Química descritiva - Química para o Vestibular

Transcrição

Professora Sonia
Química descritiva
Métodos de Obtenção de Compostos Importantes do Sódio
O sódio é um metal branco prateado, brilhante, menos denso que a água, de baixo ponto de fusão e
baixa dureza (pode ser facilmente cortado com uma faca). A fim de evitar a sua oxidação, quando
exposto ao ar, o sódio é guardado dentro de frascos contendo querosene.
Obtenção:
1°.) Método de Castner
Este foi o método da descoberta do sódio por Humphry Davy em 1807. Consiste na eletrólise do
hidróxido de sódio fundido.
Comumente se emprega o aparelho de Castner (figura a seguir) e daí o nome do método. As reações
que se processam são:
2°.) Método de Down
Consiste na eletrólise do cloreto de sódio fundido. Emprega-se o aparelho de Down (figura a seguir).
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As reações que se passam no processo são:
Este método tem a vantagem sobre o primeiro de usar uma matéria prima muito mais barata (o
NaCl é muito mais barato que o NaOH). Tem a enorme desvantagem de ser o NaCl muito mais
dificilmente fusível que o NaOH (o P. F. do NaCl é de 800°C e o do NaOH é de 360°C). Para abaixar
o ponto de fusão do NaCl faz-se uma mistura com Na2CO3 (fundente); esta mistura funde a 600°C.
Aplicações. — O sódio metálico é muito usado em Química Orgânica:
a) obtenção de hidrocarbonetos pelo método de Wurtz;
b) obtenção dos alcóxi-sódio, por exemplo, etóxi-sódio ou etanoato de sódio (C2H5ONa);
c) redução com sódio em álcool (o hidrogênio libertado é o redutor);
d) reconhecimento do nitrogênio, enxofre e halogênios nos compostos orgânicos pelo método de
Lassegne (fusão com sódio);
e) obtenção de tetra-etil chumbo (ou chumbo tetraetílico) de enorme importância na indústria do
petróleo:
4Pb—Na + 4H5C2—Cl → (H5C2)4Pb + 4NaCl + 3Pb;
f) sob forma de amalgama de sódio (liga com o mercúrio) é usado quando se quer uma redução
mais branca que a obtida com sódio em álcool; etc., etc.
Devido a grande tendência de ceder o elétron solitário da última camada eletrônica de seus átomos,
o sódio e os outros metais alcalinos apresentam efeito fotoelétrico (efeito fotoelétrico é a propriedade
da substância emitir elétrons quando exposta à luz) muito acentuado. O sódio é empregado na
construção de células fotoelétricas empregadas, por exemplo, na televisão, transmissão de
fotografias (via fax), cinema, etc.
Os compostos de sódio, ao lado dos de potássio, são os reagentes mais empregados na indústria e
no laboratório.
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Principais compostos do sódio
I - Cloreto de sódio (NaCl)
Estado natural: É um dos compostos mais espalhados na natureza; constitui o sal marinho
quando proveniente da água do mar, e o sal-gema quando proveniente de jazidas na crosta
terrestre.
A concentração média do cloreto de sódio, na água do mar, é de 25 gramas por litro; em alguns
lagos salgados, a concentração é mais elevada, tal como no Lago Elton na Rússia, com 208 gramas
por litro, no Grande Lago Salgado nos Estados Unidos, com 177 gramas por litro, no Mar Morto,
com 175 gramas por litro, e outros.
As maiores jazidas de sal-gema encontram-se em Cardona e Castila, na Espanha; em Wielickscka,
na Polônia; em Dienze e Salim, na França; em Strassfurt, na Alemanha; em New York, Kanza,
Michigan, Virgínia, Ohio e Califórnia, nos Estados Unidos.
Extração:
a) Do sal-gema
Nas minas superficiais tais como as de Wielickscka, Salim, e outras, a exploração é feita a céu
aberto; o sal é extraído, e entregue diretamente ao comércio, ou purificado por meio de filtração e
cristalização.
Nas minas mais profundas são necessários túneis subterrâneos para a sua exploração; o sal-gema
pode ser extraído diretamente na forma salina, ou, ser dissolvido em água sendo a salmoura
conduzida à superfície por meio de bombas. Por evaporação cristaliza-se finalmente o sal. Este
último processo é usado principalmente nos Estados Unidos; introduz-se no local da mina, uma
sonda de dois tubos concêntricos: um conduz a água para dissolver o sa!, e o outro conduz a salmoura à superfície.
A evaporação é feita em salinas ou em evaporadores múltiplos. Estes constam de uma série de
recipientes fechados, dispostos de modo a permitir que o vapor resultante da evaporação de um
deles aqueça o outro no qual a pressão é menor. O primeiro recipiente da série é aquecido com
vapor proveniente de uma caldeira, e o último está em comunicação com uma bomba de vácuo; o
sal cristaliza-se no fundo de longos cilindros verticais.
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b) Do sal marinho
A água do mar é conduzida, pela maré ou por meio de bombas, a tanques de grande superfície e
pequena profundidade, denominados salinas, existentes no litoral. A evaporação se dá
naturalmente, sob ação do calor solar, e é auxiliada pelo vento.
Os tanques são dispostos em série de modo que a água passa sucessivamente por todos, sempre
na mesma ordem. À medida que, pela evaporação aumenta a concentração da água marinha,
esta é passada de um tanque para outro, depositando-se sucessivamente os componentes menos
solúveis.
Nos tanques da primeira região, a água do mar se concentra até 7° Baumé (comumente se mede
a densidade das soluções com o aerômetro de Baumé; divisão do aparelho é um grau Baumé) (a
concentração inicial corresponde a 3,5° Baumé), dando-se então o depósito da matéria em
suspensão; nos tanques da segunda região, a concentração atinge 15° Baumé, dando-se então o
depósito do carbonato de cálcio; nos tanques da terceira região a concentração atinge a 4° Baumé
dando-se então o depósito de sulfato de cálcio; nos tanques da quarta região, a concentração atinge
30° Baumé, indo-se então o depósito do cloreto de sódio juntamente com os sais de magnésio
(cloreto e sulfato). As águas mães contêm sais mais solúveis que o cloreto de sódio (brometos e
iodetos principalmente).
Por meio de pás perfuradas o cloreto de sódio é acumulado em montes, permanecendo durante certo
tempo exposto ao ar; com isto os sais de magnésio (muito higroscópicos) absorvem a umidade do ar,
dissolvendo-se nessa água, que se escoa. O cloreto de sódio assim obtido pode ser purificado por
meio de uma solução saturada do mesmo sal; as impurezas se dissolvem e deposita-se o sal
purificado.
Nas regiões frias, a extração é feita por congelamento da água do mar; com isto separa-se o gelo e a
solução se concentra até ocorrer a cristalização do cloreto de sódio.
O cloreto de sódio quimicamente puro é obtido precipitando-o de sua solução saturada, por meio de
uma corrente de gás clorídrico; as impurezas permanecem em solução.
Propriedades: É um sal incolor, inodoro, sabor salgado, brilho vítreo, dureza 2,5 (escala de Mohs),
ponto de fusão 801°C, ponto de ebulição l 750°C, densidade 2,16 (15°C, em relação à água),
coeficiente de solubilidade 35,7 (0°C) e 39,8 (100°C), índice de refração 1,5442.
O cloreto de sódio cristaliza-se no sistema cúbico; os cristaizinhos se reúnem em pirâmides
quadrangulares ocas, denominadas tremonhas.
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O cloreto de sódio cristaliza sem água de cristalização. Ao ser levado ao fogo crepita, pela perda da
água de interposição, retida entre os pequenos cristais.
O cloreto de sódio sendo comumente acompanhado de sais de magnésio como impureza é
deliqüescente; o sal puro porém não o é.
É um composto heteropolar ou iônico: no estado cristalizado já é constituído de íons de sódio e íons
de cloro, que ocupam os nós da grade cristalina.
Cada íon de sódio é envolvido por seis íons de cloro vizinhos, e cada íon de cloro é envolvido por
seis íons de sódio vizinhos. Daí, então a sua fórmula [Na+]6[Cl-]6.
Esta estrutura cristalina é confirmada pelo método de difração com raios X.
Como o cloreto de sódio é um composto heteropolar, conduz a corrente elétrica no estado fundido.
Os produtos da eletrólise ígnea são sódio metálico e cloro gasoso.
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Quando se dissolve cloreto de sódio em água, há apenas o rompimento da grade cristalina, em
virtude do poder dielétrico do solvente; a ionização não é, portanto, produzida pela água (pela
dissolução). Pela eletrólise do cloreto de sódio em solução aquosa não se obtém sódio metálico porque
este reage com a água, dando hidróxido de sódio e hidrogênio.
Os produtos da eletrólise são: hidróxido de sódio, hidrogênio e cloro.
Este é o processo industrial de obtenção de hidróxido de sódio; obtêm-se como subprodutos cloro e
hidrogênio.
O cloreto de sódio (cristalizado) reage com o ácido sulfúrico concentrado com desprendimento de
gás clorídrico (liberta-se o composto volátil):
A segunda fase da reação só se realiza pela fusão dos dois sais. A primeira fase começa mesmo a
frio.
Usos: É usado na indústria da obtenção de hidróxido de sódio, gás clorídrico, e de um modo geral
dos compostos de cloro e compostos de sódio.
Também é utilizado na indústria alimentícia na conservação de alimentos como carnes, peixes,
manteiga, etc. É empregado na fabricação de sabão, na esmaltação de objetos cerâmicos comuns
(manilhas, por exemplo), etc.
II - Carbonato de sódio (Na2CO3)
Estado natural: O carbonato de sódio, conhecido no comércio como soda, encontra-se nas águas
de certos lagos, entre eles o Lago Owens na Califórnia, cujo conteúdo total é calculado em
100.000.000 de toneladas. Outros lagos ricos em carbonato de sódio localizam-se na Colômbia,
Chile, norte do Saara, etc.
Encontra-se sempre junto com o bicarbonato de sódio, e por evaporação, cristaliza-se o sal duplo
Na2CO3.NaHCO3.2H2O conhecido pelos nomes trona, urau, natrom (Lago Natron, próximo a Mênfis,
nos Estados Unidos).
As cinzas dos vegetais marinhos são ricas em carbonato de sódio, contrastando com as dos vegetais
terrestres que contêm carbonato de potássio.
O carbonato de sódio encontra-se dissolvido em muitas águas minerais (águas alcalinas), sempre
junto com o bicarbonato de sódio.
Obtenção: Até 1814 o único processo de obtenção do carbonato de sódio era a sua extração, das
cinzas das plantas marinhas.
Em 1791 Nicolas Leblanc (1742 – 1806) descobriu um método industrial de obtenção de carbonato
de sódio; este, entretanto, só foi aplicado em grande escala a partir de 1814 na Inglaterra.
Atualmente os processos industriais de sua obtenção são três: a) Leblanc; b) Solvay; c) Eletrolítico.
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Em todos eles a matéria prima é o cloreto de sódio.
a) Processo Leblanc: Hoje está praticamente abandonado; foi o único processo empregado de
1814 até 1863, quando foi introduzido o processo Solvay. O processo se realiza em três fases:
I — Transformação do cloreto de sódio em sulfato, pela reação com ácido sulfúrico concentrado:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
II — Transformação do sulfato em carbonato pela fusão com calcário e carvão, em fornos giratórios.
Esta fase é chamada fundição bruta e o produto da fusão constitui a cinza negra. O processo
químico é o seguinte:
III — Extração do carbonato de sódio da cinza negra. A extração não pode ser feita com água
porque há hidrólise do sulfeto de cálcio, formando-se hidróxido de cálcio que com o carbonato de
sódio, dá um precipitado de carbonato de cálcio.
Evita-se a hidrólise do CaS fazendo-se a extração com solução semi-saturada de carbonato de
sódio; com isto dissolve-se somente o carbonato de sódio da cinza negra; o carbonato de sódio
extraído é depois cristalizado.
No processo obtêm-se como subprodutos HCl, CaS, CO2. O sulfeto de cálcio por hidrólise dá
hidróxido de cálcio e gás sulfídrico. A partir do gás sulfídrico se obtém por combustão o dióxido de
enxofre a partir do qual se recupera o ácido sulfúrico que entra novamente no processo:
O ácido clorídrico formado no processo é transformado em cloro, que reagido com o hidróxido de
cálcio dá cal clorada de grande emprego industrial: Ca(OH)2 + Cl2 → CaCl(CIO) + H2O.
b) Processo de Solvay: Atualmente é o processo mais empregado. Foi introduzido na indústria em
1863 pelo químico belga Ernest Solvay (1838-1922). O processo consiste no seguinte: satura-se
uma solução concentrada de cloreto de sódio, com gás amoníaco; obtém-se assim uma salmoura
amoniacal. Esta é em seguida saturada de gás carbônico, mantendo-se baixa a temperatura. O
amoníaco é transformado em bicarbonato de amônio: NH3 + H2O + CO2 → [NH4]HCO3.
Têm-se, portanto, quatro íons em solução: Na+, Cl-, NH4+ e HCO3-, que podem formar quatro sais;
NaCl, NaHCO3, NH4Cl e NH4(HCO3).
Como o bicarbonato de sódio é o composto menos solúvel especialmente a baixas temperaturas (ver
no gráfico a seguir) dá-se sua precipitação. A técnica do processo é a seguinte: O gás amoníaco
forçado a subir através de uma torre, no interior da qual desc uma solução concentrada de cloreto
de sódio (30 %); obtém-se assim a salmoura amoniacal que é resfriada passando através de tubos
onde circula água fria. A salmoura amoniacal desce em uma segunda torre, através da qual o gás
carbônico forçado a subir. Forma-se bicarbonato de sódio que é separado na base da torre (figura
a seguir).
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O gás carbônico necessário ao processo é obtido pela calcinação do calcário: CaCO3 → CaO + CO2.
O óxido de cálcio formado reage com a água e dá hidróxido de cálcio: CaO + H2O → Ca(OH)2.
O hidróxido de cálcio reage com o cloreto de amônio formado no processo, regenerando assim o
amoníaco que entra novamente no processo:
O bicarbonato de sódio formado por aquecimento se transforma em carbonato, libertando gás
carbônico que entra no processo: 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2.
c) Processo eletrolítico: Foi introduzido na indústria em 1893. Pela eletrólise de cloreto de sódio
em solução aquosa obtém-se o hidróxido de sódio, que saturado com gás carbônico dá carbonato
de sódio que se cristaliza por evaporação. O gás carbônico é obtido por calcinação de calcário; no
processo formasse como subprodutos: cloro, hidrogênio e cal viva (esta, da decomposição do
calcário).
O maior gasto do processo é a energia elétrica e calorífica, esta na evaporação da solução contendo
o carbonato de sódio.
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Propriedades: Forma vários sais hidratados; o mais em água é o decaidrato Na2CO3.10H2O estável
até 32oC; nesta temperatura perde três moléculas de água de cristalização, transformando-se num
heptaidrato Na2CO3.7H2O estável até 35,3°C; nesta temperatura perde seis moléculas água de
cristalização transformando-se no monoidrato Na2CO3.H2O estável até 107°C; acima desta
temperatura totalmente a água de cristalização, transformando-se no anidro, Na2CO3, conhecido no
comércio como soda calcinada ou soda.
O sal anidro é um pó branco que funde a 850°C. O decaidrato forma cristais transparentes, que
expostos ao ar perdem água de cristalização, transformando-se em um pó branco provavelmente o
monoidrato. Este fenômeno se explica admitindo que a pressão do vapor de água do ar é inferior à
pressão de dissociação do sal hidratado; o fenômeno é chamado eflorescência. É o inverso da
deliqüescência. O decaidrato funde-se a 35 °C na sua água de cristalização.
Em solução, o carbonato de sódio é fortemente alcalino, devido à hidrólise:
É um dos poucos carbonatos solúveis; os únicos carbonatos solúveis são os dos metais alcalinos e
de amônio.
Apresenta as reações gerais dos carbonatos; assim é facilmente decomposto por ácidos:
CO32- + 2H+ → H2CO3 → H2O + CO2
Em solução, tratado com excesso de gás carbônico, se transforma em bicarbonato de sódio:
Usos: A fabricação de carbonato de sódio constitui uma das maiores indústrias químicas; para se
ter uma idéia já em 1908 a produção mundial foi de 2.000.000 de toneladas. É usado em enormes
quantidades na fabricação de vidro e de sabão; na lavagem de fios têxteis (algodão e principalmente
seda); na fabricação de papel; na obtenção de outros sais de sódio, principalmente o bórax e o
silicato (vidro solúvel). É também empregado no amolecimento das águas (eliminação de sais de
cálcio) e para fins de limpeza em geral. O bicarbonato de sódio é empregado em grandes
quantidades na fabricação de "fermentos" utilizados na preparação de bolos; tem emprego
medicinal para neutralizar o HCl do estômago; é também usado na limpeza de objetos metálicos (de
prata, por exemplo).
Estudo sucinto dos principais ácidos
Ácido Clorídrico (HCl)
Ácido clorídrico é uma solução de cloridreto ou gás clorídrico, em água. É o mais importante dos
halógeno-ácidos.
Apresenta odor pungente e efeitos sufocantes. Uma solução aquosa que contem mais de 37% em
peso de gás clorídrico, fumega no ar e tem por isso o nome de ácido fumegante.
Encontra-se geralmente no comércio o chamado ácido clorídrico concentrado que é uma solução
aquosa de, no mínimo, 35% em peso, de cloridreto.
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É um dos ácidos mais fortes que se conhece, o que indica, como já foi explicado, que apresenta
elevado grau de dissociação iônica.
Apresenta todas as propriedades características da função ácido.
Exemplos:
a) Reage com os metais menos nobres que o hidrogênio formando sais (cloretos) e libertando
hidrogênio.
2HCI + Zn → ZnCl2 + H2
2HCI + Fe → FeCl2 + H2
b) Reage com óxidos e hidróxidos de metais formando sais (cloretos) e água:
MnO + 2HCI → MnCl2 + H2O
NaOH + HCl → NaCl + H2O
O ácido clorídrico reage com os sais de prata, dando um precipitado branco de cloreto de prata, ao
lado do ácido correspondente.
HCl (ácido clorídrico) + AgNO3 (nitrato de prata) → AgCl (cloreto de prata) + HNO3 (ácido nítrico).
O ácido clorídrico reage com os carbonatos; forma-se o cloreto correspondente, água e gás
carbônico, que se desprende (com efervescência):
CaCO3 + 2HCI → CaCl2 + H2O + CO2.
Preparação:
1°.) método sintético: Faz-se a combustão de hidrogênio em atmosfera de cloro: H2 + Cl2 → 2HCI.
Este método é empregado em países onde o cloro é fabricado em grande quantidade como produto
secundário da eletrólise do cloreto de sódio e fica em excesso em relação às necessidades da
indústria.
2°.) Reação de ácido sulfúrico concentrado sobre sal comum (NaCl):
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl.
Este método é usado em laboratório, onde se emprega comumente cloreto de amônio em
substituição ao cloreto de sódio. No laboratório faz-se o seguinte: o ácido sulfúrico é gotejado de
um funil separador ligado a um balão de vidro contendo o cloreto (observe a figura a seguir).
O cloridreto que se liberta pode ser recolhido em um cilindro de vidro, onde se deposita, pelo fato
de ser mais denso que o ar. O gás clorídrico pode ser também recolhido em água, com a qual vai
formar ácido clorídrico. Pela equação da reação acima, nota-se que apenas um, dos dois átomos de
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hidrogênio da molécula de ácido sulfúrico é substituído, havendo formação de hidrogeno-sulfato de
sódio. Para haver substituição do hidrogênio restante é necessário aquecer a mistura com excesso
de cloreto de sódio, a temperatura bem mais elevada.
Forma-se então o sal normal Na2SO4:
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl.
Usos: Os principais empregos do ácido clorídrico são:
1) em laboratório, como ácido forte;
2) na limpeza de superfícies de metais;
3) na preparação de cloro;
4) na preparação de cloretos;
5) em sínteses orgânicas;
6) na extração de cola de ossos;
7) na clarificação de açúcares;
8) na fabricação de glicose a partir de amido;
9) na fabricação de tintas.
Ácido nítrico (HNO3)
É um dos ácidos mais antigos que se conhece. Parece ter sido descoberto por volta do ano 1100,
tendo sido empregado pelos alquimistas com o nome de aqua fortis, nome que foi mais tarde,
substituído (fins do século XVII) por ácido azótico.
Trata-se, quando puro, de um líquido incolor de densidade 1,52 e bastante fumegante quando
exposto ao ar. Ataca com veemência o tecido animal e vegetal; produz na pele manchas amarelas, e
destrói rapidamente os vegetais.
É solúvel em água em todas as proporções, onde forma um ácido fortíssimo, devido ao seu alto
grau de dissociação iônica.
Aparece comumente no comércio, com o nome de ácido nítrico concentrado; este apresenta uma
cor amarelo-acastanhada, devido à presença de dióxido de nitrogênio (NO2) dissolvido; o ácido
nítrico concentrado do comércio contém comumente 65% de HNO3 em peso, dissolvido em água.
Quando aquecido ou exposto à luz, torna-se instável; decompõe-se produzindo água, oxigênio e
dióxido de nitrogênio, este de cor castanho-avermelhada:
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2.
Devido à tendência de libertar oxigênio, o ácido nítrico é um poderoso oxidante. Oxida, por
exemplo, não-metais; assim o carbono é oxidado a dióxido de carbono e o enxofre a ácido sulfúrico:
3C + 4HNO3 → 3CO2 + 2H2O + 4NO
S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO
Oxida também os metais; o óxido formado reage com o excesso de ácido nítrico, formando o nitrato
do metal.
Exemplos:
3Zn + 8HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
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O monóxido de nitrogênio (NO) formado é incolor; contudo observa-se o desprendimento de vapores
castanho-avermelhados. A razão disto é, que o monóxido de nitrogênio em contato com o ar,
imediatamente se oxida a dióxido de nitrogênio (NO2) que tem cor castanho-avermelhada:
2NO + O2 → 2NO2.
Preparação:
1) método de laboratório: Consiste na reação de ácido sulfúrico concentrado sobre nitratos. Partese comumente de nitrato de sódio, que se encontra em jazidas naturais (salitre do Chile). A reação
que se passa pode ser expressa pela equação:
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3.
Esta preparação se faz pelo aquecimento em retorta (observe a figura a seguir) de uma mistura de
salitre com ácido sulfúrico concentrado. Liberta-se HNO3 que é destilado (P. E. = 86°C) sendo
recolhido em balão receptor, resfriado por água e gelo.
2) Método sintético: Faz-se uma corrente de ar atmosférico atravessar um arco voltaico de
altíssima temperatura. Forma-se pequena quantidade de monóxido de nitrogênio (NO):
N2 + O2 → 2NO.
O monóxido de nitrogênio (NO) em presença de oxigênio do ar se oxida a dióxido de nitrogênio. Este
é introduzido em água quente, com a qual reage dando ácido nítrico.
2NO + O2 → 2NO2
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
3) Combustão catalítica do gás amoníaco (NH3):
É atualmente o método mais empregado, sendo que mais de 90 % da produção mundial de ácido
nítrico é assim obtida. Faz-se passar uma mistura aquecida a 600°C de gás amoníaco com cerca de
dez vezes seu volume de ar atmosférico, através de uma rede de platina, que atua corno catalisador
da reação.
Dão-se várias reações, sendo a mais importante a seguinte: o gás amoníaco é oxidado pelo oxigênio
do ar, a monóxido de nitrogênio; este a temperaturas mais baixas (150°C) é espontaneamente
oxidado a dióxido de nitrogênio, que com água forma, a mais ou menos 50°C, ácido nítrico.
4NH3 + 5O2 → 6H2O + 4NO
4NO + 2O2 → 4NO2
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3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Usos: A maior parte do ácido nítrico fabricado, cerca de 75%, é usada na fabricação de explosivos,
tais como trinitroglicerina, trinitrotolueno (T. N. T.), ácido pícrico, algodão-pólvora (nitrocelulose).
O ácido nítrico é ainda largamente empregado;
2) na fabricação de seda artificial;
3) fabricação de celulóide;
4) preparação de ácido sulfúrico pelo processo das câmaras de chumbo;
5) fabricação de plásticos;
6) fabricação de tintas;
7) fabricação de vernizes;
8) preparação de nitratos, mediante reação com hidróxidos, óxidos, metais, carbonatos, e outros
compostos;
9) como oxidante em geral.
Ácido sulfúrico (H2SO4)
É o mais importante ácido inorgânico da indústria, sendo fabricado em enormes quantidades. O
ácido sulfúrico é uma das substâncias que mais contribuíram para o desenvolvimento da química;
o consumo de ácido sulfúrico serve como índice do progresso industrial de uma nação. Atualmente,
a produção anual importa em cerca de 15 milhões de toneladas.
É um líquido incolor e oleoso, de densidade 1,85 e ponto de ebulição 338°C. Tem grande afinidade
pela água, com a qual se mistura em todas as proporções, desenvolvendo apreciável quantidade de
calor. Por isso quando se quer obter uma solução diluída de ácido sulfúrico, deve-se adicionar o
ácido sobre a água e nunca o contrário. Deve-se tomar cuidados especiais, quando se trabalha com
ácido sulfúrico concentrado, pois é ele, um forte corrosivo; destrói os tecidos animais e vegetais.
Em solução aquosa reage normalmente como ácido. Assim, reage com os metais menos nobres que
o hidrogênio, exceto o chumbo, dando hidrogênio e o sal correspondente, denominado sulfato.
Exemplos:
Sn + H2SO4 → SnSO4 + H2
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Quando concentrado funciona como oxidante e é um desidratante poderoso.
Exemplos:
1°.) Como oxidante, quando a quente, oxida a maioria dos elementos químicos, inclusive prata,
cobre, mercúrio, hidrogênio, carbono e enxofre. Com os metais forma-se inicialmente um óxido
básico, que reage com o excesso de ácido formando sulfato e água; com os não-metais forma-se um
óxido ácido, parando aí a reação. Em ambos os casos desprende-se dióxido de enxofre como
produto de redução do ácido sulfúrico.
Exemplos:
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2°.) Como desidratante destrói as substâncias orgânicas, que contêm os elementos da água, tais
como açúcares, celulose (papel, madeira, etc.), produzindo carbonização total.
O ácido sulfúrico sendo um ácido não volátil desloca os ácidos voláteis de seus sais.
Preparação: A obtenção do ácido sulfúrico envolve as seguintes fases:
a) formação do dióxido de enxofre, por combustão de enxofre ou de sulfetos;
b) oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre;
c) reação do trióxido de enxofre com água, dando ácido sulfúrico.
d) Os países ricos em enxofre obtêm o dióxido de enxofre, pela combustão do mesmo: S + O2 →
SO2.
Os países, que não têm enxofre, obtêm o dióxido de enxofre, por ustulação de sulfetos, geralmente
da pirita (FeS2):
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
A oxidação do dióxido de enxofre se faz por dois processos:
1°.) Processo de contato: Faz-se passar uma mistura de dióxido de enxofre e oxigênio, através de
uma câmara contendo platina finamente dividida, que funciona como catalisador. Dá-se então a
oxidação do dióxido a trióxido de enxofre.
2SO2 + O2 → 2SO3.
Os vapores do trióxido de enxofre (SO3), formados, são introduzidos em ácido sulfúrico diluído em
água, com a qual vai formar ácido sulfúrico: H2O + SO3 → H2SO4.
2.°) Processo das câmaras de chumbo: O dióxido de enxofre é oxidado em câmaras de chumbo,
pelo dióxido de nitrogênio (NO2) em presença de água. O dióxido de nitrogênio é reduzido a
monóxido de nitrogênio (NO); este em contato com oxigênio regenera o dióxido de nitrogênio.
Simplificando-se o processo, que é mais complicado, pode-se escrever as seguintes equações:
Usos:
1) O maior emprego do ácido sulfúrico é na agricultura, na fabricação de superfosfatos, usados
como fertilizantes (adubos) das terras pobres.
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2) E usado na fabricação de sulfatos, carbonato de sódio, ácido clorídrico, ácido nítrico, etc., onde
se consome cerca de 15% da produção mundial.
3) Cerca de 20% é gasto na refinação de petróleos e óleos minerais. É ainda largamente empregado:
4) nos acumuladores;
5) na fabricação de velas de estearina;
6) na fabricação de açúcares a partir de amido;
7) na fabricação de explosivos (trinitrotolueno, trinitocelulose, trinitroglicerina;
8) fabricação de rayon (Rayon é um tipo de seda artificial, cujo principal componente é um derivado
da celulose (acetato de celulose, nitroceluloses, etc.)) e de filmes de celulose;
9) na fabricação de éter a partir de álcool;
10) na preparação de corantes;
11) no branqueamento de tecidos;
12) na metalurgia; etc.
Ácido hipocloroso (HClO)
É um ácido instável, muito fraco, conhecido somente em solução.
Preparação: Faz-se passar uma corrente de cloro, em uma suspensão de óxido mercúrio (HgO) em
água. O cloro reage com a água dando ácido clorídrico e ácido hipocloroso; o ácido clorídrico reage
com o óxido mercúrio dando cloreto mercúrio (HgCl2) ficando o ácido hipocloroso livre.
2) Parte-se dos sais correspondentes, hipocloritos, e trata-se com ácidos.
2KCIO + H2SO4 → K2SO4 + 2HCIO
Em ambos os casos, o ácido hipocloroso é separado por destilação; obtém-se a solução aquosa do
ácido.
Usos: O ácido hipocloroso é usado no branqueamento de tecidos, na purificação de águas, etc.
Ácido cloroso (HClO2)
Não é conhecido livre. Sua fórmula é derivada de seus sais, os cloritos. Exemplo: NaClO2 (clorito de
sódio).
Ácido clórico (HClO3)
Este ácido só existe em solução aquosa, de no máximo 40%. E instável e já pelo aquecimento um
pouco acima de 40°C, se decompõe formando dióxido de cloro, água e ácido perclórico:
3HCIO3 → HClO4 + 2CIO2 + H2O.
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É preparado a partir de seus sais, os cloratos, que são compostos bem mais estáveis. Parte-se de
solução aquosa de clorato de bário e se faz reagir com ácido sulfúrico diluído:
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO3.
O sulfato de bário é insolúvel, e separa-se na forma sólida, ficando o ácido clórico em solução.
Ácido perclórico (HClO4)
É um dos ácidos mais fortes que se conhece. É um líquido incolor e instável quando puro.
Explode quando aquecido a 70°C. Entretanto suas soluções aquosas de até 70% de concentração,
são bastante estáveis.
Pode ser preparado pela destilação cuidadosa e à pressão reduzida, de uma mistura de perclorato
de potássio e ácido sulfúrico concentrado:
KCIO4 + H2SO4 → KHSO4 + HCIO4.
Ácido iodídrico (HI)
É formado pelo iodidreto ou gás iodídrico (HI) dissolvido em água, na qual é altamente solúvel. O
iodidreto é um gás incolor, de cheiro penetrante, que "fumega" em atmosfera úmida devido à
absorção de vapor de água (há formação de pequenas gotículas de água, que contém o ácido). É
menos estável que os ácidos correspondentes de bromo e cloro (HBr e HCl), libertando hidrogênio
com relativa facilidade. Devido a essa propriedade, de ceder hidrogênio às moléculas de outras
substâncias, é aproveitado em química como agente redutor.
O melhor método de preparação do ácido iodídrico é o seguinte: goteja-se água de um funil contagotas sobre um balão de vidro contendo uma mistura de fósforo vermelho e iodo. Forma-se
inicialmente triiodeto de fósforo (PI3); este em presença de água é hidrolisado, com formação de
ácido fosforoso e iodidreto.
O iodidreto sendo gás pode ser recolhido num cilindro ligado ao sistema (figura a seguir), por um
tubo de vidro; pode ser também recolhido em água, obtendo então o ácido iodídrico.
O ácido iodídrico não pode ser obtido pela ação de ácido sulfúrico concentrado sobre iodetos, isto
porque o ácido sulfúrico oxida o ácido iodídrico a iodo:
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Ácido hipoiodoso (HIO)
Este ácido não existe livre; o radical mononegativo hipoiodoso (IO-) é conhecido pelos seus sais, os
hipoioditos. Exemplo: hipoiodito de sódio NaIO.
Acido iódico (HIO3)
É um ácido mais estável que os correspondentes de cloro e bromo (HCIO3 e HBrO3). Forma cristais
incolores, bastante higroscópicos; é solúvel em água, álcool e éter. Quando aquecido a 170°C
decompõe-se com formação do anidrido iódico: 2HIO3 → H2O + I2O5.
O ácido iódico é usado como agente oxidante em sínteses da química orgânica, e em análises
volumétricas na química analítica.
Preparação:
1) Consiste na oxidação de iodo, pelo ácido nítrico diluído, a quente: 3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO
+ 2H2O.
Admite-se que o ácido nítrico se desdobra em monóxido de nitrogênio, água e oxigênio; este oxida o
iodo a anidrido iódico, que reagindo com a água fornece o ácido iódico. Pode-se estabelecer as
seguintes equações, da reação:
2) Faz-se passar uma corrente de cloro, através de uma suspensão aquosa de iodo: 5Cl2 + I2 + 6H2O
→ 10HCl + 2HIO3.
Há várias reações intermediárias: inicialmente o cloro reage com a água dando ácido clorídrico e
ácido hipocloroso; este é oxidante, e reage com o iodo dando anidrido iódico (I2O5); este com água
forma ácido iódico. Podemos escrever as equações, do processo:
Ácido bromídrico (HBr)
É um ácido forte, obtido pela introdução de gás bromídrico ou bromidreto em água, na qual é
bastante solúvel. Apresenta todas as propriedades características dos ácidos.
Preparação: O bromidreto é preparado pela hidrólise de uma mistura de tribrometo e
pentabrometo de fósforo. O método é o seguinte: goteja-se bromo de um funil separador (figura a
seguir), sobre fósforo vermelho umedecido por água (pasta), num balão. O bromo se combina com o
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fósforo formando uma mistura de tribrometo e pentabrometo de fósforo. Estes, hidrolisados pela
água dão ácido fosforoso, ácido fosfórico e bromidreto, que se desprende.
O bromidreto pode ser recebido em um cilindro de vidro, ou em água, neste caso obtém-se o ácido
bromídrico. O gás bromídrico antes de ser recolhido, atravessa um tubo em U, contendo fósforo
umedecido do ácido bromídrico em água; assim se evita que uma parte do bromo que evapora seja
recolhido juntamente com o bromidreto.
O ácido bromídrico não pode ser obtido pela reação de ácido sulfúrico concentrado sobre brometos,
isto porque o ácido sulfúrico oxida o ácido bromídrico libertado a bromo:
O ácido hipobromoso e o ácido brômico são menos estáveis que os correspondentes do cloro (HCIO
e HClO3). São preparados pêlos mesmos métodos mencionados quando tratamos destes ácidos.
Ácido sulfídrico (H2S)
Este composto aparece em algumas águas minerais, águas sulfurosas, e às vezes em exalações
vulcânicas. Forma se na putrefação de matérias orgânicas que contêm enxofre, sendo responsável
em parte pelo cheiro de ovo podre (cheiro característico do gás sulfídrico).
O sulfidreto é incolor e bastante tóxico. Dissolve-se moderadamente na água (cerca de três volumes
de gás, no máximo, para um de água), onde forma um ácido fraco.
Queima no ar, produzindo dióxido de enxofre e água: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2.
Quando a quantidade de oxigênio não é suficiente para a combustão total, forma-se enxofre livre,
ao lado de dióxido de enxofre:
2H2S + O2 → 2S + 2H2O.
Reage com sais de metais pesados (zinco, cobre, estanho, ferro, cobalto, níquel, etc.), formando
sulfetos insolúveis:
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SnCl2 + H2S → SnS + 2HCl
ZnSO4 + H2S → ZnS + H2SO4
É um forte redutor.
Exemplos:
a) reduz os halogênios, com libertação de enxofre e formação do ácido halogenídrico.
l2 + H2S → 2Hl + S
Br2 + H2S → 2HBr + S
b) reduz o ácido nítrico a monóxido de nitrogênio.
H2S + 2HNO3 → 2H2O + SO2 + 2NO.
Preparação: O sulfidreto é preparado a partir de um sulfeto metálico com um ácido não oxidante,
como por exemplo, o ácido clorídrico e o ácido sulfúrico diluído. Esta operação é feita no aparelho
de Kipp (figura a seguir).
Emprega-se comumente sulfeto ferroso (FeS), em pedras, que são colocadas na parte média do
aparelho. O ácido clorídrico é introduzido pela parte superior: FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S.
A reação é regulada pela própria pressão do gás sulfídrico no interior do aparelho, com a qual se
controla o contato da solução do ácido com o sulfeto sólido.
Usos:
1) É largamente empregado em química analítica, como reagente para a separarão dos íons dos
metais, em grupos.
2) É muito empregado como agente redutor.
Ácido sulfuroso (H2SO3)
É um ácido instável, que não existe livre, mas somente em solução. A solução aquosa contém no
máximo a concentração de 6%. O ácido sulfuroso é preparado pela dissolução de anidrido sulfuroso
(SO2) em água:
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SO2 + H2O → H2SO3.
Tem tendência de se transformar em ácido sulfúrico, o que significa ser um redutor, pois retira
oxigênio de moléculas de outras substâncias.
Exemplos:
a) Reduz água oxigenada até água:
H2SO3 + H2O2 → H2SO4 + H2O.
b) Reduz os halogênios até ácidos halogenídricos:
H2SO3 + H2O + I2 → H2SO4 + 2HI.
Usos:
1) É empregado em química, como agente redutor.
2) Na indústria é usado para o branqueamento de tecidos.
3) E também empregado como preservativo de alimentos.
Os ácidos hipossulfuroso (H2S2O4) e tiossulfúrico (H2S2O3) não são conhecidos no estado livre; suas
fórmulas são derivadas dos sais.
O ácido persulfúrico (H2S2O8) tem grande importância na preparação industrial de água oxigenada.
Esta se forma pelo simples aquecimento a 80 °C da solução do ácido persulfúrico:
H2S2O8 + 2H2O → H2O2 + 2H2SO4.
Ácido fluorídrico (H2F2)
O fluoridreto ou gás fluorídrico é um gás incolor bastante solúvel em água (até cerca de 35% em
peso); a solução é o ácido fluorídrico.
Pela determinação de seu peso molecular, verificou-se que o fluoridreto à temperatura normal tem
fórmula H2F2. Com a elevação da temperatura dá-se a dissociação das moléculas H2F2 em
moléculas HF, sendo que acima de 88°C temos praticamente só estas moléculas.
O fluoridreto dissolvido em água constitui o ácido fluorídrico; a solução é constituída na maior
parte, de moléculas H2F2; em solução observa-se o mesmo fenômeno: à medida que se eleva a
temperatura as moléculas H2F2 se dissociam em moléculas HF; acima de 88°C temos praticamente
apenas moléculas HF. Para efeito de simplicidade temos usado sempre a fórmula HF para o
fluoridreto e ácido fluorídrico.
O fluoridreto e o ácido fluorídrico reagem com sílica formando ácido fluossilícico: SiO2 + 6HF →
H2SiF6 + 2H2O.
Por isso, em contato com o vidro (que contém sílica), corrói a sua superfície. Esta propriedade é
aproveitada para marcar utensílios de vidro (instrumentos, frascos) em laboratório. E também
aproveitada em química analítica para a prova de reconhecimento do flúor e da sílica.
Preparação: Reação do minério fluorita (CaF2) com ácido sulfúrico concentrado. A operação é feita
comumente em cadinhos de chumbo: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF.
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Ácido nitroso (HNO2)
É um ácido semiforte que não existe no estado livre, mas apenas em soluções aquosas diluídas;
estas apresentam uma cor azul pálida. A sua fórmula, HNO2, é derivada de seus sais, os nitritos. O
nitrito mais importante é o de sódio (NaNO2), empregado em enormes quantidades na indústria de
corantes artificiais.
Preparação:
1) Faz-se à reação de nitritos com ácidos fortes, em solução diluída: NaNO2 + HCl → NaCl + HNO2.
2) Introduz-se uma corrente de Na2O3 (mistura de NO com NO2, na proporção 1:1) em água:
N2O3 + H2O → 2HNO2.
Estudo sucinto das principais bases
1) HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH)
É também chamado de soda cáustica, e constitui a base mais importante da química. É fabricado
em enormes quantidades.
É um composto sólido, nas condições normais, com ponto de fusão 322,°C. E extremamente solúvel
na água, sendo a dissolução acompanhada de grande desenvolvimento de calor.
Já a 0°C a solubilidade do hidróxido de sódio é 42 gramas do hidróxido em 100 gramas de água; a
100°C a solubilidade é de 347 gramas de hidróxido em 100 gramas de água.
É uma das bases mais fortes que se conhece, o que significa que em solução aquosa encontra-se
altamente dissociada em íons.
Reage com os halogênios, produzindo dois sais. Por exemplo, com cloro forma cloreto e hipoclorito
de sódio, quando a reação se dá em soluções diluídas e a frio:
2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O.
Em soluções concentradas e a quente, forma-se cloreto e clorato de sódio:
6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
A reação não é particular ao hidróxido de sódio, mas é geral aos hidróxidos solúveis:
2OH- + Cl2 → Cl- + ClO- + H2O
6OH- + 3Cl2 → 5Cl- + ClO3- + 3H2O
O bromo e iodo dão reações semelhantes.
Apresentam as reações gerais das bases.
Assim, reagem com os ácidos, dando sais de sódio correspondentes e água.
Estas reações constituem o método de preparação de muitos sais de sódio.
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Exemplos:
H3CCOOH (ácido acético) + NaOH → H3COONa (acetato de sódio) + H2O
H2S + 2NaOH → Na2S + H2O
Reage com os óxidos ácidos (anidridos de ácidos) dando sais de sódio correspondentes. Esta reação
também constitui um método de preparação de muitos sais de sódio.
Exemplos:
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O
O hidróxido de sódio é muito corrosivo, daí o nome soda cáustica. Corrói o tecido animal e vegetal e
até mesmo, o vidro.
Entra no comércio na forma de bastões ou de lentilhas; outras vezes aparece ainda na forma de
escamas, principalmente quando se destina a fins técnicos (fabricação de sabão, por exemplo).
Preparação: Existem dois métodos.
1°.) Caustificação da soda
Este método aproveita a pequena solubilidade do carbonato de cálcio em água. Faz-se reagir a
quente, uma solução de soda (Na2CO3), com cal extinta [Ca(OH)2] em suspensão aquosa. Há
precipitação do carbonato de cálcio, e o hidróxido de sódio fica em solução:
Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2NaOH.
2°.) Eletrólise de solução saturada de cloreto de sódio
Atualmente a maior parte do hidróxido de sódio é fabricada por este processo. Na eletrólise formase hidróxido de sódio ao lado de cloro e hidrogênio. O mecanismo do processo pode ser assim
explicado: na solução aquosa de cloreto de sódio têm-se os íons sódio (Na+) e os íons cloro (Cl-). Pela
passagem da corrente elétrica:
a) Os íons cloro (Cl-) se deslocam para o pólo positivo (ânodo) onde se transformam em átomos de
cloro; os átomos unem-se dois a dois formando as moléculas de cloro. O cloro elementar
desprende-se da cuba eletrolítica no estado gasoso:
2Cl- → 2Cl0 → Cl2.
b) Os íons sódio se deslocam para o pólo negativo (cátodo) onde se transformam em átomos de
sódio (sódio-metálico); estes reagem com a água, dando hidróxido de sódio e hidrogênio (o sódio é
menos nobre que o hidrogênio).
2Na+ → 2Na0
2Na0 + 2H2O → 2NaOH + H2
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O hidrogênio sendo um gás é retirado do aparelho por meio de um tubo independente, deixando o
hidróxido de sódio em solução.
Somando-se todas as equações das reações do processo, chega-se a equação da reação final do
processo:
2NaCl + 2H2O
2NaOH + H2 + Cl2.
Usos: O hidróxido de sódio tem uma série enorme de empregos sendo os principais os seguintes:
1) fabricação de sabões;
2) matéria prima de obtenção de sais de sódio;
3) reagente para a preparação de hidróxidos insolúveis;
4) fabricação de seda artificial;
5) fabricação de papel;
6) preparação de glicerina a partir de óleos e gorduras;
7) refinação de óleos vegetais, animais e minerais;
8) curtimento de couros;
9) recuperação de borracha usada;
10) como base forte, em laboratório e na indústria; etc.
2) HIDRÓXIDO DE POTÁSSIO (KOH)
É uma substância sólida, branca, constituída por cristais solúveis em água, álcool e éter.
Funde-se com sublimação a 360 °C. É uma das bases mais fortes que se conhece.
É forte corrosivo, donde o seu nome potassa cáustica.
Apresenta um comportamento químico muito semelhante ao hidróxido de sódio.
Este fenômeno é perfeitamente compreensível, pois o sódio e o potássio pertencem à mesma família
da classificação periódica dos elementos: é a família dos metais alcalinos.
Há uma regra nesse sentido: elementos químicos de uma mesma família e compostos
correspondentes dos mesmos elementos têm propriedades químicas semelhantes.
(Os metais alcalinos são, como já vimos, lítio, sódio, potássio, rubídio e césio.)
Preparação:
Empregam-se os mesmos métodos da preparação da soda cáustica.
1°.) Ferve-se uma solução de carbonato de potássio com uma suspensão aquosa de hidróxido de
cálcio.
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2KOH.
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O carbonato de cálcio sendo muito pouco solúvel (13 mg por litro de água), se precipita e é separado
do hidróxido de potássio, que permanece em solução, por filtração.
2°.) Eletrólise de cloreto de potássio em solução aquosa:
Pelos dois métodos se obtém hidróxido de potássio em solução aquosa. Estas soluções entram às
vezes no comércio, em concentrações variáveis, com o nome de lixívia potássica.
A obtenção do hidróxido cristalizado isento de água, é feita pelo seguinte processo: por evaporação
da solução obtém-se como resíduo a potassa fundida. Esta massa é colocada em moldes cilíndricos
apropriados, onde se solidifica em bastões.
Usos: Seus principais usos são:
1) fabricação de sabões moles;
2) nos acumuladores de Edison (acumuladores de Edison são aparelhos constituídos de uma
bateria com eletrodos de cobre e de zinco amalgamado, mergulhados em solução de hidróxido de
potássio e fornecem uma corrente elétrica de 0,7 volts);
3) na preparação de sais de potássio (nitrato, sulfato, carbonato, sulfeto, fosfato, etc.);
4) em laboratório é empregado como base forte.
3) HIDRÓXIDO DE AMÔNIO (NH4OH)
É constituído pelo cátion amônio (NH4+) e pelo ânion hidróxido.
O íon amônio apresenta propriedades químicas semelhantes aos íons dos metais alcalinos.
O hidróxido de amônio possui todas as propriedades características das bases.
Pertence à classe das bases fracas, o que indica, que em solução o equilíbrio entre as moléculas
dissociadas e os íons, está deslocado para o lado das moléculas não dissociadas:

→ NH4+ + OH-.
NH4OH ←

O grau de dissociação, da solução decinormal, é 1,3 % e da solução normal é 0,4 %.
É também chamado álcali volátil, pelo fato de se volatilizar (lentamente a temperatura normal e
rapidamente com aquecimento) decompondo-se em água e gás amoníaco ou amônia:
NH4OH → NH3 + H2O.
Os hidróxidos dos metais alcalinos não são voláteis e têm o nome de álcalis fixos, em oposição ao
hidróxido de amônio.
Preparação: O hidróxido de amônio é preparado pela adição de água ao gás amoníaco:
NH3 + H2O → NH4OH.
Usos: Seus principais usos são:
1) em laboratório e na indústria, como base fraca;
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2) na preparação de sais de amônio.
Exemplos:
2NH4OH + H2S → (NH4)2S + 2H2O
2NH4OH + CO2 → (NH4)2CO3 + H2O
3) O hidróxido de amônio é bastante empregado na preparação de hidróxidos insolúveis:
FeCl3 + 3NH4OH → Fe(OH)3 + 2NH4Cl.
Gás amoníaco (NH3)
Este gás pertence à classe das substâncias denominadas anidrido-bases, que são compostos que
reagem com a água formando bases.
É um gás incolor, de cheiro irritante característico, e de sabor cáustico, semelhante ao das lixívias.
Tem densidade igual a 0,597 em relação ao ar (isto significa que l litro de gás pesa 0,597 vezes o
mesmo volume de ar nas mês-mas condições de temperatura e pressão). Cristaliza a – 78°C e se
liquefaz a – 35°C. Liquefaz-se facilmente pelo aumento de pressão, isto se dá, quando submetido a
8,5 atmosferas de pressão, a 20°C. O amoníaco líquido não deve ser confundido com o hidróxido de
amônio (NH4OH).
O amoníaco líquido consome grande quantidade de calor ao se vaporizar, sendo o calor gasto,
retirado dos seus arredores.
Cada grama de amoníaco absorve 330 calorias ao passar do estado líquido para o estado gasoso.
Tal propriedade é empregada nas máquinas frigoríficas para fabricar gelo. O gás amoníaco é muito
solúvel na água (um litro de água dissolve 300 litros de gás); este processo se dá com
desenvolvimento de calor. A enorme solubilidade do gás amoníaco em água pode ser demonstrada
da seguinte maneira: um balão cheio do gás (NH3) é ligado por um tubo a um frasco contendo água
(figura a seguir). O amoníaco é absorvido tão rapidamente, que a rarefação do ar no balão, força a
água a jorrar de baixo para cima.
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Preparação:
1°.) Destilação destrutiva de carvões
Este processo foi muito usado até 1911 e consiste na destilação seca, em ausência de ar, do carvão
de pedra.
2°.) Reação de sais de amônio com bases fortes
Aquece-se uma mistura de sal de amônio e uma base forte. Forma-se o sal de base forte e liberta a
base fraca, isto é, o hidróxido de amônio; este se decompõe em água e gás amoníaco que pode ser
recolhido. Como base forte usa-se comumente hidróxido de cálcio.
Exemplo:
Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2NH4OH
2NH4OH → 2NH3 + 2H2O
3°.) Método sintético
Parte-se dos próprios elementos, hidrogênio e nitrogênio, que se combinam diretamente em
presença de catalisadores, quando submetidos a determinadas condições de temperatura e
pressão:

→ 2NH3.
N2 + 3H2 ←

A maior parte do gás amoníaco consumida, é preparada pelo processo chamado de Haber-Bosch.
Neste processo a síntese é feita a temperatura de 500°C e a pressão de 200 atmosferas, em
presença de catalisadores mistos (mistura de pó de ferro com óxido de potássio e óxido de
alumínio).
Usos: Os principais usos do gás amoníaco são:
1) na fabricação de ácido nítrico;
2) como refrigerante, nas fábricas de gelo; .
3) como reagente na indústria química, onde se emprega comumente dissolvido em água (hidróxido
de amônio);
4) como fertilizante do solo, onde é aplicado diretamente com as águas de irrigação da terra.
4) HIDRÓXIDO DE CÁLCIO [Ca(OH)2]
O hidróxido de cálcio, também chamado cal extinta ou cal apagada, é uma substância branca, que
se decompõe pelo aquecimento, em óxido de cálcio e água:
Ca(OH)2
CaO + H2O.
E muito pouco solúvel em água; à temperatura de 20°C, apenas 1,6 grama de hidróxido de cálcio,
se dissolve em 1 litro de água. Forma-se pela dissolução, uma base forte. Apresenta a estranha
propriedade de diminuir de solubilidade com a elevação de temperatura (propriedade comum a
alguns compostos de cálcio).
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Preparação: O único método empregado na preparação da cal extinta (hidróxido de cálcio) é a
reação de cal viva (óxido de cálcio) com água:
CaO + H2O → Ca(OH)2.
Usos: Sendo a base mais barata do comércio, encontra uma série de aplicações, sendo as
principais:
1) Na preparação de argamassas, que comumente consistem de mistura de uma parte de cal, com
duas partes da areia. Inicialmente prepara-se uma pasta com água. Esta suspensão vai aos poucos
endurecendo devido a dois fatores:
1o.) evaporação da água que deixa poros na massa;
2o.) formação de carbonato de cálcio pela reação do gás carbônico (do ar), que penetra pelos poros,
com hidróxido de cálcio:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.
2) Na preparação de hidróxidos de metais alcalinos e de amônio, bem como de gás amoníaco.Outro
exemplo:
RbSO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2RbOH.
3) Na preparação de cal clorada, muito usada no branqueamento de tecidos. E obtida pela reação
de cloro com hidróxido de cálcio:
Ca(OH)2 + Cl2 → CaCl(ClO) + H2O.
Como se vê pela fórmula é um sal duplo: cloreto-hipoclorito de cálcio. É inconvenientemente
chamada cloreto de cal.
4) No refino do açúcar.
Usos dos compostos da família IA – Metais Alcalinos
Usos do lítio e seus compostos
O metal lítio é um dos metais usados em ligas que são fáceis de fundir. O lítio ou seus compostos
são ingredientes de ânodos de baterias, propulsores de foguetes, sabões, graxas, bem como de
vidros e cerâmicas especiais.
O cloreto e o brometo de lítio são materiais muito higroscópicos (eles absorvem umidade). Isto os
torna úteis em sistemas de ar condicionado e secagem industrial.
Os cientistas não descobriram nenhuma função natural para os compostos de lítio nos seres vivos.
No entanto, eles são ingredientes de medicamentos para o tratamento da depressão. Em grandes
quantidades, o lítio é tóxico para o sistema nervoso e os rins.
Usos do sódio e seus compostos
Muitas lâmpadas de rua contêm pequenas quantidades de sódio. Em uma escala maior, o metal
sódio auxilia na extração do metal titânio de seu minério. Em uma escala de laboratório, o sódio é
também um agente redutor útil para a produção de compostos orgânicos.
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Professora Sonia
Uma liga de sódio e potássio ajuda a transferir energia em algumas estações de energia nuclear. O
metal líquido quente escorre através do núcleo do reator, onde ele fica mais quente. Depois, ele
escorre através de um transformador de calor, onde ele transforma água em vapor. O vapor, então,
impele as turbinas para gerar eletricidade.
Os compostos de sódio são importantes nas indústrias de papel, vidro, sabão, têxtil e de petróleo.
Os dois álcalis industriais principais utilizados por estas indústrias são o hidróxido de sódio e o
carbonato de sódio.
Todos os animais precisam de sal em sua dieta. As pessoas sabem disso desde tempos préhistóricos. Os íons de sódio desempenham uma parte vital na condução de impulsos ao longo das
fibras nervosas no cérebro e no sistema nervoso. O sódio não é tóxico, mas, para algumas pessoas,
muito sal na dieta pode levar a uma pressão sangüínea alta.
Usos do potássio e seus compostos
Uma liga de potássio e sódio é utilizada em alguns transformadores de calor (vide o texto para
sódio).
Os sais de potássio são um dos três ingredientes principais dos fertilizantes NPK (à base de
Nitrogênio, Fósforo, Potássio). Os compostos são denominados, de forma coletiva, de potassa.
O potássio é essencial à vida e não é tóxico. Os íons de potássio são essenciais para a condução de
impulsos ao longo das fibras nervosas no cérebro e no sistema nervoso. Os médicos podem
diagnosticar algumas doenças utilizando o isótopo sintético — o potássio-42 — como um traçador.
Usos do rubídio
Fora da pesquisa, o rubídio é pouco utilizado. Por ser facilmente ionizado, considerou-se sua
utilização em máquinas de ionização, mas foi constatado que ele é menos eficaz que o césio. Tem-se
proposto a utilização do rubídio como um fluido de trabalho para as turbinas de vaporização e em
geradores termoelétricos. Ele é utilizado como um componente fotoelétrico e em vidros especiais.
O rubídio não possui nenhuma função biológica conhecida e não é tóxico. Ele é levemente
radioativo e, desta maneira, é utilizado para localizar tumores cerebrais, uma vez que se adere aos
tumores, mas não ao tecido normal.
Usos do césio e seus compostos
O césio apresenta alguns usos limitados. Por possuir uma grande afinidade para o oxigênio, ele é
utilizado como um ‘absorvedor’ em tubos de elétron para remover gases e, por seu baixo ponto de
fusão, ele é utilizado como um fluido de transferência térmica em geradores de energia. Células
fotoelétricas, catalisadores, propulsores de foguetes e relógios atômicos envolvem o uso do césio.
O césio não possui nenhuma função biológica conhecida. Ele não é tóxico.
Usos do frâncio
O frâncio não possui nenhum uso conhecido, nem função biológica. Ele é tóxico, pois é radioativo.
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Química descritiva - Química para o Vestibular

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