sódio (NaCl), temos:

NaCl → Na+ + Cl-

Nesse caso, o ânion Cloreto (Cl-) e o cátion Sódio (Na+) são os íons liberados.


1.5  Das soluções aquosas de óxidos

No caso dos óxidos podemos interpretar a interação deles com água não como uma solução, mas sim uma hidratação dos mesmos. Para tal, é necessário distinguir os óxidos em dois grupos:
- Óxidos ácidos: são aqueles formados pelo(s) átomo(s) de Oxigênio (O) ligado(s) a um ametal por ligação covalente. Exemplo: SO3.
- Óxidos básicos: são os óxidos formados pelo Oxigênio (O) ligado a um metal, por meio de ligação iônica. Exemplo: Na2O.
Tendo em mente ambos os conceitos, podemos agora hidratar as respectivas classes de óxidos.
Ao diluirmos óxidos ácidos em água, observamos a formação de um ácido. Usando o exemplo citado anteriormente do Trióxido de Enxofre (SO3), obtemos:

SO3 + H2O →H2SO4

A formação do Ácido Sulfúrico (H2SO4) torna-se ocorrente.
Óxidos básicos em solução formam suas respectivas bases. Retomando o exemplo anteriormente usado para os óxidos básicos, temos:

Na2O + H2O → 2NaOH

Notamos então a formação do Hidróxido de Sódio (NaOH).


2.  Das reações de dupla troca

As reações de dupla troca são todas aquelas que envolvem duas substâncias compostas e seguem o seguinte modelo:

AB + CD → AD + CB

Sendo A e C os cátions dos compostos e B e D os ânions dos mesmos.
Em solução aquosa todos os íons dissociados ou ionizados dos compostos dissolvidos vagam livres. É então que temos um ambiente propício para que a reação de dupla troca ocorra: o cátion do primeiro reagente (A) une-se por atração eletrostática ao ânion do segundo reagente (D), o ânion do primeiro reagente (B) une-se ao cátion do segundo reagente (C), originando assim outros dois novos produtos. Ocorre então a reação de dupla troca.
Porém, não há ocorrência de reação de dupla troca em absolutamente todos os casos, sendo que essas reações devem seguir regras para que possam se efetuar.


3.     Das condições de ocorrência de Berthelot

Pierre Eugène Berthelot foi um químico francês que, dentre outras conquistas no meio acadêmico, foi o responsável por definir as condições para a ocorrência de reações de dupla troca.
Essas regras devem ser seguidas, pois apenas dessa forma pode-se garantir que o produto formado seja diferente dos reagentes. Em certos casos, os reagentes presentes na solução não reagem, mantendo apenas vários íons dissolvidos.
A seguir, veremos os critérios que os produtos formados devem obedecer para que a reação de dupla troca ocorra efetivamente.


 3.1 Da formação de produtos menos solúveis

A regra diz que para que a reação ocorra, é necessário que um dos produtos formados seja menos solúvel que os reagentes apresentados, ou seja, deve formar um precipitado na solução. Como exemplo, usamos a reação entre o Nitrato de Prata (AgNO3) e o Cloreto de Sódio (NaCl).

AgNO3(aq) + NaCl(aq) NaNO3(aq) + AgCl(s)

O Cloreto de Prata (AgCl) formado pela reação entre o Nitrato de Prata (AgNO3) e o Cloreto de Sódio (NaCl) é um sal insolúvel, ou seja, um precipitado, o qual é formado na reação e encontra-se no estado sólido.
Vale ressaltar a diferença da densidade que tais produtos podem possuir, podendo-se depositar no fundo do recipiente ou até mesmo permanecer sobrenadando a solução.


3.2  Da formação de produtos voláteis (gases)

A reação só pode ocorrer quando um dos produtos formados é volátil, logo, encontra-se no estado gasoso, ou seja, deve haver liberação de gás. O exemplo agora é da reação entre o Ácido Sulfúrico (H2SO4) e o Carbonato de Sódio (Na2CO3).

H2SO4(aq) + Na2CO3(aq) → Na2SO4(aq) + H2CO3(aq)

O Ácido Carbônico (H2CO3) possui uma geometria instável em sua molécula, portanto este composto se divide em água (H2O) e gás carbônico (CO2), os quais são mais estáveis. Portanto a equação toma outra forma:
H2SO4(aq) + Na2CO3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)


3.3  Da formação de eletrólitos mais fracos

Um dos produtos formados deve ser um eletrólito mais fraco que um dos reagentes. Ser um eletrólito mais fraco significa ter menos capacidade de liberar íons em solução, ou seja, um dos produtos deve ser um sal insolúvel, uma base mais fraca ou um ácido mais fraco. Vale ressaltar que todas as reações que possuem como produto a água (H2O) se encaixam nessa condição de ocorrência, pois a água é um ácido fraco.
Reações de neutralização entre ácidos e bases para a formação de sais são todas reações de dupla troca, pois sempre têm como produto a água. Por exemplo: Ácido Nítrico reagindo com o Hidróxido de Bário.
2HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) → Ba(NO3)2(aq) + 2H2O(l)

Temos a formação do Nitrato de Bário [Ba(NO3)2] e de água (H2O), que é um eletrólito mais fraco que ambos os reagentes apresentados. Portanto, a reação pode ocorrer.

Por fim, vale ressaltar que apesar da existência de três dessas regras, apenas uma delas precisa ser obedecida para que ocorra a reação. Não é necessário que duas ou três sejam obedecidas simultaneamente, mas é totalmente possível, como no caso das reações cujo produto é o Ácido Carbônico (H2CO3), que se divide em água (um eletrólito muito fraco) e gás carbônico (um produto volátil).


Abaixo apresentaremos alguns vídeos de reações realizadas pelo nosso professor de química, Breno Lima Rodriguez, para a melhor visualização das condições de ocorrência.


Vídeo 1





Vídeo 2





Vídeo 3





Vídeo 4

sexta-feira, 21 de novembro de 2014

Força dos Ácidos
Breaking Ifes18:19:00 0 comentários


1.      Da eletronegatividade dos elementos numa ligação química


No caso a ser discutido, possuímos a interferência da eletronegatividade dos elementos em ligações químicas covalentes, ou seja, em ligações onde há o compartilhamento de elétrons. 
A eletronegatividade é a propriedade que expressa a capacidade que um elemento tem de atrair elétrons para a sua eletrosfera. 
Quando temos elementos com eletronegatividades diferentes ligados quimicamente por covalência, criamos o conceito de carga parcial do elemento, expresso pela letra grega delta (δ). A mesma assume valor positivo quando os elétrons de um elemento orbitam em sua eletrosfera por menos tempo do que orbitam o outro átomo mais eletronegativo ao qual este está ligado. Assume valor negativo quando o elemento em questão fica com os elétrons da ligação o orbitando por mais tempo do que o outro elemento ao qual está ligado. 
Isso é ocorrente, pois quanto maior for a eletronegatividade de um elemento em relação ao que está ligado, mais tempo os elétrons o orbitarão. 
Para melhor compreensão usaremos como exemplo a molécula de Ácido Clorídrico (HCl): 

H – Cl 

O Cloro (Cl) por possuir eletronegatividade maior que a do hidrogênio, adquire carga parcial negativa, pois atrairá com mais força os elétrons do Hidrogênio (H) que possui eletronegatividade mais baixa. Por isso, dizemos que o composto acima é polar, pois acaba criando um polo positivo e outro negativo. 
Elementos que possuem eletronegatividades iguais atrairão com a mesma intensidade os elétrons, ou seja, não haverá cargas parciais e, consequentemente, nem a criação de polos. Conferindo à molécula um caráter apolar. 


2.      Dos ácidos em solução

Segundo a definição de Arrhenius “ácido é tudo aquilo que em água libera como único cátion o H+”. A força de um ácido seria então a quantidade de H+que este libera em água. Quanto mais forte um ácido, mais cátions ele liberará, o que é reflexão direta da solubilidade do mesmo. 
Ao colocar um ácido em água, o que ocorre é a ionização do composto, gerada pelo ataque eletrônico. 
O Hidrogênio, ligado a outro elemento mais eletronegativo que ele, assume carga parcial positiva. Então, o par eletrônico não ligante do Oxigênio da molécula da água ataca esse Hidrogênio positivo. Esse Hidrogênio ao ver possibilidade de receber dois elétrons para a sua estabilização, se desprende do ácido e se liga à água, formando a molécula H3O+. A fórmula química para o fenômeno descrito acima, utilizando como exemplo o Ácido Clorídrico é: 

HCl + H2O  H3O++ Cl- 


3.      Da força dos ácidos

Segundo Pauling, a força de um Oxiácido pode ser obtida ao fazer a diferença entre a quantidade de átomos de Oxigênio (O) e a quantidade de átomos de Hidrogênio (H)ionizáveis. 
Hidrogênios ionizáveis são aqueles que podem se desprender do ácido, ou seja, que se desprendem da fórmula deste e se tornam cátion H+. Exploraremos melhor o comportamento destes ao longo do raciocínio prestes a ser montado. 
A fórmula para a força dos Oxiácidos, tendo em vista que a fórmula geral dos mesmos seja HnEdOmé: 

m – n = 3 → Muito Forte  m – n = 2  Forte  m – n = 1  Fraco m – n = 0  Muito fraco 

4.      Das anomalias quanto aos Oxiácidos


O Ácido Fosforoso possui a seguinte geometria: 













Ácido Hipofosforoso:














Em ambos os ácidos temos a presença de átomos de Hidrogênio ligados diretamente ao átomo de Fósforo (P), não ao átomo de Oxigênio. Logo, determinamos que esses Hidrogênios são justamente os não ionizáveis. 
Ao serem colocados em água, os ácidos liberam H+devido à diferença de eletronegatividade entre o Hidrogênio e o elemento ligado à ele, pois isso cria uma carga parcial positiva do H, originando então o ataque eletrônico como já havíamos citado. 
Ao olharmos a tabela de eletronegatividade de Pauling, notamos que a eletronegatividade do Fósforo (P) é igual à do Hidrogênio (H): 2,1. Isso cria uma ligação apolar entre os dois elementos e a distribuição de elétrons é homogênea. O Hidrogênio então não se torna positivo, impossibilitando o ataque eletrônico e, consequentemente, o desprendimento deste da molécula. Sabendo disso, observem que apresentamos mais uma justificativa para os Hidrogênios ligados ao Fósforo não serem ionizáveis. 
Em Oxiácidos, todos os Hidrogênios ligados aos Oxigênios são ionizáveis devido à grande eletronegatividade do Oxigênio. 
Por isso a regra de Pauling funciona quando subtrai-se o número de Oxigênios pelo número de Hidrogênios, pois demonstra que os Hidrogênios ligados aos Oxigênios são ionizáveis. Não é diferente nas moléculas de Ácido Fosfórico e Ácido Fosforoso, justamente porque a ligação do Hidrogênio ao elemento central Fósforo (P) faz com que este não seja ionizável, fazendo com que se encaixe na regra de força de Pauling. 
A regra citada nos livros pode então ser seguida: 
1- Escrever o símbolo do elemento que está no centro da fórmula molecular 
2- Colocar um Oxigênio entre cada hidrogênio capaz de ionizar (Hidrogênio ionizável) e o elemento central. 
3- Ligar os oxigênios restantes, se houver, ao elemento central. (Havendo Hidrogênios não ionizáveis, eles devem ser ligados ao elemento central. Isso ocorre no H3PO3e no H3PO2). 
E agora meu caro, você já sabe o porquê disso. 



Referências:


Indicações Bibliográficas

Após cada postagem sempre deixaremos links e livros para aqueles que desejam se aprofundar mais no assunto. Quem sabe não se tornam grandes cientistas no futuro?!
Então, aqui seguem nossas indicações.

http://cienciasetecnologia.com/acidos-nomenclaturara-classificacao-forca-dissociacao-definicao

http://kalilbn.wordpress.com/acidos-e-bases-definicoes