PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ÁCIDOS

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 (H_2(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) → ZnCl_2(aq)  +  H_2(g)

2 Fe_(s) + 3 H₂SO_4(aq) →  Fe₂(SO₄)_3(aq) + 3 H_2(g)

Mg_(s)  + 2 HNO_3(aq)  →  Mg(NO₃)_2(aq) + H_2(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 HNO_3(aq) → AgNO_3(aq) + H₂O_(l) + NO_2(g)

3 Cu_(s) + 2 H₂SO_4(aq) → CuSO_4(aq) + 2 H₂O_(l) + SO_2(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) + H₂SO_4(aq) → BaSO_4(s) + H₂O_(l)

Ca(OH)_2(aq) + 2 HBr_(aq) →  CaBr_2(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) → CaCl_2(aq) + H₂O_(l)

3Na₂O_(s) + 2H₃PO_4(aq) → 2Na₃PO_4(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.