Bases e Sais: Tipos, Características e Nomenclatura


Em geral, as bases são formadas por metais de NOX ^ 4, que constitui o radical positivo (cátion) ligado sempre ao radical negativo OH~ (ânion).

Onde:
M = Metal com NOX < 4.
OH” = ânion hidroxila.
-l = NOX fixo do OH-.
+y = NOX do metal.

Bases e Sais

Nomenclatura das bases Há dois casos a considerar:

1° Caso: Quando o metal possui apenas um NOX. HIDRÓXIDO + DE + NOME DO METAL. Exemplos:
liOH = Hidróxido de lítio.
AgOH = Hidróxido de prata.
Zn(OH)2 = Hidróxido de zinco.

Exemplos:
NaOH, Mg(OH)2, Af(OH)3, M(OH)y

2° Caso: Quando o metal possui dois NOX formará duas bases diferentes. HIDRÓXIDO + NOME METAL + ÍOSO – NOX menor / ICO – NOX maior. Exemplos:
Fe(OH)2 = Hidróxido ferroso.
Fe(OH)3 = Hidróxido férrico.

Em lugar das terminações OSO e ICO, podemos usar, também, um algarismo romano indicando o número de oxidação do metal (STOCK). A única base da Química inorgânica que resulta umaionização é o hidróxido de amônio (solução aquosa de amónia). A solução aquosa de NH3 tem o nome comercial de amoníaco.
Exemplos:

Fe(OH)2 = Hidróxido ferro II.
Fe(OH)3 = Hidróxido ferro III.

Os hidróxidos de metais são compostos iônicos e em solução aquosa sofrem dissociação iônica. Essas dissociações podem ser equacionadas de uma maneira rigorosa:

Na+ OH- (s) + água ———- Na+(aq) + OH- (aq)
Ca2+ (OH-)2(s) + água ———-Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)

Onde:
f (s) = sólido.
[Na(aq), Ca(aq) e OH-(aq) = íons em solução.

Classificação das bases

De acordo com o número de oxidrilas (OH):
• Monobases: possuem apenas uma oxidrila. Exemplos: NaOH, NH4OH, AgOH.
• Dibases: possuem duas oxidrilas. Exemplos: Ca(OH)2/ Mg(OH)2, Cu(OH)2.
• Tribases: possuem trem oxidrilas. Exemplos: Af(OH)3, Fe(OH)3/ Ni(OH)3.
• Tetrabases: possuem quatro oxidrilas. Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4.

Não existem bases com mais de quatro oxidrilas, como já vimos na notação.

De acordo com o grau de ionização.

• Bases fortes: cujo grau de dissociação é praticamente 100%. Exemplos: Bases de metais alcalinos e alcalinos-terrosos.
•       Bases fracas: cujo grau de dissociação é, em geral, inferior a 5%. Exemplos: NH4OH e as bases de metais em geral, exceto dos sub-grupos IA e 2A.

De acordo com a solubilidade em H2O.

• Solúveis: bases de metais alcalinos e o NH4OH.
• Pouco solúveis: bases de metais alcalino-terrosos. Exceção: Mg(OH)2 que é insolúvel.
• Insolúveis: todos os demais.

São compostos que em presença de H20, sofrem dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH~.
Exemplos:
NaQ      –    cloreto de sódio.
K,SO4    –    sulfato de potássio.
CaCO3    –    carbonato de cálcio.

solução iônica

A presença dos íons em meio aquoso, formando uma solução iônica, permite que esta solução conduza corrente elétrica, sendo conhecida por eletrolítica. Portanto, de modo geral podemos assinalar:
• tem sabor “salgado” (cuidado, pois muitos são venenosos).
• são sólidos, cristalinos, com elevados ponto de fusão e ebulição.
• são formados por aglomerados de íons, que são liberados em meio aquoso, conduzindo corrente elétrica tanto em meio aquoso como fundidos.

Nomenclatura dos sais

Seja a reação de neutralização (salificação):

H3P0<(aq) – ácido fosfórico
H2so4(aq) – ácido v sulfúrico
MgS04(aq)-f 2 H20 sulfato de magnésio
M9(OH)2(aq) – hidróxido de magnésio

Notação de sais

Seja um sal formado pelo cátion B (carga +y) e pelo ânion A (de carga -x). Observação: Quando um ácido e uma base fortes vão reagir (estão totalmente ionizados), na verdade o que realmente ocorre é a reação do H+ e OH~ que estão dispersos em meio aquoso. Veja a reação abaixo:

A nomenclatura dos sais depende do ácido e da base, por não ter um mesmo grupo funcional característico. O nome do sal obedece a regra geral:
NOME DO ÂNION + DE + NOME DO CÁTION

Existem outros tipos de sais que poderiam ser abordados: Sal Duplo (Misto): É obtido através da reação de neutralização, utilizando-se duas bases diferentes ou dois ácidos diferentes, na mesma reação. Por isso os sais duplos podem ser quanto ao cátion ou quanto ao ânion.

Cloreto básico de cálcio

Solubilidade em H2O

Os sais são compostos iônicos que em presença de H20, podem liberar os íons em meio aquoso. Esta liberação dos íons está diretamente relacionada com o seu grau de dissociação (a). Observação: A solubilidade dos sais são importantes, posteriormente para saber quando uma reação de dupla-troca pode ocorrer.

CaS04 . 2 H20 (gesso) – sulfato de cálcio di-hidratado
CaQ2 . 6 H20 – cloreto de cálcio hexa-hidratado
Na2S04 . 10 H20  – sulfato de sódio deca-hidratado

Observação

I. Os sais que apresentam H20 em suas estruturas são denominados sais hidratados ou hidretos. A água presente recebe o nome de água de cristalização ou água de hidratação.
II. Em alguns sais, à tendência a hidratação é tão grande que o sal passa a absorver a umidade do ar, sendo conhecido como higroscópico. Em casos extremos o sal fica totalmente “molhado”; em casos contrários, em dias quentes, existem sais que passam a “soltar” a água de hidratação, sendo conhecidos por eflorescentes.