Oxácido: características, como se formam e exemplos

Um oxiácido ou oxácido é um ácido ternário composto de hidrogênio, oxigênio e um elemento não metálico que constitui o chamado átomo central. Dependendo do número de átomos de oxigênio e, consequentemente, dos estados de oxidação do elemento não metálico, vários oxiácidos podem ser formados.

Essas substâncias são puramente inorgânicas; no entanto, o carbono pode formar um dos oxiácidos mais conhecidos: o ácido carbónico , H 2 CO 3 . Como sua fórmula química demonstra por si só, possui três átomos de O, um de C e dois de H.

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Fonte: Pxhere

Os dois átomos de H 2 CO 3 são liberados no meio como H + , o que explica suas características ácidas. Se uma solução aquosa de ácido carbônico for aquecida, emitirá um gás.

Esse gás é o dióxido de carbono, CO 2 , uma molécula inorgânica que se origina na combustão de hidrocarbonetos e na respiração celular. Se o CO 2 fosse devolvido ao recipiente de água, o H 2 CO 3 se formaria novamente; portanto, oxoácido é formado quando uma determinada substância reage com a água.

Essa reação não é observada apenas para o CO 2 , mas para outras moléculas covalentes inorgânicas chamadas óxidos ácidos.

Os oxácidos têm um grande número de usos, difíceis de descrever em geral. Sua aplicação dependerá muito do átomo central e do número de oxigênio.

Eles podem servir de compostos para síntese de materiais, fertilizantes e explosivos, para fins analíticos ou produção de refrigerantes; como é o caso do ácido carbônico e do ácido fosfórico , H 3 PO 4 , que fazem parte da composição dessas bebidas.

Características e propriedades de um oxácido

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Fonte: Gabriel Bolívar

Grupos hidroxila

Uma fórmula HEO genérica para oxiácidos é mostrada na imagem acima. Como pode ser visto, possui hidrogênio (H), oxigênio (O) e um átomo central (E); que, no caso do ácido carbônico, é carbono, C.

O hidrogênio nos oxiácidos geralmente é ligado a um átomo de oxigênio e não ao átomo central. O ácido fosforoso, H 3 PO 3 , representa um caso particular em que um dos átomos de hidrogénio ligado ao átomo de fósforo é; portanto, sua fórmula estrutural é melhor representada como (OH) 2 OPH.

Enquanto o ácido nitroso, o HNO 2 , possui um esqueleto HON = O, possui um grupo hidroxila (OH) que se dissocia para liberar hidrogênio.

Portanto, uma das principais características de um oxiácido não é apenas que ele possui oxigênio, mas também que é um grupo OH.

Por outro lado, alguns oxiácidos possuem o que é chamado de grupo oxo, E = O. No caso do ácido fosforoso, possui um grupo oxo, P = O. Eles não têm átomos de H, portanto “não são responsáveis” pela acidez.

Átomo central

O átomo central (E) pode ou não ser um elemento eletronegativo , dependendo da sua localização no bloco p da tabela periódica . Por outro lado, o oxigênio, um elemento ligeiramente mais eletronegativo que o nitrogênio, atrai os elétrons da ligação OH; permitindo assim a liberação do íon H + .

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E está, portanto, ligado a grupos OH. Quando um íon H + é liberado, ocorre ionização ácida; isto é, adquire uma carga elétrica, que no seu caso é negativa. Um oxiácido pode liberar tantos íons H + quanto os grupos OH possuem em sua estrutura; e quanto mais houver, maior será a carga negativa.

Enxofre para ácido sulfúrico

Sulfúrico, ácido poliprótico tem a fórmula molecular H 2 SO 4 . Esta fórmula também pode ser escrita como se segue: (OH) 2 SO 2 , de salientar que o ácido sulfúrico possui dois grupos hidroxilo ligados ao átomo central de enxofre.

As reações de sua ionização são:

H 2 SO 4 => H + + HSO 4

Em seguida, o segundo H + é liberado do grupo OH restante, mais lentamente até o ponto em que um equilíbrio pode ser estabelecido:

HSO 4 <=> H + + SO 4 2–

A segunda dissociação é mais difícil do que a primeira, e para ser separadas uma carga positiva (H + ) de um duplamente carregado negativamente (SO 4 2- ).

Força ácida

A força de quase todos os oxácidos que possuem o mesmo átomo central (não metal) aumenta com o aumento do estado de oxidação do elemento central; que por sua vez está diretamente relacionado ao aumento do número de átomos de oxigênio.

Por exemplo, são mostradas três séries de oxiácidos cujas forças de acidez são ordenadas do menor para o maior:

H 2 SO 3 <H 2 SO 4

HNO 2 <HNO 3

HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4

Na maioria dos oxiácidos que possuem elementos diferentes com o mesmo estado de oxidação, mas pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, a força da acidez aumenta diretamente com a eletronegatividade do átomo central:

H 2 SeO 3 <H 2 SO 3

H 3 PO 4 <HNO 3

HBrO 4 <HClO 4

Como se formam os oxácidos?

Como mencionado no início, os oxiácidos são gerados quando certas substâncias, chamadas óxidos ácidos, reagem com a água. Isso será explicado usando o mesmo exemplo de ácido carbônico.

CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3

Óxido ácido + água => oxidante

O que acontece é que a molécula de H 2 O está ligado covalentemente ao CO 2 . Se a água é removida pelo calor, o equilíbrio muda para a regeneração do CO 2 ; isto é, um refrigerante quente perde sua sensação efervescente mais cedo que um frio.

Por outro lado, óxidos ácidos são formados quando um elemento não metálico reage com a água; embora, mais precisamente, quando o elemento reagente forme um óxido com caráter covalente, cuja dissolução na água gera íons H + .

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Já foi dito que os íons H + são o produto da ionização do ácido oxidativo resultante.

Exemplos de treinamento

O óxido de cloro, Cl 2 O 5 , reage com a água para dar ácido clórico:

Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3

O óxido sulfúrico, SO 3 , reage com a água para formar o ácido sulfúrico:

SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4

E o óxido periódico, I 2 O 7 , reage com a água para formar o ácido periódico:

I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4

Além desses mecanismos clássicos de formação de oxidação, existem outras reações com o mesmo objetivo.

Por exemplo, o tricloreto de fósforo, PCl 3 , reage com a água para produzir ácido fosforoso, um oxácido e ácido clorídrico, um ácido halo-hídrico.

PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl

E o pentacloreto de fósforo, PCl 5 , reage com a água para dar ácido fosfórico e ácido clorídrico.

PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl

Óxidos metálicos

Alguns metais de transição formam óxidos ácidos, ou seja, eles se dissolvem na água para produzir oxácidos.

Óxido de manganês (VII) (permanganic anidro) Mn 2 O 7 e óxido de cromo (VI) são os exemplos mais comuns.

Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (ácido permangânico)

CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (ácido crómico)

Nomenclatura

Cálculo de Valência

Para nomear corretamente um ácido oxidico, a valência ou o número de oxidação do átomo central E. deve ser determinado com base na fórmula genérica HEO, é considerado o seguinte:

-O tem valência -2

-A valência de H é +1

Com isso em mente, o HEO oxidativo é neutro, portanto a soma das cargas de valência deve ser igual a zero. Assim, você tem a seguinte soma algébrica:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Portanto, a valência de E é +1.

Então, você deve recorrer às possíveis valências que E. pode ter.Se as suas valências incluírem os valores +1, +3 e +4, então E “trabalha” com sua valência mais baixa.

Nomeie o ácido

Para nomear HEO, você começa chamando-o de ácido, seguido pelo nome de E com os sufixos –ico, se você trabalha com a maior valência, ou –oso, se você trabalha com a menor valência. Quando existem três ou mais, os prefixos hipo e per são usados ​​para se referir às valências mais baixas e mais altas.

Assim, o HEO seria chamado:

Hipo ácido (nome de E) urso

Como +1 é a menor de suas três valências. E se fosse HEO 2 , E seria valência +3 e seria chamado:

Ácido (nome de E) urso

E da mesma forma para o HEO 3 , com E trabalhando com a valência +5:

Ácido (nome de E) ico

Exemplos

Uma série de oxiácidos com suas respectivas nomenclaturas é mencionada abaixo.

Óxidos do grupo halogênio

Halogênios intervêm formando oxácidos com as valências +1, +3, +5 e +7. Cloro, bromo e iodo podem formar 4 tipos de oxácidos correspondentes a essas valências. Mas o único ácido oxídico que foi preparado a partir do fluoreto é o ácido hipofluoroso (HOF), que é instável.

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Quando um grupo oxidativo usa valência +1, é nomeado da seguinte forma: ácido hipocloroso (HClO); ácido hipobromoso (HBrO); ácido hipoiódico (HIO); ácido hipofluoroso (HOF).

Com a valência +3, nenhum prefixo é usado e apenas o sufixo de urso é usado. Você tem os ácidos cloroso (HClO 2 ), bromoso (HBrO 2 ) e iodo (HIO 2 ).

Com a valência +5, nenhum prefixo é usado e apenas o sufixo ico é usado. Existem ácidos cloro (HClO 3 ), bromico (HBrO 3 ) e iodico (HIO 3 ).

Enquanto estiver trabalhando com a valência +7, o prefixo per e o sufixo ico são usados. Existem ácidos perclórico (HClO 4 ), peródico (HBrO 4 ) e periódico (HIO 4 ).

Óxidos do Grupo VIA

Os elementos não metálicos desse grupo têm como valências comuns -2, +2, +4 e +6, formando três oxiácidos nas reações mais conhecidas.

Com a valência +2, o prefixo hipo e o sufixo bear são usados. Existem ácidos hipossulfurosos (H 2 SO 2 ), hiposselênios (H 2 SeO 2 ) e hipotensos (H 2 TeO 2 ).

Com a valência +4, nenhum prefixo é usado e o sufixo de urso é usado. Existem ácidos sulfuroso (H 2 SO 3 ), selênio (H 2 SeO 3 ) e telúrico (H 2 TeO 3 ).

E quando eles trabalham com a valência + 6, nenhum prefixo é usado e o sufixo ico é usado. Existem ácidos sulfúrico (H 2 SO 4 ), selênico (H 2 SeO 4 ) e telúrico (H 2 TeO 4 ).

Oxácidos de boro

O boro tem uma valência de +3. Você tem os ácidos metabólico (HBO 2 ), pirobórico (H 4 B 2 O 5 ) e ortobórico (H 3 BO 3 ). A diferença está no número de água que reage com o óxido bórico.

Oxiácidos de carbono

O carbono tem valências +2 e +4. Exemplos: 2 de valência, ácido carbonado (H 2 CO 2 ), e 4 de valência, ácido carbónico (H 2 CO 3 ).

Oxiácidos de cromo

O cromo tem valências +2, +4 e +6. Exemplos: com valência 2, ácido hipocromático (H 2 CrO 2 ); com valência 4, ácido crômico (H 2 CrO 3 ); e com valência 6, ácido crômico (H 2 CrO 4 ).

Oxiácidos de silício

O silício possui valências -4, +2 e +4. Você tem ácido metassílico (H 2 SiO 3 ) e ácido pirocíclico (H 4 SiO 4 ). Observe que em ambos o Si tem valência +4, mas a diferença está no número de moléculas de água que reagiram com seu óxido ácido.

Referências

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
  2. Editor (6 de março de 2012). Formulação e nomenclatura de oxiácidos. Recuperado de: si-educa.net
  3. Wikipedia (2018). Oxiácido Recuperado de: en.wikipedia.org
  4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oxiácido Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 de janeiro de 2018). Compostos oxoácidos comuns. Recuperado de: thoughtco.com

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