Funções Inorgânicas - Química Geral

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Funções Inorgânicas
Componente Curricular: Química Geral
Monitora: Giovanna Abrantes
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Funções Inorgânicas
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Óxidos
Sais
Ácidos
Ácidos de Arrhenius: Substâncias compostas que em 
solução se dissociam liberando como cátion H+
Bases
𝐻𝐶𝑙 → 𝐻 + 𝐶𝑙
Bases de Arrhenius: Substâncias que em solução 
aquosa, dissociam-se fornecendo como ânion OH-
Substâncias que em solução aquosa, dissociam-se fornecendo 
como cátions e ânions diferentes de H+ e OH- resultam de 
uma reação ácido-base
𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎 + 𝑂𝐻
𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻 𝑂
São compostos binários formados de um elemento 
qualquer e outro mais eletronegativo sendo o 
oxigênio. São classificados em:
Óxidos Básicos
Óxidos Ácidos
Óxidos Anfóteros
Óxidos Neutros
Peróxidos
Superóxidos
Ácidos
Uma característica comum aos ácidos é o fato de apresentarem sabor azedo, quando dissolvidos em
água, suas soluções aquosas são condutoras de eletricidade e também mudam a cor de certas
substâncias. Neutralizam bases formando sal e água.
Hidrácidos
HCl, H2S, HBr
Classificação dos ácidos Oxiácidos
H2SO4, H3PO4
Nomenclatura
Hidrácidos: Ácido nome do ânion ídrico
Exemplos:
HCl Ácido clorídrico
H2S Ácido sulfídrico
HCN Ácido cianídrico
Ácidos
Oxiácidos: A terminação da nomenclatura pode ser com sufixos oso ou ico, a depender do ânion
presente na estrutura
Ânion com terminação Ácido terá terminação
ito oso
ato ico
Exemplos:
Ânion Ácido Nomenclatura
NO2- (nitrito) HNO2 Ácido nitroso
ClO- (hipoclorito) HClO Ácido hipocloroso
NO3- (nitrato) HNO3 Ácido nítrico
PO43- (fosfato) HPO4 Ácido fosfórico
Bases
As bases apresentam sabor adstringente. A maior parte das bases são pouco solúveis em água. As bases
podem ter diferentes classificações de acordo com o número de hidroxilas ionizáveis da molécula, em
função do grau de ionização e também de acordo com a solubilidade.
Bases fortes
NaOH, KOH, 
Ca(OH)2
Classificação das bases
Bases fracas
NH4OH, Al2(OH)3
Fe(OH)2
Nomenclatura
Hidróxido de nome do cátion
Exemplos:
KOH Hidróxido de Potássio
Fe(OH)2 Hidróxido de Ferro II
Fe(OH)3 Hidróxido de Ferro III
Mg(OH) 2 Hidróxido de Magnésio
Valência Terminação Estrutura Nomenclatura
Maior ico Fe(OH)3 Hidróxido Férrico
Menor oso Fe(OH)2 Hidróxido Ferroso
Bases
Solubilidade das bases
De acordo com essa classificação
Grupo Solubilidade
Grupo I (Li, Na, K, Rb, Cs) Bases solúveis
Grupo II (Ca, Sr, Ba, Ra) Bases pouco solúveis
Grupo II (Be, Mg) Praticamente insolúveis
Demais grupos Bases insolúveis
Não serão todas as bases que se solubilizarão e, portanto, sofrerão dissociação em água. Por definição:
Bases fortes
Apresentam elevado grau 
de dissociação
Bases fracas
Apresentam baixo grau de 
dissociação
Base forte libera 
uma grande 
quantidade de OH-
no meio aquoso e, 
com isso, reduzirá a 
acidez desse meio
Sais
Formação de sais: Reações de Neutralização
Nomenclatura de sais neutros
Todo sal devido à sua característica de composto iônico, sofrerá dissociação em água, liberando um cátion
e um ânion. O índice do cátion na estrutura do sal será sempre correspondente à valência do ânion formado
após a sua dissociação em água.
𝐶á𝑡𝑖𝑜𝑛 + Â𝑛𝑖𝑜𝑛 ↔ 𝐶á𝑡𝑖𝑜𝑛 + Â𝑛𝑖𝑜𝑛
K2SO ↔ 𝐾 + SO4
Fe2(SO )3 ↔ 𝐹𝑒 + 3 SO4
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 ↔ 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂
Nome do ânion de nome do cátion
Exemplos:
NaCl Cloreto de sódio
KNO3 Nitrato de Potássio
(NH4)2CO3 Carbonato de Amônio
Sais
Classificação dos sais
Exemplos:
NaH2PO4 Fosfato monossódico de potássio
NaH2PO4 Fosfato diácido de potássio
Sais ácidos
Nos sais ácidos a neutralização do ácido é 
parcial e o sal apresenta H+ em sua estrutura
Sais básicos
Nos sais ácidos a neutralização do hidróxido é 
parcial e o sal apresenta OH em sua estrutura
Sais mistos
Apresentam dois cátions ou dois ânions
Sais anidros e hidratados
Sais que se cristalizam com uma ou mais moléculas 
de água aprisionadas em seu retículo cristalino
Exemplos:
CaOHCl Hidroxicloreto de Cálcio
Al(OH)2Br Dihidroxibrometo de Alumínio
Exemplos:
KNaSO4 Sulfato duplo de sódio e Potássio
MgClBr Cloreto-brometo de Magnésio
Exemplos:
CuSO4.7H2O Sulfato de Cobre II heptahidratado
K2C2O2.H2O Oxalato de Potássio monohidratado
Óxidos
Classificação dos óxidos
Exemplos:
SO3
Óxidos ácidos
São óxidos de não-metais ou de metais com 
número de oxidação elevado(+5, +6, +7). Estes 
óxidos reagem com água produzindo ácido
Óxidos básicos
Óxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e 
outros metais com baixo número de oxidação. 
Reagem com água produzindo base
Exemplos:
CaO
SO + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻2𝑆𝑂4
𝐶𝑎𝑂 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
Nomenclatura
Óxido de nome do metal
Exemplos:
CaO Óxido de cálcio
MnO Óxido de manganês (II)
Na2O Monóxido de disssódio
Óxido de nome do metal
Exemplos:
SO3 Óxido de enxofre (VI)
CrO3 Óxido de cromo (VI)
Cl2O3 Anidrido cloroso
Cl2O5 Anidrido clórico
Cl2O7 Anidrido perclórico
Óxidos
Classificação dos óxidos
Exemplos:
ZnO
Exemplos:
CO Monóxido de carbono
NO Óxido nítrico
N2O Óxido nitroso
Nomenclatura
Óxidos anfóteros
Apresentam comportamento tanto como óxido 
básico como de óxido ácido. São insolúveis em água
Óxidos neutros
Não apresentam reatividade em água e nem com 
outras funções químicas, são gasosos e formados 
por ametais
Exemplos:
ZnO Óxido de Zinco
PbO Óxido de Chumbo II
Pb2O4 Óxido de Chumbo IV
Al2O3 Óxido de Alumínio𝑍𝑛𝑂 + 2𝐻𝐶𝑙 ↔ 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂
𝑍𝑛𝑂 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 ↔ 𝑁𝑎2𝑍𝑛𝑂2 + 𝐻2𝑂
Óxido de nome do metal /ametal
Óxidos
Classificação dos óxidos
Exemplos:
KO2 Superóxido de potássio
RbO2 Superóxido de rubídio
Nomenclatura
Superóxidos
Óxidos que apresentam número de oxidação do 
oxigênio é -1/2. Reagem com água ou ácidos diluídos
Peróxidos
Óxidos que apresentam número de oxidação do 
oxigênio é -1, ao reagirem com água formam uma base 
e peróxido de hidrogênio, também podem reagir com 
ácidos diluídos formando um sal
Peróxido de nome do elemento
Exemplos:
H2O2 Peróxido de hidrogênio
Na2O2 Peróxido de sódio
BaO2 Peróxido de bário
𝑁𝑎2𝑂2 + 2𝐻2𝑂 ↔ 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂2
𝑁𝑎2𝑂2 + 2𝐻𝐶𝑙 ↔ 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂2
𝐾𝑂2 + 2𝐻𝐶𝑙 ↔ 2𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂2 + 𝑂2
2𝐾𝑂2 + 2𝐻2𝑂 ↔ 2𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂2 +𝑂2
Superóxido de nome do elemento
Referências
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(83) 99649-4440 giovanna.abrantes@academico.ufpb.br
Contato:
ATKINS. P; JONES, L. Princípios de química. 5ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BROWN, LEMAY & BURSTEN. Química a Ciência Central. 9.Ed. Pearson Prentice Hall, 2005.
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994.
MCQUARRIE, D. A; ROCK, P. A; GALLOGLY, E. B. General Chemistry. 4ª Ed. Callifornia: University Science 
Books, 2011.