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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA - UESB
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS
CURSO: AGRONOMIA
DISCIPLINA: ELEMENTOS DE QUÍMICA
PROFESSORA: CRISTIANE MARTINS VELOSO
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Funções Químicas
Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – UESB
Curso de Agronomia
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que 
apresentam propriedades químicas semelhantes.
O que confere as propriedades às substâncias participantes de 
uma mesma função é sua capacidade de reagir.
Substâncias que reagem da mesma forma, quando colocadas em
uma mesma situação, normalmente, pertencem à mesma função.
Ácidos e bases
1. Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em
solução aquosa, aumentam a concentração de íons
hidrogênio, H+, que, na presença de água, formam o cátion
hidrônio (H3O
+); e bases são substâncias que, em solução
aquosa, aumentam a concentração de íons hidroxila (OH-).
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Curso de Agronomia
Ionização de um Ácido:
HCl + H2O → H3O
+(aq) + Cl- (aq)
H2SO4 + 2H2O → 2H3O
+(aq) + SO4
2- (aq)
H3PO4 + 3H2O → 3H3O
+(aq) + PO4
3- (aq)
Na molécula de HCl, os átomos de hidrogênio e de cloro estão 
unidos por uma ligação covalente (H–Cl).
Em solução aquosa, a ligação covalente é rompida, com a 
consequente formação de íons H+(aq) e Cl-(aq).
Esse processo é chamado de ionização.
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Curso de Agronomia
Já o hidróxido de sódio, NaOH, é um sólido iônico. Nele, a 
ligação não é entre átomos, mas entre os íons Na+ e OH-. 
Ao contrário das moléculas de HCl que sofrem ionização em 
solução aquosa, os íons do NaOH se dissociam.
compostos moleculares + água → (ionização) → solução iônica
compostos iônicos + água →(dissociação) → solução iônica
NaOH→ Na+ (aq) + OH- (aq)
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Curso de Agronomia
Hidrogênios ionizáveis
✓ Os hidrogênios que fornecem H3O
+ são chamados de hidrogênios
ionizáveis.
H3PO3 + 2H2O → 2H3O
+ + HPO3
2-→ apenas 2H+
H3PO2 + H2O → H3O
+ + H2PO2
1-→ apenas 1H+
A teoria de Arrhenius, embora muito útil, apresenta algumas 
limitações. Uma delas é que se aplica apenas a soluções 
aquosas.
✓ São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na
molécula do ácido.
✓ Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que
pode ionizar, mas existem exceções:
2. Ácidos e bases de Bronsted-Lowry: ácidos são doadores
de próton e bases são aceptores de próton.
É importante salientar que os conceitos de ácido e bases, segundo 
Bronsted-Lowry, são relativos.
A água, segundo o conceito de Bronsted-Lowry, é um ácido na 
primeira reação e uma base na segunda. Por isso, a água é 
denominada uma substância anfótera.
3. Ácidos e bases de Lewis: ácidos são espécies capazes de
receber um par de elétrons e bases são espécies capazes de
doar par de elétrons.
Uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação 
covalente mais estável.
A proposta de Lewis é mais abrangente que as anteriores; no 
entanto, não as invalida.
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Curso de Agronomia
Classificação dos Ácidos
• Quanto a presença ou ausência de oxigênio:
- Hidrácidos (HCl, H2S, HBr)
- Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4)
• Quanto a presença ou ausência de carboxila (-COOH):
- Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)
- Inorgânicos (H2CO3, H2S, HCN)
• Quanto ao número de elementos químicos:
- Binário (HCl, HBr, HF)
- Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
- Quaternário (H4[Fe(CN)6])
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• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
- Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
- Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)
- Triácidos (H3PO4, H3BO3)
- Tetrácidos (H4P2O7)
• Quanto ao Grau de Ionização ():
 totaismols de nº
ionizados mols de nº
=
- Ácidos fracos: 0 < α < 5%
- Ácidos moderados: 5% < α < 50%
- Ácidos fortes : 50% < α < 100%
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- Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
Fracos: Todos os demais
- Oxiácidos: HxEOy
0 fraco Ex.: HClO
1 moderado Ex.: H3PO4
2 forte Ex.: H2SO4
y-x
Fortes: H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4
Observação: Temos uma exceção a essa regra no caso do
H2CO3, pois mesmo o resultado do cálculo apresentando 1, este
é classificado como fraco (apresenta grau de ionização
pequeno).
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Curso de Agronomia
Nomenclatura oficial dos ácidos
• Hidrácidos:
Seguem a seguinte regra:
Ácido + ídrico
Radical do Elemento
Exemplos:
HCl → ácido clorídrico
HBr → ácido bromídrico
HF → ácido fluorídrico
HI → ácido iodídrico
HCN → ácido cianídrico
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• Oxiácidos:
Seguem a seguinte regra:
ico (+ oxigênio)
Ácido __________________ + 
Radical do Elemento oso (- oxigênio)
Exemplos:
H2CO3 → ácido carbônico
H3BO3 → ácido bórico
HNO3 → ácido nítrico
H2SO5 → ácido persulfúrico
H2SO4 → ácido sulfúrico
H2SO3 → ácido sulfuroso
H2SO2 → ácido hiposulfuroso
• Outros exemplos:
- HClO4
- HClO3
- HClO2
- HClO
Ácido Per.......ico
Ácido.......ico
Ácido............oso
Ácido Hipo.......oso
Menos
Oxigênios
+7
+6,+5
+4,+3,+2
+1
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Curso de Agronomia
HClO4 → ácido Perclórico
HClO3 → ácido clórico
HClO2 → ácido cloroso
HClO → ácido Hipocloroso
Menos
Oxigênios
Exemplo: H3PO4 – ác. Fosfórico
H3PO3 – ác. Fosforoso
H3PO2 – ác. Hipofosforoso
+5
+3
+1
+7
+5
+3
+1
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Exemplo:
H2S
+2 - 2
Ácido sulfídrico
H2SO3
+2 +4
Ácido sulfuroso
H2SO4
+2 +6
Ácido sulfúrico
- 8
* Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim
“sulfur”.
- 6
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HF
Inorgânico
Hidrácido
Binário
Monoácido
Moderado 
H2SO4
Inorgânico
Oxiácido
Ternário
Diácido
Forte 
Exemplo de como classificar um ácido:
HClO
Inorgânico
Oxiácido
Ternário
Monoácido
Fraco 
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Características gerais dos ácidos
✓Apresentam sabor azedo;
✓ Desidratam a matéria orgânica;
✓ Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
✓ Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
✓ Neutralizam bases formando sal e água.
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Classificação das bases
• Quanto ao número de hidroxilas:
- Monobases: NaOH; NH4OH
- Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2
- Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3
- Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4
• Quanto ao grau de dissociação iônica:
- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1) e metais
alcalinos terrosos (G2).
- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio
(NH4OH) e as demais bases.
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Curso de Agronomia
• Quanto à solubilidade em água:
- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos
(G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).
- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-
terrosos (G2).
- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.
KOH
Monobase
Forte
Solúvel 
Al(OH)3
Tribase
Fraca
Insolúvel 
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Nomenclatura oficial das bases
Hidróxido de _________________
Nome do Elemento (metal)
NaOH → hidróxido de sódio
Fe(OH)2 → hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 → hidróxido de ferro III
Características gerais das bases
✓Apresentam sabor cáustico;
✓Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína;
✓ Neutralizam ácidos formando sal e água;
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✓ Possuem OH-;
✓ Metais;
✓ Ligações Iônicas;
✓ Sólidos;
✓ Solúveis em água (metais alcalinos).
✓ Exceção (NH3) ;
•Não metais;
•Ligações covalentes;
•Solução aquosa;
•Volátil.
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SAIS 
Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, 
com eliminação de água.
Ácido + Base Sal + Água
HCl + NaOH NaCl + H2O
É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion 
proveniente de um ácido.
A reação de um ácido com uma base recebe o nome de 
neutralização.
Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, 
formando pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H+(aq), e 
um ânion diferente da hidroxila, OH-(aq), e do oxigênio, O2-(aq).
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• Obedece à expressão:
(nome do ânion) de (nome do cátion)
Nomenclatura oficial
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ídrico eto
ico ato
oso ito
H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2O
Sulfato de cálcio
(gesso)
Ácido Sulfúrico
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Sais neutros ou normais
• São obtidos por neutralização total (H+ ioniz = OH-):
H2CO3 + NaOH Na2CO3 + 2 H2O
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
Sais Ácidos e Sais Básicos
• São obtidos por neutralização parcial (H+ioniz ≠ OH-):
H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O
HCl + Mg(OH)2 Mg(OH)Cl + H2O
Sal ácido ou hidrogenossal
(hidrogenocarbonato de sódio)
Sal básico ou hidróxissal
(hidróxicloreto de magnésio)
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Classificação dos sais
• Quanto à presença de oxigênio:
- Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3
- Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl
• Quanto ao número de elementos:
- Binários: NaCl , KBr , CaCl2
- Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3
- Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6
• Quanto à presença de água:
- Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O
- Anidros: KCl; NaCl; CaSO4
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• Quanto à natureza:
- Neutros ou normais: NaBr; Na2CO3
- Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4
- Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br
- Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr
NaCl
Halóide
Binário
Anidro
Neutro
NaHCO3
Oxissal
Quaternário
Anidro
Ácido 
Exemplo de como classificar um sal:
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Óxidos 
• Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o
elemento mais eletronegativo.
•Fórmula geral dos óxidos:
• Exemplos:
CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3
Ex+
2 O2-
X
Nomenclatura dos óxidos
Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento
CO
N2O5
P2O3
H2O
→ monóxido de (mono)carbono
→ pentóxido de (di)nitrogênio
→ trióxido de (di)fósforo
→ monóxido de (di)hidrogênio
Para metais:
Nox fixo (G1 e G2) - óxido de elemento
Nox - óxido de elemento + valência
Na2O 
Al2O3
FeO
Fe2O3
→ óxido de sódio
→ óxido de alumínio
→ óxido de ferro II (óxido ferroso)
→ óxido de ferro III (óxido férrico)
Classificação
• Óxidos Ácidos • Óxidos Básicos
• Óxidos Anfóteros • Óxidos Neutros
• Óxidos Duplos • Peróxidos
• Superóxidos
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Óxidos Básicos (metálicos)
• São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e
reagem com água formando bases e com ácidos formando sal e
água.
Na2O + H2O → 2NaOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O
Óxido básico + H2O → base
Óxido básico + ácido → sal + H2O
CaO (cal virgem, cal viva )
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Óxidos Ácidos (anidridos)
• São formados por não-metais e reagem com água formando ácidos
e com bases formando sal e água.
CO2 + H2O → H2CO3
N2O5 + H2O → 2HNO3
SO3 + H2O → H2SO4
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
Óxido ácido + H2O → ácido
Óxido ácido + base → sal + H2O
(CO2 – EFEITO ESTUFA)
“chuva ácida”
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Óxidos Anfóteros (anfipróticos)
• São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico.
Reagem com ácidos e bases formando sal e água.
Al2O3 ; ZnO
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Óxido anfótero + ácido/base → sal + água
ZnO (hipoglós) 
Al2O3 (alumina)
Óxidos Neutros (indiferentes)
• São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas
podem reagir com oxigênio.
CO ; NO 
CO + H2O → Não ocorre reação NO + HCl → Não ocorre reação
CO + ½O2 → CO2
Óxido Neutro + O2 → Oxidação
Óxidos Neutros
Óxidos Duplos (mistos)
• São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros
óxidos.
M3O4
Fe, Pb, Mn Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4
Fe3O4 → FeO + Fe2O3
(magnetita, imã)
Peróxidos
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e oxigênio e
possuem oxigênio com Nox = -1.
M2O2 - MO2
M. Alcalinos M. Alc. Terrosos
H2O2 - Agente oxidante e bactericidaNa2O2 ; Li2O2 ; CaO2; MgO2
Peróxidos
Superóxidos (polióxidos)
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e oxigênio e
possuem oxigênio com Nox = - ½.
M2O4 - MO4
M. Alcalinos M. Alc. Terrosos
Na2O4 ; Li2O4 ; CaO4 ; MgO4
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