Relatório 1- prat 2 9 5

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
 UFRJ
Departamento de Química Analítica – IQA 112
Funções da Química Inorgânica
Curso: Nutrição – 2011.1
Aluna: Luiza Berguinins Scancetti DRE: 111225672 
Turma: INA
Professora: Marlice Aparecida Sípoli Marques
Relatório 01 - Prática n° 02 (Data: 15/04/2011)
	
1. Introdução
Química inorgânica é a parte da química que estuda os elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem o carbono coordenado em cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e transformações.
	As substâncias inorgânicas que servem para estudo para a quimica inorgânica se originam dos minerais, e como o número de compostos inorgânicos é muito grande, esses são divididos em 4 grupos denominados funções da química inorgânica: 
Óxidos
Ácidos
Bases ou hidróxidos
Sais 
2. Objetivo
Óxidos
 Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química, pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos.
	Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são denominados fluoretos de oxigênio.
Tipos de óxidos
Óxido Básico: São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido a diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). Exemplos de óxido básico são:
Cao – óxido de cálcio Na2O - óxido de sódio 
CaO + H2O Ca(OH)2	 Na2O + H2O 2NaOH 
 
Óxidos Ácidos ou Anidridos: São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos. Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). São exemplos de óxidos ácidos:
SO2 - dióxido de (mono)enxofre CO2 - dióxido de (mono)carbono
SO2 + H2O H2SO3 CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O
Óxidos neutros: São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. São exemplos:
CO- óxido de carbono II NO- óxido de nitrogênio II 
Óxidos Anfóteros: São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir com ácidos e com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. Sua estrutura pode ser iônica ou molecular. Por exemplo: 
ZnO - óxido de zinco
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O
Superóxidos: São associações de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2-2 (peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2. Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à medida que entram em contato. 
Peróxidos: São óxidos que reagem com água ou com ácidos diluídos, produzindo “água oxigenada” (H2O2). São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1. Exemplos:
Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2
Na2O2 + H2SO4 Na2SO4 + H2O
Teorias de ácidos e bases:
Teoria de Arrhenius (1887): Estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam cátions, íons de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, ânions, íons de hidroxila (OH- ). Assim, quando diluído em água, o hidróxido de sódio (NaOH), dissocia-se liberando o ânion OH- sendo definido como uma base e o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue abaixo:
Teoria de Bronsted e Lowry (1923): A definição protônica defini um ácido como toda substância (molécula ou íon) capaz de doar prótons (H+), e uma base, como toda substância (molécula ou íon) capaz de receber prótons (H+ ). Desta maneira, os ácidos podem ser compostos neutros ou podem ser cátions e ânions. Vide exemplos abaixo:
HNO3(aq) + H2O(l) → NO3-(aq) + H3O+ (aq)
NH4+(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + H3O+(aq)
H2PO4-(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HPO4-2 (aq)
Já as bases podem ser compostos neutros ou ânions, como os exemplos que seguem:
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH- (aq)
PO4-3(aq) + H2O(l) → HPO4-2(aq) + OH-(aq)
Teoria de Lewis (1923): Definiu um ácido como uma espécie capaz de receber pares de elétrons e base como uma espécie capaz de doar pares de elétrons, formando ligações químicas.
O exemplo acima é a demonstração mais simples de um ácido de Lewis, onde o ácido é um próton H+ que aceita um par de elétrons quando se liga à molécula de amônia para formar um íon amônio. 
Já a molécula de amônia forneceu um par de elétrons, portanto, de acordo com a definição de Lewis, ela é uma base, de modo semelhante à teoria de Bronsted. 
 Chuva Ácida:
A chuva ácida é caracterizada pelo seu pH abaixo de 4,5. Chuvas normais têm um pH de aproximadamente 5,6, que é levemente ácido.
A acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando o ácido carbônico, segundo a reação:
A chuva ácida é causada pelo enxofre proveniente das impurezas da queima dos combustíveis fósseis e pelo nitrogênio do ar, que se combinam com o oxigênio para formar dióxido de enxofre e dióxido de nitrogênio. Estes se difundem pela atmosfera e reagem com a água para formar ácido sulfúrico e ácido nítrico, que são solúveis em água. Um pouco de ácido clorídrico também é formado. Uma possível reação de formação da chuva ácida é a que se segue:
Evidências de um crescente aumento nos níveis de chuva ácida vêm da análise das camadas de gelos oriundos das gelerias. Elas mostram uma repentina diminuição do pH a partir da Revolução Industrial de 6 para 4,5 ou 4. Já chegou a ser registrado variações de pH abaixo de 2,4 em áreas industriais.
Para diminuir a poluição da natureza com a liberação de gases tóxicos como o monóxido de carbono e o monóxido de nitrogênio, estão sendo utilizados em automóveis os catalisadores. Os catalisadores transformam os gases tóxicos em não tóxicos, como por exemplo, o monóxido de carbono (CO) é transformado em gás carbônico (CO2), o monóxido de nitrogênio (NO) em gás nitrogênio (N2).
Sais: 
São compostos resultantes da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. São formados por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido (vide exemplo abaixo). São classificados em: sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga), hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga). 
 
3. Observações dos experimentos
I) Determinação da acidez e basicidade com indicadores: 
	Nesta parte da aula prática, foram colocados indicadores de pH na placa de toque com o objetivo de visualizar quais substâncias são ácidas ou básicas e seus níveis de acideze basicidade de acordo com a mudança de suas colorações.
	
Substâncias
	Indicador
	Classificação substância quanto ao pH
	Faixa de pH
	
	Alaranjado de metila
	Tornassol
	Fenolftaleína
	
	
	
	
	Azul
	Vermelho (rosa)
	
	
	
	Água
	Alaranjado
	azul
	rosa
	Incolor
	neutra
	7,0
	Suco de laranja
	Alaranjado
Tijolo
	rosa
	rosa
	Incolor
	ácido
	4,4- 8,0
	Vinagre
	Rosa intenso
	rosa
	rosa
	Incolor
	ácido
	≤ 3,1
	HCl diluído
	Rosa intenso
	rosa
	rosa
	Incolor
	ácido
	≤ 3,1
	Suco de limão
	Alaranjado tijolo
	rosa
	rosa
	Incolor
	ácido
	≤ 3,1
	Leite de magnésia
	Não reagiu
	Azul
	azul
	Rosa intenso
	básico
	11,0
	Soda cáustica
	Não reagiu
	Azul
	azul
	Rosa intenso
	básico
	≥ 10,0
	Suco de pêssego
	Alaranjado tijolo
	Rosa
	rosa
	Incolor
	ácido
	4,4 – 4,8
II) Obtenção de oxigênio e formação de óxido:
Primeiro experimento – Enxofre (S): O enxofre (em pó com coloração amarela) foi colocado em uma espátula metálica e aquecido no bico de Bussen. Após esse procedimento, foi colocado no béquerde tamanho médio e tampado com a tampa de relógio. Com isso, houve a liberação de um vapor tóxico de coloração acinzentada, o óxido de enxofre gasoso, e em contato com o ar formou o anidrido sulfúrico. Acrescentamos água destilada no béquer, formando o ácido sulfúrico, que foi confirmado ser um ácido através do papel de tornassol azul, que virou rosa após entrar em contato com a solução (indicador de meio ácido).
S + O2 → SO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
2 SO3 + H2O → H2SO4
Segundo experimento – Magnésio (Mg): O magnésio (sólidas fitas de coloração acinzentada) ao ser submetido ao mesmo procedimento anterior, entrou em combustão, exibindo um ligeiro flash, como fogos de artifícios ou velas de aniversário, formando o óxido de magnésio, uma substância branca em pó. Após a adição de água destilada formou o hidróxido de magnésio (líquido de coloração branca). Colocamos o papel de tornassol rosa (indicador de meio básico), que virou azul, comprovando a substância ser de caráter básico.
Mg+2 + ½ O2 → MgO
	MgO + H2O → Mg(OH)2 	
III) Formação de íons: 
 	Foram visualizadas as substâncias que têm condutividade elétrica, que só foi permitido devido à presença de íons. Concluiu-se que quanto maior a concentração de íons das soluções em que os fios elétricos estão mergulhados, mais intenso será o brilho da lâmpada.
A tabela abaixo segue em ordem crescente de condutividade elétrica.
	Solução
	Passagem de corrente
	Conclusão
	Água destilada
	----
	Não possui sais condutores, não há passagem de corrente.
	Açúcar
	-----
	Não há ionização, não há corrente.
	Ácido acético
	Pouca
	Ácido fraco, pouca ionização.
	Sulfato de cobre
	Muita
	Ácido forte, muita ionização.
	Cloreto de sódio
	Muita
	Ácido e base fortes, muita ionização.
	Hidróxido de sódio
	Muita
	Base forte, grande dissociação.
	Ácido clorídrico
	Muita
	Ácido forte, grande ionização.
água = açúcar < Ácido acético < sulfato de cobre < NaCl < NaOH < HCl
 4. Conclusão
O objetivo da aula foi alcançado com êxito, observando que substâncias simples são capazes de reagir com o oxigênio da terra e outros elementos, formando óxidos. Além disso, o pH de substâncias pôde ser verificado comprovando a acidez e basicidade de ácidos e bases e sua condutividade e as teorias de ácido e base foram comprovadas dentro do limite de seus estudos.
5. Referências bibliográficas:
Livro: Química e reações químicas (Kotz e Treichel)- 4ª edição, vol. 2
Livro: Química (Usberco Salvador) – 2ª edição, vol. único
Apostila de aulas práticas para Nutrição (UFRJ – IQA)
Site de pesquisa: Google
Sites (todos acessados no dia 24/04/2011)
http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade04.pdf
http://pt.wikibooks.org/wiki/Introdu%C3%A7%C3%A3o_%C3%A0_Qu%C3%ADmica/Chuva_%C3%A1cida
http://bioquimica.ufcspa.edu.br/pg2/pgs/quimica/acidbasal.pdf	
http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/BASES.HTM
6. Questões da apostila (respostas)
1. Os compostos OF2 e O2F2 não são óxidos porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio o que foge a regra dos óxidos. Tais compostos são denominados fluoretos de oxigênio.
2. Os principais óxidos são: NO2 e SO2.
 Reações:
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S + O2 → SO2 2NO + O2 → 2NO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3 2NO2 + H2O → H2NO3
2 SO3 + H2O → H2SO4 2HNO2 + O2 → 2HNO3
 3. Óxido responsável: CO2. Tal óxido atua como uma espécie de “cobertor” das radiações infravermelhas evitando que elas escapem para o espaço, com isso, quanto maior for a concentração de CO2, maior será a absorção de energia oriunda desses raios o que ocasiona o efeito estufa que é um aumento descontrolado no aquecimento daTerra.
4.H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2 H2O. 
 sulfato de magnésio
5 . 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca 3(PO4)2 + 6 H2O
		Fosfato de cálcio
6. Ácido acético, ácido lático e ácido tartárico. São empregados como conservadores dos alimentos, controladores de pH, dão mais sabor aos alimentos e agem como inativadores de metais.
7. HCl < HBr< HCN < HClO4. Justificativa: Entre o HCl e o HBr podemos citar a eletronegatividade como um fator da liberação de H+, pois como a eletronegatividade do Cl é maior que a do Br, o hidrogênio ionizável ficará mais “preso” no HCl que no HBr. Com isso, podemos concluir que a acidez é maior no HBr por conta de seu hidrogênio ionizável estar mais “solto” ou mais longe (com raio atômico maior) o que facilita sua liberação na solução. Já entre o HCN e o HClO4 ganha em acidez a maior estrutura molecular.
8. A efervescência indica a ação de um catalisador presente em nosso sangue, a catalase, que faz com que a reação acelere, resultando assim no desprendimento do gás oxigênio dando origem a bolhas (aparência de fervura), que pode ser observado pela seguinte reação:
 2H2O2 → 2H2O + O2
9. Podemos citar as ligações existentes no ácido carbônico e também o nox do carbono presente neste composto. O Ácido Carbônico apresenta fórmula estrutural H2CO3. São considerados compostos orgânicos, todos aqueles que possuem Carbono fazendo ligações somente com o Hidrogênio, sendo assim o Ácido carbônico é inorgânico. Com relação ao nox, normalmente, em ácidos inorgânicos, o nox do carbono é +4 diferente do que ocorre nos ácidos orgânicos, onde seu nox tem um valor menor e variável.
10. O Óxido de Cálcio, conhecido como Cal é adicionado ao solo pois possui propriedades estabilizantes, como por exemplo o controle de pH.
11. A fórmula química do Molibidato de Amônio é (NH4)6Mo7O24.
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