A história do átomo - Modelos atômicos

Modelos Atômicos

A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os povos antigos. Filósofos buscam há tempos a constituição dos materiais. Resultado dessa curiosidade implicou na descoberta do fogo, o que o permitiu cozinhar os alimentos, e consequentemente implicou em grande desenvolvimento para a sociedade. A partir dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o minério de cobre (conhecido na época com pedras azuis), quando submetido ao aquecimento, produzia cobre metálico, ou aquecido na presença de estanho, formava o bronze.

A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, foi, portanto, de muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir materiais que lhe fosse útil.

Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química.

Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas partículas indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes na época, recusaram tal proposta e defendiam a ideia de matéria contínua.

Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por Pierre Cassendi, filósofo francês.

O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a primeira ideia científica de átomo, proposta por John Dalton após observações experimentais sobre gases e reações químicas.

Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação. Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno. Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual.

1. Modelo Atômico de Dalton

Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes”.

4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos”.

5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos”.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.

2. Modelo Atômico de Thomson

Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron. 

Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.

Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves.

3. Modelo Atômico de Rutherford

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro.  Ele observou que:

- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);

- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma região pequena também positiva (núcleo).

- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons).

Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo.

O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo.

4. Modelo Atômico Clássico

As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford.

Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas.

Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:

A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Modelo Atômico Rutherford-Bohr

O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação aoespectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados:

1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado estacionário).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.

4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia).

5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons

7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

Química orgânica - O surgimento da vida

O surgimento da vida

Inicialmente, os planetas, inclusive a Terra, apresentavam uma atmosfera primária, formadas por átomos de hélio e moléculas de gás hidrogênio. Devido aos movimentos violentos dos ventos solares, essa atmosfera foi dispersada. Assim, a Terra perdeu a sua primeira atmosfera, mas com os gases liberados  a partir do interior do planeta, formou – se , há apenas um bilhão e meio de anos, uma nova atmosfera formada por vapor de água, metano , amônia e gás hidrogênio.

O sol fornecia luz e calor, a chuva caía abundantemente, acompanhada de raios, e os materiais radioativos emitiam radiações, liberando, assim, mais energia para a atmosfera. Nesse ambiente caótico, com pouco ou nenhum oxigênio, ocorreram reações orgânicas que permitiram o aparecimento das primeiras moléculas orgânicas. O termo aqui orgânico está relacionado com as substâncias relacionadas com os organismos vivos (termo considerado até o início do século XIX).

Na década de 1950, Stanley Lloyd Miller, na Universidade de Chigaco (EUA), realizou um experimento simulando como seriam as condições da atmosfera terrestre há 1,5 bilhão e meio de anos atrás. Ele submeteu a mistura de gases atmosféricos (CH₄, NH₃, H₂) e vapor de água a descargas elétricas. Ao fim do experimento ele verificou a formação de aminoácidos, como as glicina e a alanina.

Os aminoácidos originaram as proteínas, os formaldeídos os açucares que por sua vez originaram as purinas e pirimidinas e deram origem às moléculas de DNA, que contém as informações genéticas de todos os  seres vivos da Terra inclusive o homem.

Os primórdios da química orgânica

Originalmente proposta em 1777 pelo químico sueco Torbern Olof Bergman, a química orgânica foi primeiramente definida como um ramo químico que estudava os compostos extraídos dos organismos vivos, contrastando com a química inorgânica, que tratava dos compostos existentes no então chamado "reino mineral". Em 1807, foi formulada a teoria da força vital por Jöns Jacob Berzelius. Ela baseava-se na ideia de que os compostos orgânicos precisavam de uma força maior — a vida — para serem sintetizados, tratando como impossível a síntese artificial desses compostos.

No entanto, em 1828, Friedrich Wöhler, discípulo de Berzelius, a partir do aquecimento de cianato de amônio, produziu a ureia, composto existente na urina animal. Isto é, Wöhler demonstrou ser possível a síntese de um composto orgânico, a ureia, a partir de um composto inorgânico, o cianato de amônio

           

 Tal processo ficou conhecido como síntese de Wöhler e, com essa descoberta, a teoria da força vital perdeu força. Devido à inadequação da definição de Bergman para a química orgânica, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs, em 1858, a definição aceita atualmente:

"Química orgânica é o ramo da química que estuda os compostos do carbono."

Ligações Químicas: A Ligação Covalente [Química Geral]

Ligações Químicas - Ligação Iônica

Tabela Periódica

Tabela Periódica

Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos químicos foram estabelecidos ao longo do tempo. No ano de 1869, Dimitri Mendeleev iniciou os estudos a respeito da organização da tabela periódica através de um livro sobre os cerca de 60 elementos conhecidos na época, cujas propriedades ele havia anotado em fichas separadas. Ao trabalhar com esses dados ele percebeu que organizando os elementos em função da massa de seus átomos, determinadas propriedades se repetiam diversas vezes, e com uma mesma proporção, portanto era uma variável periódica. Lembrando que periódico é tudo o que se repete em intervalos de tempo bem definidos, como é o caso das estações do ano e das fases da lua, por exemplo.
Ela foi criada com o intuito de organizar as informações já constatadas a fim de facilitar o acesso aos dados. Quando foi proposta muitos elementos ainda não haviam sido descobertos, muito embora seu princípio seja seguido até hoje com 118 elementos. Alguns outros modelos de tabela vêm sendo propostos, como por exemplo a que apresenta forma de espiral proposta por Philip Stewart com base na natureza cíclica dos elementos químicos, porém a mais utilizada ainda é a de Mendeleev.
Dimitri Ivanovich Mendeleev nasceu na Sibéria e era professor da Universidade de São Petersburgo quando descobriu a lei periódica. O elemento de número atômico 101 da tabela periódica tem o nome em homenagem a ele, o Mendelévio.
A tabela tem os elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico e são divididos em grupos (ou famílias) devido a características que são comuns entre eles. Cada elemento químico é representado por um símbolo, por exemplo a prata é representada por Ag devido a seu nome no latim argentum. Cada elemento possui ao lado de seu símbolo o número atômico e o número de massa.

Classificação dos elementos

• Metais: São bons condutores de calor e eletricidade. São sólidos nas CNTP (com exceção do mercúrio), além de maleáveis e dúcteis.

• Não metais: São maus condutores de corrente elétrica e calor. Podem assumir qualquer estado físico na temperatura ambiente.

• Gases nobres: Apresentam baixa reatividade, sendo até pouco tempo considerados inertes.
Os elementos podem ser classificados em representativos ou de transição (interna e externa). Os representativos são aqueles cuja distribuição eletrônica termina em s ou p. Os elementos de transição externa são aqueles cuja distribuição acaba em d, e os de transição interna acabam em f. A localização de um elemento na tabela periódica pode ser indicada pelo seu grupo e seu período. Os elementos de transição interna são os que se encontram nas duas linhas bem embaixo na tabela e na verdade é como se estivessem localizados no no sexto e sétimo período do grupo três.
Cada linha no sentido horizontal da tabela periódica representa um período. Eles são em número de sete, e o período em que o elemento se encontra indica o número de níveis que possui. Por exemplo o sódio (Na) está no período três, o que significa que o seu átomo possui três camadas eletrônicas.
Já os grupos são as linhas verticais que apresentam elementos químicos que compartilham propriedades. Por exemplo o flúor (F) e o cloro (Cl) estão no grupo 17 (ou 7A) por possuírem alta tendência de receber elétrons, o que chamamos de eletronegatividade. Alguns grupos possuem nomes específicos como os listados abaixo e os demais recebem o nome do primeiro elemento de seu grupo.

Grupo 1: Metais alcalinos: esses elementos são muito reativos principalmente com a água. Esta reatividade aumenta conforme aumenta o número atômico e o raio do átomo. Todos os elementos desse grupo são eletropositivos, metais bons condutores de eletricidade, e formam bases fortes. São sólidos a temperatura ambiente, apresentam brilho metálico e quando expostos ao ar oxidam facilmente. São utilizados na iluminação no caso das lâmpadas de sódio, na purificação de metais e na fabricação de sabões sendo combinados com a gordura.

Grupo 2: Metais alcalino-terrosos: Possuem esse nome por serem geralmente encontrados na terra. São bastante reativos, porém menos que os metais do grupo 1. Também são eletropositivos e são mais duros e densos do que os metais alcalinos. São utilizados em ligas metálicas como é o caso por exemplo do Berílio (Be), na composição do gesso e do mármore sendo o caso do cálcio (Ca) e em fogos de artifício magnésio (Mg) e estrôncio (Sr).

Grupo 16 (ou 6A): Calcogênios: Os elementos desse grupo recebem esse nome derivado do grego que significa “formadores de cobre”. Neste grupo pode-se perceber facilmente analisando todos os elementos do grupo a presença de características metálicas e não metálicas. Os elementos mais importantes deste grupo são o oxigênio (O) e o enxofre (S) sendo o primeiro o gás utilizado inclusive em nossa respiração e o último é responsável inclusive pelo fenômeno da chuva ácida.

Grupo 17 (ou 7A): Halogênios: São os elementos mais eletronegativos da tabela periódica, ou seja, possuem a tendência de receber elétrons em uma ligação. Podem se combinar com quase todos os elementos da tabela periódica. O flúor por exemplo possui aplicação na higiene bucal.

Grupo 18 (ou 8A): Gases nobres: possuem essa intitulação devido a ser constatado antigamente que não possuíam tendência alguma a formarem ligações. Isto ocorre devido à estabilidade de seus orbitais da camada mais externa completamente preenchidos. Hoje alguns compostos conseguiram ser preparados com estes elementos e incluem geralmente o Xenônio (Xe) que possui a primeira energia de ionização muito próxima do oxigênio.
A Tabela Periódica traz uma ordem crescente dos elementos químicos em função do seu número atômico (somatório dos prótons existente no núcleo do átomo), proposta por Henry Moseley em 1913.

CLASSIFICAÇÕES PRINCIPAIS

1°) Elementos naturais e artificiais:

Os elementos naturais são aqueles que se encontram constituindo a matéria do nosso mundo físico. Entre eles, talvez dois não mereçam tal classificação, pois até hoje não foram isolados em quantidades visíveis, que são o frâncio e o astato.

Os elementos artificiais são aqueles fabricados em laboratórios de pesquisa nuclear. São classificados em cisurânicos (encontram-se antes do urânio) e transurânicos (encontram-se depois do urânio). O urânio possui número atômico 92.

2°) Metais, não-metais, semi-metais e gases nobres:

a) Metais: Constituem 76% dos elementos da TP, são bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições ambientes, com exceção do mercúrio (Hg, Z=80), que é líquido.

b) Não-metais: Constituem 11% dos elementos da TP, mas são os mais abundantes na Natureza. São maus condutores de calor e eletricidade, não são dúcteis nem maleáveis. Sólidos: C, P, S, Se, I; líquido: Br; gasosos: H, N, O, F e Cl.

c) Semi-metais: Constituem cerca de 7% dos elementos da TP, apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. São todos sólidos em condições ambientes.

d) Gases-nobres: Constituem cerca de 6% dos elementos da TP. São elementos quimicamente inertes, não participam de ligações químicas. São encontrados na Natureza de forma isolada.

• A TABELA PERIÓDICA ESTÁ DIVIDIDA EM 18 COLUNAS E 7 LINHAS:

COLUNAS: As colunas recebem o nome de grupos ou famílias, e dividem-se em A e B. Os elementos localizados nas famílias A são chamados de elementos representativos.

FAMÍLIA NOME ELEMENTOS
1A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2A Metais alcalinos terrosos Be, Ca, Mg, Sr, Ba, Ra
3A Família do boro B, Al, Ga, In, Tl
4A Família do carbono C, Si, Ge, Sn, Pb
5A Família do nitrogênio N, P, As, Sb, Bi
6A Calcogênios O, S, Se, Te, Po
7A Halogênios F, Cl, Br, I, At
8A ou 0 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

LINHAS: As linhas recebem o nome de Períodos ou Níveis, e são em número de 7.

PERÍODO ESPECIFICAÇÕES
1° Curtíssimo (2 elementos)
2° Curtos (8 elementos cada)
3°
4° Longos (18 elementos cada)
5°
6° Muito longo (32 elementos)
7° Incompleto (19 elementos atualmente)

• LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA:

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × FAMÍLIAS
Famílias A Famílias B
...ns1 → 1A
...ns2 → 2A
...ns2 np1 → 3A
...ns2 np2 → 4A
...ns2 np3 → 5A
...ns2 np4 → 6A
...ns2 np5 → 7A
...ns2 np6 → 8A ou Grupo Zero
...ns2 nd1 → 3B
...ns2 nd2 → 4B
...ns2 nd3 → 5B
...ns2 nd4 → 6B
...ns2 nd5 → 7B
...ns2 nd6 → 8B
...ns2 nd7 → 8B
...ns2 nd8 → 8B
...ns2 nd9 → 1B
...ns2 nd10 → 2B

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × PERÍODOS
...nxy → n = período
Ex: ...5s2 → 5° período
...6p4 → 6° período
OBS: o período será o primeiro número quântico.

Funções inorgânicas: Ácido e Bases

Funções inorgânicas

Ácidos

Segundo a definição de Arrhenius, ácido é toda substância que se ioniza em presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H+.
Quem nunca experimentou uma fruta cítrica e teve a sensação de acidez na boca?
Uma das características mais comuns nos ácidos é o sabor azedo. Essa propriedade está presente em inúmeros alimentos, para descobrir quais são ácidos, é só observar quais deles produzem salivação na boca. Esse fato se explica pela presença do cátion H+, que diante das células da língua produz mais saliva.
Veja a lista dos ácidos mais comuns e onde podem ser encontrados:
Ácido acético = vinagre.
Ácido tartárico = uva.
Ácido málico = maçã.
Ácido cítrico = laranja, acerola, limão.
Ácido fosfórico = usado na fabricação de refrigerantes à base de cola.
Esses são exemplos de ácidos orgânicos, que fazem parte de nossa alimentação. E você pode comer a vontade mesmo, porque te apresentarei a solução: o Ácido Clorídrico (HCl) que está presente em nosso estômago para ajudar a digerir os alimentos.
Mas existe uma classe de ácidos muito perigosos, que se forem ingeridos podem levar o indivíduo à morte. São os chamados ácidos inorgânicos, nesta categoria podemos encontrar o ácido sulfúrico que é encontrado na solução de bateria dos carros.
Outros exemplos:
Ácido nítrico = usado na identificação de amostras de ouro e ainda na fabricação de dinamites.
Ácido carbônico = sob a forma de gás carbônico, é um dos constituintes das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes.
Ácido sulfídrico= quando se apresenta na forma de gás sulfídrico tem cheiro de ovo podre.
Ácido cianídrico = pode liberar um gás extremamente tóxico.
Propriedades e classificação dos ácidos
Os ácidos apresentam propriedades que os caracterizam como:
Sabor ácido: é um sabor característico do limão, do abacaxi, e é devido à presença do cátion H+ que, diante das células da língua, produz essa acidez. Mas vale lembrar que jamais se deve experimentar um ácido, pois são altamente corrosivos.
Presença do elemento hidrogênio em sua fórmula: os ácidos apresentam à esquerda da fórmula o elemento hidrogênio.
Formação de sal e água quando reagem com bases: é a chamada reação de neutralização, que ocorre quando um ácido é neutralizado por uma base e a base pelo ácido.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Liberam hidrogênio quando reagem com metais: quando um ácido é colocado na presença de metais como o zinco, manganês (que são metais ativos) possui a propriedade de dissolvê-los, liberando gás hidrogênio.

2 HCl + Zn→ ZnCl2 + H2(g)

Condutores de corrente elétrica: uma solução se torna condutora de eletricidade quando contém um ácido dissolvido nela.
Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser classificados de acordo com sua força ácida e quanto ao número de hidrogênio ionizável:

Força ácida: O meio ácido é caracterizado pela presença de íons H+ que são gerados pela ionização. A facilidade com que os ácidos se ionizam em água e outros solventes é medida pela força do ácido, sendo que, ácidos fortes liberam H+com maior facilidade. Vejamos:

Ácidos fortes: HI (ácido iodídrico), HBr (ácido bromídrico) e HCl (ácido clorídrico).
Ácido semiforte: HF (ácido fluorídrico).
Ácido fraco: HCN (ácido cianídrico).

Classificação quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: esses ácidos liberam um íon H+ por molécula.
Diácidos: dois íons H+ são liberados por molécula.
Triácidos: liberam três íons H+ por cada molécula.
Tetrácidos: são liberados até quatro íons H+ por molécula.
Nomenclatura dos Ácidos
Para que a nomenclatura dos ácidos seja realizada, o primeiro passo é classificá-los em: hidrácidos ou oxiácidos.
Mas como é feita a nomenclatura dos ácidos? Acompanhe os passos e aprenda a nomear essa enorme classe de compostos.
Primeiro é preciso classificar o ácido, que é dividido em dois grupos:
• ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
• ácidos com oxigênio: oxiácidos.
Hidrácidos: nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo:
Ácido ................................ ídrico
nome do elemento
Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico.
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
Oxiácidos: os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos:
Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.

H2CO3 → 2 H+ + CO3-2

O ânion CO3-2 é denominado carbonato. A partir desse nome, estabeleça uma comparação seguindo o quadro abaixo:
Tabela de sufixos para Oxiácidos
Ânions Sufixo
ITO oso
ATO ico
Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva esse ânion será ácido carbônico (sufixo – ico):

H2CO3 → 2 H+ + CO3-2
Ácido carbônico carbonato
Veja mais exemplos:
Nomear corretamente os compostos: HClO e HNO2.

Reação de ionização
HClO → H+ + ClO-
Ácido hipoclorito
hipocloroso

HNO2 → H+ + NO-2
Ácido nitroso nitrito

Como se vê, o ânion hipoclorito dá origem ao ácido hipocloroso, e o ânion nitrito ao ácido nitroso.
Como toda regra tem exceção, veja como nomear os ácidos derivados do enxofre e fósforo:
H2SO3 – Ácido sulfuroso
Nos oxiácidos que contêm ânions do enxofre, coloca-se a sigla -ur antes do sufixo.
H3PO4 – Ácido fosfórico
Nos oxiácidos que contêm ânions do fósforo, coloca-se a sigla -or antes do sufixo.
Bases
Pela definição de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH- (Hidróxido).

Mas o que seria a dissociação iônica? Ela está relacionada ao comportamento das bases na presença de água. Para exemplificar tomemos, por exemplo, a soda cáustica (NaOH), uma substância sólida que, em contato com a água, libera os íons Na+ e OH - que se dissolvem devido à atração pelos pólos negativos e positivos da molécula de H2O. Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH-.
Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação. Veja outras características:
- Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O cátion é em geral um metal; o ânion é o OH-.
- As bases também transferem correntes elétricas quando são dissolvidas em água.
- As bases sofrem reação a partir do contato com os ácidos, originando o NaCl (sal) e H2O (água).
Alguns exemplos de bases:
NaOH (hidróxido de sódio): Utilizado na fabricação de sabão provindo de óleos e gorduras. É conhecido popularmente como soda cáustica.
Mg (OH)2(hidróxido de magnésio): Faz parte da composição do leite de magnésia que é usado como antiácido estomacal.
Ca (OH)2 (hidróxido de cálcio): Usado nas construções para preparar argamassa, além de servir como cal, para pintura de casas.
NH4OH (hidróxido de amônio): É muito útil para a humanidade, pois a partir dele é que são produzidos os fertilizantes agrícolas que aumentam o rendimento da produção de alimentos.

Características e nomenclatura das Bases

O que distingue as bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação, mas para saber se um composto é ou não é básico provar não é a maneira mais indicada, pois existem substâncias tóxicas.
Veja como caracterizar uma base:
• Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O cátion é um metal, o ânion é o OH -.
• As bases também transferem correntes elétricas quando são dissolvidas em água.
• As bases sofrem reação a partir do contato com os ácidos, originando o NaCl (sal) e H2O (água):

Através de indicadores:
Papel de tornassol: As bases reagem com indicadores. Esse método é muito usado para diferenciar compostos básicos dos ácidos, é feito através de um indicador ácido-base como o papel de tornassol vermelho, que em contato com uma solução básica muda de cor e se torna azul.
Solução de fenolftaleína: é uma solução incolor que ao entrar em contato com uma base se torna vermelha ou rósea.
Indicador ácido-base: que pode ser feito em casa, é preparado através da Flor de hibisco. Esta flor vai se transformar em uma solução que em meio básico muda da cor vermelha para a verde.

O nome das bases é obtido a partir da seguinte regra:
Hidróxido de .......................(nome do cátion)

Veja alguns exemplos:

NaOH
Hidróxido de sódio

Al (OH)3
Hidróxido de alumínio

Ca (OH)2
Hidróxido de cálcio

Existem elementos que estabelecem mais de um hidróxido. Para dar nomes, basta certificar a valência do cátion e acrescentar em algarismo romano o número de carga do íon.

Exemplos:

Fe(OH)3:
Hidróxido de ferro (III)

Cobre (Cu):
Hidróxido de cobre (I)

Cu (OH)2:
Hidróxido de cobre (II)

Principais bases

No nosso cotidiano, existem várias bases com importantes aplicações. A seguir veremos as principais delas:
Hidróxido de sódio
Essa base é conhecida comercialmente como soda cáustica, pois pode corroer e destruir os tecidos vivos, causando queimaduras graves na pele. Por isso, é muito utilizada em limpezas pesadas e em produtos para desentupir pias e ralos, mas seu uso deve ser feito com luvas apropriadas.

É sólida à temperatura ambiente, branca, cristalina, de ponto de fusão 318 ºC, bastante solúvel em água e é uma substância deliquescente, o que significa que ela é higroscópica, pois absorve água do meio ambiente e com o tempo pode se tornar um líquido incolor.
Ela reage lentamente com o vidro, sendo guardada em frascos de plástico. Sua principal aplicação é na produção de sabões – conseguida a partir de sua reação com gorduras e óleos, como o sebo animal.
O hidróxido de sódio também é usado pela indústria petroquímica em uma das etapas da fabricação de papel, celulose, tecidos, corantes e produtos de uso doméstico.
Sua fonte de obtenção é a reação de eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl), conforme mostrado na reação a seguir:
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)
Sólido branco, pouco solúvel em água, também chamado de cal hidratada, cal extinta ou cal apagada, porque sua preparação se dá pela hidratação do óxido de cálcio (CaO), que é conhecido como cal virgem ou cal viva.
Quando essa substância é misturada com água, ela é chamada de leite de cal ouágua de cal.
A cal é aplicada principalmente em construções, na preparação de argamassa para assentar tijolos, para recobrir paredes e na pintura de paredes (caiação). Outros usos são em inseticidas, fungicidas e no tratamento de águas e esgotos.
Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2):
O hidróxido de magnésio também é um sólido branco, pouco solúvel em água. A sua principal aplicação se dá na forma de leite de magnésia, que é usado como laxante e antiácido e é conseguido misturando-se o hidróxido de cálcio em água numa proporção de 7% em massa.

Hidróxido de amônio (NH4OH):

É obtido ao se borbulhar amônia (NH3) em água, conforme a reação abaixo:
NH3 + H2O ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
Assim, não existe uma substância hidróxido de amônio, mas sim soluções aquosas de amônia interagindo com a água, originando os íons amônio (NH4+ ) e hidróxido (OH-).
O hidróxido de amônio é conhecido comercialmente por amoníaco, sendo muito utilizado na produção de ácido nítrico para a produção de fertilizantes e explosivos.
Ele também é usado em limpeza doméstica, na produção de compostos orgânicos e como gás de refrigeração.

Balanceamento de Equações Química por Tentativa [Química Geral]