As propriedades químicas das substâncias estão relacionadas à transformação
das substâncias em outras. Os ácidos, por exemplo, constituem um
grupo de substâncias que apresenta um comportamento químico variado quando interagem
com as outras substâncias químicas. Assim, as principais propriedades químicas
dos ácidos são:
1. Reacção de
ácidos com metais activos
Os ácidos reagem com metais que apresentam uma reactividade pronunciada
(metais activos) para formar um sal e libertar o gás Hidrogénio.
Metal activo + ácido → sal + hidrogénio (H2(g))
No geral, todos os metais que encontram-se acima do Hidrogénio na Fila de Reactividade dos Metais ou Fila de Tensões Electrolíticas como a que se seguem podem deslocar o Hidrogénio das
soluções ácidas.
K > Na > Li > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Pb
> H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au
Metais tais como, o Cobre (Cu), o Mercúrio (Hg), a Prata (Ag), a Platina
(Pt) e o Ouro (Au) que são menos reactivos que o Hidrogénio são designados de metais nobres. Estes metais não
deslocam o Hidrogénio de soluções ácidas.
Exemplos:
Zn(s) + 2 HCl(aq)
→ ZnCl2(aq) + H2(g)
2 Fe(s) + 3 H2SO4(aq) →
Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)
Mg(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq)
+ H2(g)
Estas reacções químicas são muito utilizadas nos laboratórios para a obtenção do gás Hidrogénio. No entanto, soluções concentradas de ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido nítrico (HNO3) reagem com metais nobres sem, no entanto, libertarem o gás hidrogénio:
Ag(s) + 2 HNO3(aq) → AgNO3(aq) + H2O(l)
+ NO2(g)
3 Cu(s) + 2 H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + 2 H2O(l)
+ SO2(g)
Como se pode ver, apesar da reacção ter ocorrido não se formou o gás
hidrogénio justamente porque estes metais são nobres e não podem deslocar o hidrogénio
de soluções ácidas.
2. Reacção de
ácidos com bases
Os ácidos reagem com bases para formar um sal e água.
Ácido + base → sal + água
A reacção entre um ácido e uma base que resulta na formação de um sal e
água é denominada de reacção de neutralização.
Esta reacção recebe este nome porque os ácidos e bases neutralizam-se, isto é,
“anulam” as propriedades umas das outras. Do ponto de vista molecular, a
reacção de neutralização pode ser vista como a interaçcão entre iões H+
que provêm do ácido e iões OH- que provêm da base o que resulta na
formação da água:
H+(aq) + OH-(aq)
→ H2O(l)
Conforme vimos, os iões H+ são responsáveis pelas propriedades
ácidas das soluções enquanto os iões OH- são responsáveis pelas
propriedades básicas, assim quando estes iões interagem entre si para formar a
água deixam de existir na solução, consequentemente as propriedades ácidas e
básicas dessas soluções “desaparecem”.
Exemplos:
NaOH(aq) + HCl(aq)
→ NaCl(aq) + H2O(l)
Ba(OH)2(aq) +
H2SO4(aq) → BaSO4(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(aq)
+ 2 HBr(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O(l)
3. Reacção de
ácidos com óxidos metálicos
Os ácidos reagem com óxidos metálicos para formar um sal e água.
Óxido metálico + ácido → sal + água
Exemplos:
CaO(s)
+ 2HCl(aq) → CaCl2(aq)
+ H2O(l)
3Na2O(s)
+ 2H3PO4(aq) → 2Na3PO4(aq) + 3H2O(l)
Devido às propriedades básicas que alguns óxidos metálicos apresentam estes quando reagem com ácidos ocorre uma reacção química que pode ser entendida como uma reacção de neutralização (como a que ocorre entre um ácido e uma base).
PROPRIEDADES
COMUNS DOS ÁCIDOS
Todas as soluções ácidas têm em comum as seguintes propriedades:
• Têm sabor azedo;
• São solúveis em água;
• Ionizam-se em solução aquosa produzindo iões (H+);
• Conduzem a corrente eléctrica em solução aquosa;
• Neutralizam as soluções aquosas de bases;
• Têm acção sobre os indicadores.
Por: Miguel Pascoal
Licenciado em Ensino de Química
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