Ácidos: definição, classificação, nomenclatura, propriedades físicas e químicas, aplicações

Ácidos

A palavra «ácido» é usada no sentido de acre, azedo. Era, originalmente, o nome dado ao vinagre em latim. No século XVII, o cientista inglês Robert Boyle verificou que muitas outras soluções tinham um comportamento semelhante ao do vinagre, produzindo, por exemplo, uma sensação de azedo ou acre. Então a designação de ácido tornou-se mais geral.

No nosso dia a dia encontram-se ácidos em plantas, frutas (limão, maçã), bebidas (vinho, refrescos), animais (abelhas, formigas), leite, etc.

A seguir, faz-se um resumo de algumas soluções ácidas comuns no dia-a-dia.

Alguns ácidos comuns, sua ocorrência/aplicação:

• O vinagre é, essencialmente, uma solução aquosa de ácido acético.
• O ácido clorídrico presente no suco gástrico desempenha um papel importante na digestão dos alimentos. Suco gástrico é um ácido produzido no estômago.
• O ácido cítrico é o principal ácido do sumo dos citrinos (laranja e limão).
• Há ácido tartárico em pequena concentração nas uvas e no vinho.
• O ácido acetilsalicílico é o constituinte de alguns Analgésicos. A aspirina é um ácido.
• O ácido oleico é o responsável pela maior ou menor acidez do azeite.
• Existe ácido fórmico no ferrão das formigas e das abelhas.
• O ácido sulfúrico é aplicado no fabrico de fertilizantes, baterias de automóvel, tintas, plásticos, medicamentos, explosivos, sabões e detergentes, etc. A solução de bateria é um ácido.

Definição de ácido segundo Arrhenius

Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o seguinte conceito de ácido:

Ácido – é qualquer substância que dissolvida em água origina iões H⁺.

Fig. 16 – Svante Arrhenius (1859-1927).

Um ácido é uma substância composta, cujas moléculas são constituídas por um ou vários átomos de hidrogénio e um radical ácido. Assim, os ácidos têm como forma geral:

H_nX

• Onde: X – é não-metal ou radical ácido e n – valência de X (indica o número de átomos de H).

A tabela 3 apresenta alguns radicais ácidos, suas valências e fórmulas químicas dos respetivos ácidos.

Tabela 3: Alguns radicais ácidos e suas valências

Radical do ácido	Valência	Fórmula do ácido
F–, Cl–, Br–, NO3–, NO2–,	I	HF, HCI, HBr, HNO3, HNO2
S2–, SO32–, SO42–, CO32–	II	H2S, H2SO3, H2SO4, H2CO3
PO33–, PO43–	III	H3PO3, H3PO4

Por acção da água, as moléculas dos ácidos sofrem uma ionização, originando iões hidrogénio, H⁺, isto é, protões e iões correspondentes ao resto da molécula.

Portanto os hidrogénios dos ácidos para a água sob forma de iões H⁺, que são responsáveis pelas propriedades ácidas.

Nome do ácido	Fórmula do ácido	Equação de ionização
Ácido clorídrico	HCl	HCl + H2O ↔ H+ (aq) + Cl– (aq)
Ácido nítrico	HNO3	HNO3 + H2O ↔ H+ (aq) + NO3– (aq)
Ácido Carbónico	H2CO3	H2CO3 + H2O ↔ 2H+ (aq) + CO32– (aq)
Ácido fosfórico	H3PO4	H3PO4 + H2O ↔ 3H+ (aq) + PO43– (aq)

Classificação

Quanto à presença ou ausência de oxigénio na molécula:

• Hidrácidos – ácidos que não contém oxigénio na molécula. Exemplo: HCI.
• Oxácidos – ácidos que contém oxigénio na molécula. Exemplo: HNO₃.

Quanto presença de elementos químicos diferentes na molécula:

• Binários – com dois elementos diferentes. Exemplos: HCI, H₂S.
• Ternários – com três elementos diferentes. Exemplos: HCN, H₂SO₄.
• Quaternários – com quatro elementos diferentes na molécula. Exemplo: HCNS.

Nomenclatura

Os nomes dos ácidos são atribuídos obedecendo às seguintes regras:

A. Hidrácidos

Ácido + nome do elemento (ou radical) + ídrico

Exemplos: HCI – Ácido + clor(o) + ídrico = Ácido Clorídrico.

                   HBr – Ácido bromídrico.

B. Oxácidos

Ácido + nome do átomo central + oso (menor valência)

Ácido + nome do átomo central + ico (maior valência)

Exemplos: H₂SO₄ – Ácido + sulfur + ico = Ácido sulfúrico.

                   H₂SO₃ – Ácido sulfuroso.

Propriedades comuns

As soluções ácidas:

• 1. Têm sabor azedo (exemplos: limão, vinagre).
• 2. Conduzem a corrente eléctrica.
• 3. Neutralizam soluções aquosas básicas.
• 4. São corrosivas (quando em solução concentrada).
• 5. Quase todas libertam o hidrogénio que contém quando reagem com determinados metais.

Atenção: muitos produtos químicos, não podem ser testados pelo paladar, recorre-se ao uso de indicadores, pois, são perigosos e devem ser manipulados com muito cuidado, e geralmente, recomenda-se o uso de luvas, óculos de proteção e bata (consulta outros cuidados a ter no laboratório, p. 168).

Propriedades químicas

• Reacção com bases

Ácido + Base → Sal + Água

Exemplos: H₂SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₃ + 2H₂O

                   H₂CO₃ + Mg(OH)₂ → MgCO₃ + 2H₂O

A reacção de um ácido e base chama-se reacção de neutralização.

• Reacção com óxidos básicos

Ácido + Óxido básico → Sal + Água

Exemplos: 2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

                   H₂CO₃ + Na₂O → Na₂CO₃ + H₂O

• Reacção com metais

Ácido + Metal → Sal + Hidrogénio

Exemplo: 2HCl + Ca → CaCl₂ + H₂ ↑

                H₂CO₃ + 2Na → Na₂CO₃ + H₂ ↑

Bibliografia

SILVA, Filomena Neves. Q9 – Química 9ª Classe. 2ª Edição. Texto Editores, Maputo, 2017.