As quatro classes de compostos inorgânicos
Óxidos são compostos de um elemento com oxigênio, como CaO ou CO₂. Óxidos de metais costumam ser básicos; óxidos de não metais costumam ser ácidos; alguns, como Al₂O₃ e ZnO, são anfóteros (reagem com ácidos e com bases).
Ácidos liberam íons H⁺ na água (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Bases liberam íons OH⁻ ou recebem H⁺ (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Uma base que se dissolve em água é um álcali. Sais são formados por um íon metálico (ou NH₄⁺) e o íon que sobra de um ácido (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Ideias de ácido e base que você deve conhecer
- Arrhenius: ácido libera H⁺ na água; base libera OH⁻.
- Brønsted–Lowry: ácido doa um próton; base recebe um próton. NH₃ é base porque capta H⁺.
- Lewis: ácido recebe um par de elétrons; base doa um par.
Nomes de ácidos, bases e sais
- Hidrácidos: ácido + radical + -ídrico: HCl ácido clorídrico, HBr ácido bromídrico.
- Oxiácidos: mais oxigênio = -ico, menos oxigênio = -oso: H₂SO₄ sulfúrico, H₂SO₃ sulfuroso; HNO₃ nítrico, HNO₂ nitroso.
- Bases: hidróxido de + metal: NaOH hidróxido de sódio, Fe(OH)₃ hidróxido de ferro(III) (o algarismo romano indica a carga).
- Sais: nome do ânion + de + metal, e o final do ácido muda: -ico → -ato, -oso → -ito, -ídrico → -eto. Assim H₂SO₄ dá sulfatos, H₂SO₃ dá sulfitos, HCl dá cloretos.
- Sais ácidos ainda têm H: NaHCO₃ hidrogenocarbonato de sódio. Sais básicos ainda têm OH: Mg(OH)Cl.
A relação entre as classes
Um mesmo elemento pode ser seguido pelas classes, como uma linhagem de família:
Metal: Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO; CaO + H₂O → Ca(OH)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
Não metal: S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
As duas linhas se encontram em um sal. Os sais se formam de várias maneiras: ácido + base, ácido + metal, ácido + óxido básico, base + óxido ácido e ácido + carbonato.
Introdução à titulação
Uma titulação descobre a concentração desconhecida de uma solução fazendo-a reagir com uma solução de concentração conhecida (a solução padrão ou titulante).
- Com uma pipeta, coloque um volume exato (por exemplo 25,0 mL) do ácido desconhecido num erlenmeyer. Adicione 2–3 gotas de indicador.
- Encha a bureta com a base padrão. Leia o volume inicial na parte de baixo do menisco, na altura dos olhos.
- Adicione a base agitando o frasco. Perto do fim, adicione gota a gota.
- Pare na primeira mudança permanente de cor: o ponto final. Anote a leitura final. Repita até dois resultados concordarem dentro de 0,10 mL (concordantes).
Ponto de equivalência = os mols de ácido e de base coincidem exatamente pela equação. Ponto final = quando o indicador muda de cor. Um bom indicador deixa os dois quase iguais.
Curvas de titulação e escolha do indicador
Faça o gráfico do pH contra o volume de base adicionado. Você obtém uma curva de titulação em forma de S.
- Ácido forte + base forte (HCl + NaOH): o pH começa perto de 1, salta de cerca de 3 para 11, e a equivalência fica em pH 7. Fenolftaleína ou alaranjado de metila servem.
- Ácido fraco + base forte (CH₃COOH + NaOH): começa perto de pH 3, tem uma região plana (tampão), e a equivalência fica acima de 7 (cerca de 8,7). Use fenolftaleína (muda entre 8,2 e 10). Na meia equivalência, pH = pKa.
- Ácido forte + base fraca (HCl + NH₃): a equivalência fica abaixo de 7 (cerca de 5). Use alaranjado de metila (muda entre 3,1 e 4,4).
- Fraco + fraco: não há salto nítido, então nenhum indicador funciona bem; use um pHmetro.
Regra: escolha um indicador cuja faixa de mudança de cor fique dentro da parte íngreme da curva.
Cálculos de titulação
Mols = concentração (mol/L) × volume (L). Use a proporção da equação balanceada.
Para HCl + NaOH (1 : 1): CaVa = CbVb.
Para H₂SO₄ + 2NaOH: mols de NaOH = 2 × mols de H₂SO₄, então 2CaVa = CbVb.
Antes da equivalência (ácido forte): [H⁺] = (mols de ácido que sobraram) ÷ (volume total). Depois: [OH⁻] = (mols de base em excesso) ÷ (volume total), e então pH = 14 − pOH (a 25 °C).
Fórmulas e definições principais
- n = C × V (V em litros)
- Reação 1 : 1: C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = número de H⁺ / OH⁻ que cada um libera)
- pH = −log[H⁺]; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Ácido fraco na meia equivalência: pH = pKa
Exemplos resolvidos
1. Dê o nome: (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) ácido nitroso (menos O → -oso). (b) sulfato de potássio (sulfúrico → sulfato). (c) hidróxido de ferro(II). (d) hidrogenocarbonato de sódio, um sal ácido.
2. Escreva a cadeia de reações do magnésio até o cloreto de magnésio.
2Mg + O₂ → 2MgO; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL de HCl precisam de 20.0 mL de NaOH 0.100 M. Calcule [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL de H₂SO₄ são neutralizados por 32.0 mL de NaOH 0.250 M. Calcule [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, então n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL de HCl 0.100 M. Calcule o pH após adicionar 20.0 mL de NaOH 0.100 M.
Ácido 0.00250 mol, base 0.00200 mol. H⁺ que sobrou = 0.000500 mol em 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. No mesmo frasco, após 30.0 mL de NaOH. Calcule o pH.
Base 0.00300 mol, OH⁻ em excesso = 0.000500 mol em 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. O pH saltou de cerca de 2 para 12 em apenas 10 mL – a parte íngreme da curva.
Erros comuns
- Esquecer de converter mL em L antes de calcular os mols.
- Usar C₁V₁ = C₂V₂ para H₂SO₄ + NaOH; é preciso usar a proporção 1 : 2.
- Achar que o ponto de equivalência é sempre em pH 7. Só ácido forte + base forte dá 7.
- Ler a bureta de cima ou de baixo da linha do menisco (erro de paralaxe), ou não enxaguar a bureta com o titulante antes.