QUIMICA GERAL E EXPERIMENTAL - UN 3 - LIGAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES ORGÂNICAS

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<p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Química Geral e Experimental Átomos e Elementos Evolução do Propriedades modelo atômico e Leis ponderais Distribuição periódicas eletrônica classificação periódica dos elementos Reações Número Energia de Átomos e químicas quânticos ionização Lei de Orbitais Afinidade elementos Modelos Conservação atômicos eletrônica das Massas Exclusão de atômicos Eletronegatividade Lei das Linus Pauling Raio atômico Tabela periódica Proporções Distribuição PF e PE Classificação constantes eletrônica dos dos elementos elétrons Figura Átomos e elementos. ASSOCIAÇÃO TÉCNICA BRASILEIRA DAS INDÚSTRIAS AUTOMÁTICAS DE VIDRO. Disponível em: https://abividro.org.br/ Acesso em: 5 fev. 2024. ATKINS, P.; JONES, L. LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018. BROWN, L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016. CALLISTER JR., W. RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 8. ed. São Paulo: LTC, 2012. R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S. A., 2016. ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016. Unidade 3 LIGAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS Aula 1 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS Ligações primárias Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as ligações primárias, explorando e compreendendo a ligação a ligação covalente e a ligação metálica. Esse conteúdo é importante para a prática profissional, pois permite a formação de compostos vitais em diversas áreas, como Química, Biologia e Engenharia, desde a produção de sais e materiais poliméricos até a criação de ligas metálicas. Sua compreensão é fundamental para inúmeras aplicações industriais. Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá! Ponto de Partida Estudante, qualquer substância conhecida no universo é formada pela união de um ou mais elementos químicos que compõem a tabela periódica. Quando se fala de elementos químicos, percebe-se que é muito difícil encontrar um átomo isolado, pois estão quase sempre unidos, formando compostos. É surpreendente como os elementos químicos podem formar inúmeras substâncias diferentes, grande parte das quais pode ser encontrada na natureza e apresenta propriedades físicas e químicas completamente diferentes umas das outras. Como isso é possível? Graças às ligações químicas! Nesta aula, estudaremos as ligações covalentes e metálicas, bem como as substâncias que dependem dessas ligações para serem formadas. Os elementos químicos, que são unidos, no mínimo, por uma ligação ionica, dão origem às substâncias tipo de ligação que ocorre entre elementos que possuem eletronegatividades muito diferentes. A ligação covalente promove um compartilhamento de elétrons, sendo diferente da ligação na qual os átomos recebem ou doam os seus elétrons e cujas substâncias possuem características também distintas das substâncias tais como pontos de ebulição e fusão mais baixos. Já as ligações metálicas são ligações que ocorrem entre metais e são muito importantes no nosso dia a dia, pois dão origem às ligas metálicas, por exemplo, o aço inox que usamos para os talheres que utilizamos para comer e o aço que é utilizado nas construções civis. Sobre o exposto, reflita sobre a fabricação do alumínio metálico. Ele é amplamente utilizado em uma variedade de aplicações devido às suas propriedades Como um dos metais mais abundantes na crosta terrestre, ele é leve, resistente à corrosão e altamente condutor de eletricidade e calor. Essas características o tornam um material versátil em muitos setores industriais, incluindo construção, transporte, embalagens e eletrônicos. Sobre as características do alumínio, você deverá identificar as ligações químicas presentes nos reagentes e produtos envolvidos na fabricação do alumínio metálico. Bons estudos e vamos em frente! Vamos Começar! As moléculas se formam pela união dos átomos, processo a que damos o nome de ligação química. Um átomo possui um determinado número de prótons e nêutrons em seu núcleo e um número igual de elétrons no espaço em torno do núcleo (eletrosfera). Essa configuração resulta em um equilíbrio das cargas positivas e negativas, tornando o átomo neutro. Assim sendo, se um átomo neutro doar ou receber elétrons, ou seja, caso se torne eletricamente carregado, ele se tornará um Um positivo, chamado de é produzido quando o átomo neutro perde elétrons; portanto, quando um átomo neutro ganha elétrons, forma-se um com carga negativa chamado de ânion. Conforme o estudo sobre distribuição eletrônica, algumas famílias da tabela periódica são compostas por elementos que, segundo regra do octeto, necessitam doar elétrons para se tornarem estáveis, formando Esses elementos são os metais alcalinos. alcalinos terrosos, de transição, como o alumínio, o gálio e o índio. Da mesma forma, alguns elementos da tabela periódica precisam receber elétrons para se tornarem estáveis: os não metais. Durante uma reação química, um cátion e um ânion são unidos através de ligações As ligações são formadas quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para outro, criando íons positivos e negativos e ânions). Quando, por exemplo, o magnésio e o gás oxigênio reagem, pode-se imaginar que a reação ocorre pela transferência de dois elétrons de um átomo de magnésio para dois elétrons de um átomo de oxigênio para formar Mg2+ Contudo, como representar uma ligação química? Em 1916, o químico norte-americano Gilbert Newton Lewis desenvolveu um método para representar a camada de valência dos átomos. Esse método faz uso de diagramas, agora chamados de estruturas de Lewis. A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico rodeado por pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo. o Quadro 1 apresenta a estrutura de Lewis para alguns átomos. Átomo Configuração eletrônica Estrutura de Lewis 2p4 Al 2p6 3s2 Si 2p6 3p2 Ca 2p6 3p6 Ca Quadro Estrutura de Lewis para alguns átomos. Fonte: Fábrega (2016). Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera A estrutura de Lewis de um composto ionico consiste na combinação entre as estruturas de Lewis dos íons individuais. Nesse sentido, o enxofre possui seis elétrons em sua camada de valência e, portanto, precisa os elétrons para se tornar estável; e o alumínio precisa doar três elétrons para concordar com a regra do octeto. Assim sendo. dois átomos de alumínio e três de enxofre são necessários para completar as ligações e a fórmula molecular da substância é As substâncias formadas por uma ou mais ligações são chamadas de compostos Essas ligações são distribuídas ao redor de cada proporcionando a criação do retículo cristalino e formam formas geométricas bem definidas. Esses retículos cristalinos são os responsáveis pelas características dos compostos tais como a de serem sólidos nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), a de serem duros ou quebradiços, a de elevados pontos de fusão e de ebulição a de serem solúveis em água (exceto: SrCO3 e AgCl ), a de conduzirem eletricidade quando solubilizados e a de serem compostos polares. A Figura 1 apresenta a representação do retículo cristalino de composto ionico cloreto de sódio. AgCl Figura 1 Retículo cristalino do cloreto de sódio, NaCl Segundo Russel (2008), a ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons, isto é, os não metais e o hidrogênio. Sob essas a transferência total de um elétron não ocorre. Em vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. Átomos com alta eletronegatividade, como os não metais, possuem grande capacidade de atrain elétrons. No entanto, quando esses elementos interagem entre si, o fato de todos eles apresentarem alta atração pelos elétrons faz com que não ocorra a transferência efetiva dos Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera elétrons. Em vez eles se atraem simultaneamente, ou seja, são compartilhados pelos núcleos dos átomos, e é isso que faz com que os átomos permaneçam unidos. Existem quatro tipos de ligações covalentes: simples, dupla, tripla e coordenada. A ligação covalente mais simples é formada por dois átomos de hidrogênio. Cada átomo de H possui um próton e um elétron e, quando dois desses átomos se aproximam, os elétrons são atraídos pelo núcleo de ambos os átomos, ocorrendo o compartilhamento e formando a molécula, estável como o hélio. A Figura 2 ilustra a ligação covalente entre os átomos de hidrogênio. le +1 +1 2e +1 H:H H Figura 2 Ligação covalente entre átomos de hidrogênio. Fonte: Voltando à estrutura de Lewis, na ligação covalente, os elétrons não são representados apenas por pontos; para isso, são utilizadas cruzes (x) e pontos em conjunto para indicar que os elétrons da ligação vieram de diferentes átomos, embora, na realidade todos os elétrons sejam iguais. A seguinte analogia pode auxiliar a entender a formação de uma ligação covalente, conforme o exemplo mostrado na Figura 3. Para representar a ligação covalente de uma molécula de CO2 utilizamos cruzes para mostrar os elétrons do carbono e pontos para mostrar os elétrons de oxigênio. CO2 Figura 3 Estrutura de Lewis do dióxido de carbono, CO2 o tipo mais simples de molécula é chamado de molécula diatômica, porque ela consiste em apenas dois átomos interligados. Os halogênios são bons exemplos da formação de moléculas diatômicas, uma vez que adquirem o arranjo eletrônico dos gases nobres, compartilhando um par de elétrons, vindos um de cada átomo. Cada uma dessas ligações covalentes é chamada de ligação simples, porque ela consiste em um único par de elétrons compartilhado pelos núcleos dos dois átomos. A ligação simples pode ser representada por um traço (-). Na molécula do hidrogênio, como mostrado na Figura 2, cada átomo adquire um nível externo completo de dois elétrons. Nas moléculas dos halogênios, cada átomo de halogênio forma um octeto completo, como mostra a Figura 4. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera :F: F: Figura 4 Ligação covalente simples unindo dois átomos de Fonte: A ligação covalente dupla é formada pelo compartilhamento de dois pares de elétrons, por exemplo, ocorre na formação de uma molécula do gás que possui seis elétrons na camada de valência e precisa receber dois elétrons para se tornar estável. Para obter esses elétrons, o oxigênio pode compartilhar dois pares de elétrons com um segundo átomo de oxigênio; e cada átomo de oxigênio contribui com dois elétrons, como mostra a Figura 5. Figura 5 Ligação covalente dupla ligando dois átomos de oxigênio. Fonte: o nitrogênio tem cinco elétrons em sua camada de valência, sendo, portanto, necessários três elétrons para completar o octeto. átomo de nitrogênio obtém esses três elétrons através de uma ligação tripla com outro átomo de nitrogênio. Uma tripla ligação consiste em três pares de elétrons compartilhados pelos núcleos dos dois átomos, com o objetivo de completar o octeto. A Figura 6 mostra a ligação tripla na união de dois átomos de hidrogênio. :N N: Figura 6 Ligação covalente tripla unindo dois átomos de nitrogênio. Fonte: Até o momento, vimos que uma ligação covalente é formada por dois átomos que compartilham um par de elétrons. Os átomos são mantidos juntos porque o par de elétrons é atraído por ambos os núcleos. Na formação de uma ligação covalente simples, cada átomo fornece um elétron Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera para ser compartilhado na ligação; porém, em uma ligação covalente coordenada (ou ligação covalente dativa), ambos os elétrons a serem compartilhados vêm do mesmo átomo. Por exemplo, o enxofre possui seis elétrons em sua camada de valência, faltando apenas dois elétrons para se tornar estável; nesse sentido, o enxofre forma uma ligação covalente dupla com um átomo de oxigênio completando os seus octetos, mas doa também seus elétrons a outros dois átomos de oxigênio, formando o trióxido de enxofre ( ). Essa doação de elétrons é indicada pelas setas que representam as ligações covalentes coordenadas. Siga em Frente... Certos íons poliatômicos diferem entre si somente na sua carga e em seus números de hidrogênios, como é o exemplo dos ânions CO2 (carbonato) e (bicarbonato). Um dos poucos cátions poliatômicos comuns é o íon amônio, Ele consiste em uma molécula de amônia que formou uma ligação covalente com um íon de hidrogênio, H+, como mostra a Figura 7. CO2 NH NH3 H H-N-H H-N-H H H Figura 7 Ligações covalentes coordenadas Fonte: Wikimedia Por fim, temos as ligações metálicas, que são formadas entre átomos de metais e possuem grande importância, já que a maioria dos componentes da tabela corresponde a metais e está presente no nosso dia a dia. Essa ligação faz com que os metais se agrupem, formando os retículos cristalinos quando em estado sólido. Nas ligações metálicas, ocorre uma liberação parcial dos elétrons presentes na camada de valência; e assim acontece a formação de os quais são estabilizados pelos elétrons que também foram liberados e envolvem a estrutura como uma nuvem eletrônica, o chamado "mar" de elétrons, o que se exemplifica na Figura 8. Esses elétrons possuem um certo movimento, razão pela qual são chamados de elétrons livres. Esse movimento dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos. Além dessa propriedade, os compostos metálicos também são maleáveis, dúcteis, e possuem grande resistência à tração e elevados pontos de fusão e ebulição. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera + + + Figura 8 Representação da nuvem Fonte: Wikimedia Commons Vamos Exercitar? Estudante, o entendimento das ligações químicas primárias é primordial para a ciência pois elas desempenham um papel fundamental em muitas áreas do conhecimento e da tecnologia. As ligações covalentes e metálicas são essenciais para a formação e a estabilidade de compostos químicos, influenciando suas propriedades físicas e químicas. Deste modo, temos que, para produzir alumínio metálico, utiliza-se a bauxita como matéria-prima; após a refinação da bauxita, é obtida a alumina ou óxido de alumínio ( ). o óxido de alumínio é composto pelo cátion e pelo ânion . Como o alumínio é um metal, e o oxigênio, um não metal, a ligação que os une é a ligação conforme apresenta a estrutura de Lewis da Figura 9.</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera X X Figura 9 Estrutura de Lewis para o óxido de Fonte: geocities Quando o óxido de alumínio reage com o carbono, conforme a reação Al2O3 + C 2 Al + alumínio se dissocia do oxigênio e seus átomos reagem entre si. Como são íons metálicos, então se unem através de ligações metálicas. o dióxido de carbono é produzido na reação e é formado por elementos classificados como não metais, formando, portanto, duas ligações covalentes duplas para que uma molécula seja formada, conforme apresentado na Figura 3.3. Informações adicionais podem ser utilizadas para solução dessa atividade. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre as ligações químicas primárias, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 8, Conceitos básicos da ligação química, do livro Química: a ciência central. Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre estrutura de Lewis, faça a leitura do artigo Estrutura de Lewis e Geometria Por fim, para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre ligação química, faça a leitura do artigo Ligação abordagem clássica ou quântica. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Referências FÁBREGA, M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. KOTZ, et al. Química geral e reações 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008. Aula 2 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS E POLARIDADE Ligações secundárias e polaridade Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá e trabalhará com as polaridades envolvidas nas ligações químicas, assim como as interações intermoleculares e seus principais tipos. Esse conteúdo é importante, pois elas são fundamentais na química, visto que influenciam diretamente nas propriedades físicas e químicas das substâncias, afetando processos, como solubilidade, reatividade química, comportamento de fase e interações biológicas, tornando-se essenciais para o desenvolvimento de produtos, medicamentos e materiais com propriedades específicas. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá! Ponto de Partida Caro estudante, você já estudou que os átomos são unidos através de ligações químicas para formar as substâncias, com base no que você aprendeu sobre as ligações primárias. Você conheceu as características das substâncias formadas por ligações como o elevado ponto de ebulição e de fusão, sólidos à temperatura ambiente e solúveis em água; por ligações covalentes, que possuem pontos de ebulição e fusão inferiores às substâncias e não conduzem eletricidade. Você viu também as características das substâncias metálicas, como a de serem insolúveis na forma metálica, bons condutores de eletricidade, dúcteis e maleáveis. Continuando seu estudo sobre ligações químicas, você aprenderá, nesta aula, as ligações secundárias e a polaridade das ligações químicas. As ligações secundárias promovem a união das moléculas de uma substância e são diferentes conforme os elementos químicos envolvidos e a polaridade das ligações químicas. Você conhecerá também as principais ligações secundárias, que são as ligações de hidrogênio, conhecidas também como pontes de hidrogênio, e as forças de Van der Waals (ou ligações de Van der Waals), bem como a polaridade das ligações químicas. Para aplicar esses conteúdos, você deverá sobre a molécula da amônia ( NH3 Vamos Começar! Segundo Russel (2008), a polaridade de uma ligação, isto o grau com que o par é compartilhado, depende da diferença entre as eletronegatividades dos átomos ligados: quanto maior é a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação. Esse fato se deve ao compartilhamento desigual dos elétrons entre dois átomos, levando a uma separação parcial da carga positiva e negativa. A polaridade pode ser utilizada para descrever o comportamento das moléculas que exibem uma separação parcial de cargas e pode ser medida por meio do seu comportamento em um campo elétrico. A essa medida dá-se o nome de momento dipolar. Quando a diferença de eletronegatividade de dois átomos ligados é muito grande, a ligação é mais bem descrita como Em uma ligação covalente, por sua vez, os elétrons podem ser compartilhados igualmente, ou não, dependendo da eletronegatividade dos átomos envolvidos. Quando os elétrons são compartilhados igualmente, essa ligação recebe o nome de ligação covalente apolar; para que isso ocorra, a diferença de eletronegatividade entre os átomos precisa ser zero. Portanto, essa ligação ocorre com mais frequência entre átomos iguais, por exemplo, os átomos envolvidos nas ligações covalentes que formam as moléculas de oxigênio, nitrogênio e cloro. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera A ligação covalente polar ocorre entre átomos que possuem diferença de eletronegatividade diferente de zero. Um exemplo de ligação covalente polar é a molécula de água, conforme apresentado na Figura 1, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, ou seja, o oxigênio possui maior atração pelos elétrons do hidrogênio. Assim, uma parte da molécula se torna ligeiramente negativa em carga quando comparada a outra parte. Essas regiões de carga positiva e negativa são chamadas de polos elétricos. A letra grega delta ( ) é usada para representar a negatividade parcial. Quanto maior for a diferença em eletronegatividade entre os átomos de uma ligação, mais polar será a ligação. Uma molécula covalente polar é, porém, neutra como um todo, independentemente de quanto a carga é desigualmente distribuída dentro dela. E esse fato pode fazer com que essa molécula se torne apolar. Portanto, nem toda molécula que apresenta ligações covalente é polar, uma vez que uma compensação de cargas pode fazer com que essa molécula seja apolar. 0.96A to Figura 1 Ligação covalente polar de uma molécula de Fonte: Wikimedia Commons As moléculas diatômicas formadas por diferentes elementos são polares, fato esse que ocorre em razão de os elétrons não estarem igualmente compartilhados pelos dois átomos. Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polar será a molécula, como ocorre, por exemplo, nas moléculas de monóxido de carbono CO CO As moléculas triatômicas lineares, por sua vez, serão apolares se os dois átomos ligados ao átomo central forem iguais, por exemplo, o dióxido de carbono que possui ligações polares entre o oxigênio e o carbono, mas, como as densidades eletrônicas são deslocadas em sentidos opostos, os dois se anulam, e a molécula se torna apolar. Se os dois átomos ligados ao central forem diferentes, a molécula triatômicas será polar, como ocorre, por exemplo, no ácido cianídrico HCN CO2 HCN As moléculas que constituem substâncias covalentes (ou moleculares), em estado sólido ou líquido, são unidas por interações chamadas de ligações secundárias ou forças intermoleculares Destas, as mais importantes são chamadas de ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio e forças de van der Waals. Assim, as moléculas de uma substância covalente em estado líquido devem vencer as forças de atração intermoleculares para separar-se e evaporar, causando influência diretamente nos pontos de fusão e ebulição e, na solubilidade da substância. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera tipo de interação presente na molécula dependerá diretamente da sua polaridade, ou seja, moléculas polares se atraem com mais intensidade, formando mais fortes, e moléculas apolares se atraem com uma intensidade menor, formando interações mais fracas. As ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio ocorrem quando o hidrogênio interage com elementos muito eletronegativos, por exemplo, o flúor, o oxigênio e o nitrogênio, formando ligações extremamente polares. Assim, o hidrogênio forma uma ponte entre os átomos de alta eletronegatividade de moléculas vizinhas, como mostra a Figura 2, em que a linha pontilhada representa uma ponte de hidrogênio entre duas moléculas de água. Essas substâncias possuem pontos de fusão e de ebulição extremamente elevados se comparadas com as substâncias de massas molares semelhantes. As ligações de hidrogênio são mais fracas do que as ligações e covalentes, porém são o tipo mais forte de interação entre moléculas (forças intermoleculares). H H Figura 2 Ligação de hidrogênio (ponte de hidrogênio) entre de água. Fonte: Wikimedia Commons Segundo Maia e Bianchi (2007), a ligação de hidrogênio é responsável pelas características de muitos compostos que também apresentam esse tipo de interação intermolecular, tal como a de serem solúveis em água. Por exemplo, o etanol é solúvel em água em qualquer proporção, ao passo que o cloreto de etila, que possui quase o mesmo momento dipolar, é praticamente insolúvel. Siga em Frente... A explicação para esse fato experimental é que as moléculas de etanol podem formar ligações de hidrogênio com as moléculas de água, mas o cloreto de etila não pode. E quando as moléculas de uma substância não formam ligações de hidrogênio entre si? Como ficarão unidas? A interação que manterá essas moléculas unidas é chamada de forças de Van der Waals (ou ligações de Van der Waals), que são interações mais fracas do que as ligações de hidrogênio. Para compostos covalentes, existem dois tipos de forças que são mais importantes: dipolo-dipolo e dispersão de London (dipolo induzido dipolo induzido). As atrações elétricas dipolo-dipolo ocorrem em substâncias formadas por moléculas polares neutras que não possuem hidrogênio ligado ao elemento mais eletronegativo ( F, e N ) e, portanto, não realizam a ligação de hidrogênio. A Figura 32 exemplifica a ligação dipolo-dipolo nas moléculas do ácido clorídrico HCl Essas substâncias apresentam pontos de fusão e ebulição menores do que as substâncias que possuem ligações de hidrogênio, porém maiores</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera do que as substâncias que possuem a dispersão de London. Essas ligações, portanto, necessitam de menor quantidade de energia para serem quebradas do que as ligações de hidrogênio e de mais energia quando comparadas com a dispersão de London. HCl 8- H Figura 3 Interações dipolo-dipolo para o ácido bromídrico ( ).Fonte: Wikimedia Commons. A dispersão de London, ou dipolo induzido, é o único tipo de força intermolecular aplicada em moléculas apolares. É uma força muito fraca, razão pela qual as moléculas apolares de baixas massas moleculares são gasosas à temperatura ambiente. As substâncias que apresentam esse tipo de interação possuem baixos pontos de fusão e ebulição e necessitam de pouca energia para que a ligação se quebre. Vale ressaltar que a dispersão de London está presente em moléculas polares e apolares. No entanto, em moléculas polares, as interações relacionadas às ligações de hidrogênio ou dipolo-dipolo são tão mais intensas que a dispersão de London pode ser negligenciada. A Figura 4 apresenta a dispersão de London. 8+ Figura 4 Dispersão de Fonte: Wikimedia Vamos Exercitar? Estudante, após compreender as características das ligações secundárias, torna-se crucial compreender seu papel na estabilidade e nas propriedades de moléculas e estruturas biológicas. Essas interações desempenham um papel vital em uma variedade de processos biológicos, incluindo a conformação de proteínas, o reconhecimento molecular, a formação de estruturas secundárias de DNA e RNA, e até mesmo a organização de membranas celulares. Além disso, essas forças são importantes na área de materiais, influenciando propriedades, como viscosidade, ponto de fusão e condutividade térmica, e são exploradas na concepção e no desenvolvimento de novos materiais, como polímeros, cristais líquidos e materiais biomiméticos. Compreender as ligações químicas secundárias é essencial para avançar no entendimento da química e da biologia, bem como para inovar em áreas que vão desde a medicina até a nanotecnologia. Pensando sobre a molécula de amônia ( NH3 ), temos que ela é formada pela reação química: N2 + NH3 NH3 N2 + NH3 Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera o hidrogênio possui uma eletronegatividade de 2,2, e o nitrogênio, de 3,04. Assim sendo, é uma molécula polar, pois o seu momento dipolar é diferente de zero, sendo formada, portanto, por uma ligação covalente polar. Conforme é observado na Figura 5, os átomos de hidrogênio estão diretamente ligados ao átomo de nitrogênio, indicando que suas moléculas são unidas por ligações de hidrogênio. H Figura 5 Molecula de Wikimedia Commons Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre as ligações químicas secundárias, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 11, Forças intermoleculares, líquidos e sólidos, do livro Química. Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre ligação de hidrogênio, faça a leitura do artigo estado da arte da ligação de hidrogênio, Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre a polaridade de substâncias por meio da leitura do texto Ligações uma abordagem centrada no cotidiano. Referências ATKINS, P.; L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009. FÁBREGA, M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações 9. ed. São Paulo: Cengage Learning 2010. MAIA, J. D.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2007. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008. Aula 3 FUNÇÕES INORGÂNICAS - ÁCIDOS E BASES Funções inorgânicas - ácidos e bases Este conteúdo é um vídeo! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá os conceitos dos ácidos e bases de Arrhenius, assim como o sistema de nomenclatura desses compostos e as propriedades e características. Esse conteúdo é importante para sua prática profissional, pois é fundamental na compreensão da química ácido-base. Esses conceitos são aplicáveis em diversas áreas, como na indústria química, farmacêutica e ambiental, influenciando processos de síntese, formulação de medicamentos e tratamento de efluentes. Pronto para embarcar nessa jornada de descobertas? Vamos lá! Ponto de Partida Estudante, você já conheceu as ligações químicas primárias covalentes e metálicas) e secundárias (ligações de hidrogênio e Van der Waals) e estudou onde e como elas ocorrem. Além disso, você aprendeu que as substâncias apresentam características impostas por essas ligações, e observou que algumas delas são mais fortes que as outras, necessitando de uma maior quantidade de energia para serem rompidas, fato esse que tem implicações diretas nas propriedades físicas dessas substâncias. A partir de agora você dará início ao estudo das funções inorgânicas, aprendendo sobre os ácidos e as bases. Para isso, você verá como são formadas essas substâncias e a maneira como se deve nomeá-las, diferenciando-as umas das outras. Estudará, primeiramente, os ácidos, que são substâncias que se ionizam em contato com a água, liberando íons H+ Você verá, nesse contexto, que os ácidos podem ser fracos, moderados e fortes, e que existem diversas regras para que possamos nomeá-los. Conhecerá também as que são substâncias que liberam o íon OH (hidroxila) em contato com água. As bases também podem ser classificadas em fracas, moderadas e fortes, e possuem regras para serem nomeadas. H+ OH Sobre o exposto, você deverá refletir sobre o solo, o qual pode apresentar características ácidas que podem prejudicar a safra, trazendo resultados ruins para o agricultor. Uma análise do solo pode ser realizada em laboratório para verificar o pH porém é um procedimento oneroso. pH Assim sendo, a observação das flores de hortênsia vem sendo empregada e, apesar de não ser tão rigorosa, vem apresentando bons resultados a respeito da acidez e/ou basicidade dos solos, pois essas flores apresentam coloração variável em decorrência do pH pH 6,5 pH 7,5 Vamos Começar! Caro estudante, em 1884, o químico sueco Svante Arrhenius propôs que os ácidos e as bases se dissociam na água, formando íons. Segundo Kotz et al. (2010), essa teoria antecedeu qualquer conhecimento a respeito da composição e da estrutura dos átomos, não tendo sido bem aceita inicialmente. Os ácidos foram reconhecidos como substâncias que têm gosto azedo, característica esta que deu origem ao seu nome de origem latina acidus, que significava "azedo". Além do sabor azedo, eles possuem outras características, como condutividade elétrica em solução aquosa (em água), mudança de con de certas substâncias e reação com as bases, formando sal e água. As bases ou álcalis são compostos adstringentes. Seu nome possui origem do árabe, al-kali, e significa "cinzas de uma planta"; assim como os ácidos, também são condutores de eletricidade. A definição de Arrhenius para ácidos e bases centraliza-se na formação de íons H+ Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera e OH em soluções aquosas. Ele definiu os ácidos como toda substância que, quando ioniza em água, libera o cátion hidrogênio H+ aumentando a sua concentração na solução aquosa, como mostra a seguinte reação: H+ H+ H2O E definiu as bases como substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila, OH na solução. OH H2O Arrhenius ainda, que a força do ácido estava relacionada com a extensão na qual o ácido ionizava. Alguns ácidos, como o ácido clorídrico - e o ácido nítrico - HNO3 - ionizam completamente na água, pois eles são eletrólitos fortes, os quais, agora, serão por nós chamados de ácidos fortes. Outros ácidos ionizam apenas uma fração para produzir íons e são chamados de eletrólitos fracos, ou seja, ácidos fracos. Os ácidos podem ser classificados em relação à sua volatilidade, à sua estabilidade, ao seu grau de oxigenação, ao seu grau de hidratação, ao seu grau de ionização e ao número de hidrogênios ionizáveis. o grau de ionização ( a ) é a razão entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. É com base no grau de ionização que podemos classificar o ácido em fraco, moderado e forte, como mostra o Quadro 1. HNO3 a Número de ionizadas a Número total de dissolvidas Número de ionizadas a Número total de Classificação Grau de ionização (a) Ácidos fortes a>50% Ácidos moderados 5% Ácidos fracos a</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera HA(ag) + + o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio são eletrólitos fortes em água. As reações entre ácidos fortes e bases fortes são chamadas de reações de neutralização, porque, depois de concluídas, a solução não é ácida nem básica se exatamente as mesmas quantidades de matéria do ácido e da base são misturadas. Os outros íons permanecem inalterados. Se a água é evaporada, no entanto, o cátion e o ânion formam um sal sólido. Se você misturar NaOH e pode obter NaCl NaOH NaCl Se ácido acético e hidróxido de sódio são misturados, a seguinte reação ocorre: CH3CO2H(ag) + NaOH(aq) + NaOH(aq) Como o ácido acético é um ácido fraco e se ioniza em uma pequena extensão, as espécies moleculares são a forma predominante nas soluções aquosas. A acidez e a basicidade (ou alcalinidade) de uma solução aquosa dependem da quantidade de íons H+ e presentes na solução. A água pura contém H2O molecular e quantidades pequenas, porém iguais, de íons H+ e Quando um ácido ou uma base são adicionados na água, eles produzem íons H+ ou Quanto mais forte for um ácido em uma dada concentração, maior será a quantidade de íons H+ na solução; o mesmo se aplica a uma base em relação aos íons em solução. Para expressarmos concentração dos íons H3O+ de uma solução, utilizamos a medida do potencial ( pH ). H+ H2O H+ H+ OH1 H+ Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera pH A escala usual de pH vai de 0 a 14. o ponto médio da escala, pH 7, representa o pH de uma solução neutra, por exemplo: água pura, que não é ácida nem básica porque as concentrações de íons H3O+ e OH são iguais. Uma solução ácida tem uma concentração de íons maior do que uma solução neutra e apresenta pH menor do que 7, da mesma forma uma solução básica possui concentração de íons H3O+ menor do que uma solução neutra e apresenta pH maior do que 7. pH pH pH H3O+ OH H3O+ pH H3O+ pH Siga em Frente... Dentro desse contexto, destacam-se os ácidos polipróticos, cujas moléculas são capazes de doar mais que um íon H+ pois se ionizam em várias etapas, fornecendo um íon H+ por vez, por exemplo, o ácido sulfúrico ( ), que ioniza em duas etapas, liberando dois íons H+ H+ H+ H+ Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Na primeira etapa, um próton é transferido à água, produzindo um íon hidrônio e o íon hidrogenossulfato, HSO Na segunda etapa, que ocorre em menor extensão, o íon hidrossulfato doa seu próton remanescente à água, formando um segundo íon hidrônio e o íon sulfato. Os ácidos podem ser classificados quanto à presença de oxigênio na fórmula. Assim, os hidrácidos são ácidos que não contêm oxigênio, por exemplo: HF HI e HCN Já os oxiácidos são ácidos que contêm oxigênio, por exemplo: HNO3 H2SO4 H2CO3 e HF HBr HI HS HCN HNO3 H2SO4 HClO4 No caso dos hidrácidos, a nomenclatura é constituída de forma bem simples. Quando o nome do ânion termina em "-eto", o nome do ácido é formado pela junção do sufixo "-ídrico" à raiz do ânion, da seguinte forma: ácido + raiz do ânion + sufixo ídrico. Existe também uma tendência de nomean os hidrácidos usando a seguinte nomenclatura: nome do ânion de hidrogênio. Para os oxiácidos, os nomes dos ânions que contêm oxigênio terminam, geralmente, em "-ato" ou "-ito". Para os íons que possuem os nomes que terminam com "-ato", o nome será composto por: ácido + raiz do ânion + sufixo -ico. A todos os oxiácidos que possuem o término do seu nome em "-ico", dá-se o nome de ácido padrão. Eles são utilizados para nomear os demais oxiácidos, conforme o grau de hidratação, ou seja, se diminuirmos um oxigênio de um ácido padrão, o sufixo "-ico" será trocado pelo sufixo "-oso". Se dois oxigênios forem subtraídos desse ácido, será adicionado o prefixo "hipo-", e o sufixo "-ico" será trocado pelo sufixo "-oso". E se o número de oxigênio for incrementado em um, o prefixo "per" será adicionado. As bases podem ser classificadas com base no número de hidroxilas ( OH ), solubilidade e grau de dissociação. A classificação por meio do número de hidroxilas ocorre da seguinte forma: Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Monobases: 1 ; exemplos: NaOH KOH OH- NaOH LiOH KOH exemplos: Ca(OH)2 Mg(OH), Ca(OH), Tribases: 3 ; exemplos: Al(OH)3 Fe(OH)3 4 ; exemplo: Pb(OH)4 Considerando a solubilidade das bases, podemos classificá-las em solúveis, pouco solúveis e insolúveis. As bases formadas por metais alcalinos são solúveis - - LiOH (hidróxido de lítio); as formadas por metais alcalinos terrosos são pouco solúveis - Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio); as formadas por outros metais são praticamente insolúveis - Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera (hidróxido de ferro). Vale destacar que essa regra é aplicada à classificação em relação à solubilidade em água. LiOH A nomenclatura das bases é dada pela união da palavra hidróxido + o nome do por exemplo: Ca(OH), Ca2+ Fe2+ Fe(OH), Vamos Exercitar? Estudante, após conhecer e compreender as características dos ácidos e das bases, suas propriedades e características, assim como os sistemas relacionados à sua nomenclatura, é hora de aplicar esse conteúdo. Ácidos e bases desempenham papéis fundamentais na química e na vida cotidiana. influenciando processos industriais, ambientais e Deste temos que diversos ácidos são encontrados no solo, e alguns se destacam, como os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico, e sua nomenclatura é apresentada no Quadro 2. Bloco 1 Nomes (on Ácido Raiz do ânion Oxalato Ácido Oxal Formiato COOH Ácido Form Fumarato Ácido Fumar Malato C4H4O2 Ácido Málico Bloco 2 Nomes Fórmula -ico Ácido oxálico H2C2O4 -ico Ácido fórmico HCOOH -ico Ácido fumárico -ico Ácido málico H2C4H4O Quadro 2 Os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico e sua nomenclatura. Fonte: Fábrega (2016). Outros ácidos podem ser encontrados no solo, porém em quantidades menores, como os ácidos acético, aconítico, gálico, vanílico, benzoico, fumárico e chiquímico. As bases mais encontradas no solo são os hidróxidos de amônio e cálcio, e podem ser nomeadas conforme apresentado no Quadro 3. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Bloco 1 Hidróxido De Nome do cátion Cátion Hidróxido De Amônio Hidróxido De Cálcio Ca2+ Bloco 2 Resultado Fórmula Hidróxido de amônio NH4OH Hidróxido de cálcio Quadro 3 Os hidróxidos de amônio e cálcio. Fonte: Fábrega (2016). Você pode precisar de informações adicionais para resolver esse problema. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre os ácidos e as bases, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 12, Ácidos e bases, do livro Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a força de ácidos e bases, faça a leitura do artigo Sobre a forca de ácidos e bases: algumas considerações. Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre os conceitos de ácidos e bases por meio da leitura do artigo Discutindo o contexto das definições de ácido e base. Referências R.; GOLDSBY, K. A. Porto Alegre: Grupo A, 2013. FÁBREGA, M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A. 2016. KOTZ, J. et al. Química geral e reações 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. Aula 4 FUNÇÕES INORGÂNICAS SAIS E ÓXIDOS Funções inorgânicas - sais e óxidos Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as definições de sais e óxidos, assim como suas propriedades, características e regras de nomenclatura. Esse conteúdo é importante para sua prática profissional, pois esses compostos influenciam processos industriais, agrícolas e farmacêuticos. Suas propriedades, como solubilidade, condutividade e reatividade, são cruciais para diversas aplicações, e a nomenclatura sistemática e as características físicas ajudam na identificação e no uso adequado desses compostos. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá! Ponto de Partida Estudante, até o momento, você estudou as ligações químicas primárias covalentes e metálicas), que são as ligações responsáveis por unir os elementos químicos, formando as e as ligações secundárias (ligações de hidrogênio e Van der Waals), que possuem a função de unir as Além disso, você estudou as características dessas ligações, bem como as das substâncias formadas por elas. Na Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera sequência, você iniciou o estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo não só os ácidos e as bases mas também suas diferenças, características, reações químicas e as regras de nomenclatura Agora, continuaremos o nosso estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo os sais e os óxidos. Você estudará, primeiramente, os sais e perceberá o quão presentes eles estão no nosso dia a dia. Aprenderá, então, como eles são formados, suas características, sua classificação e a regra para compor a sua nomenclatura. Em seguida, estudará os óxidos e suas características, sua classificação e as regras de nomenclatura, completando os nossos estudos sobre as funções inorgânicas. Reflita: a corrosão pode ser definida como um processo de deterioração dos metais, representada popularmente pela maresia e pelo azinhavre. A maresia é caracterizada pela formação acelerada de ferrugem nos objetos compostos por ferro, e o azinhavre é uma camada de con esverdeada formada nos objetos compostos por cobre ou latão. o que esses dois processos têm em comum além de serem corrosivos? Eles são acentuados nas regiões litorâneas, em razão da alta concentração de íons cloreto presentes na água do mar e na umidade do dessas regiões. Um exemplo clássico da formação de azinhavre é a Estátua da Liberdade, já que, tendo sido construída com a utilização de placas de cobre sobre uma estrutura de ferro e tendo sido colocada em uma região litorânea, foi sendo recoberta de azinhavre com o passar do tempo, razão pela qual possui con esverdeada. Nesse contexto, você deve descobrir quais são os sais presentes no azinhavre e os óxidos presentes na composição da ferrugem, bem como suas fórmulas químicas. Você poderá também apresentar medidas paliativas para minimizar da corrosão. Bons estudos! Vamos Começar! Caro estudante, quando um ácido e uma base reagem, geralmente, formam outro produto além da água. Esse produto é chamado de sal, um composto que contém um cátion diferente do íon H+ e um ânion diferente do íon OH o sal pode ser produzido por uma reação de neutralização, que consiste em um cátion pertencente à base e de um ânion pertencente ao ácido, por exemplo, no sal cloreto de sódio, em que o Na+ vem da NaOH ânion, Cl vem do ácido, quando a solução final for evaporada, o sal, cloreto de sódio, permanecerá. A equação a seguir representa essa reação: H+ OH Na+ NaOH Cl + NaOH (aq) HCl (g) + NaOH (aq) Os sais são derivados dos ácidos e das bases. Nesse sentido, Arrhenius os definiu como substâncias que, quando adicionadas à água, liberam um cátion diferente do hidrogênio ( H+ ) e um ânion diferente da hidroxila ( OH ), por exemplo, nas equações para o cloreto de sódio e para o nitrato de potássio: H+ OH + Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera H2O KNO3(s) + Os sais são substâncias bastante utilizadas em nosso cotidiano, tal como o cloreto de sódio ( NaCl ) e o bicarbonato de sódio ( ), que são caracterizados pela con branca, porém outros sais bastante utilizados apresentam outras cores, como o sulfato cúprico ( CuSO4 ), que apresenta coloração azul e é utilizado no tratamento da água de piscinas, e o dicromato de potássio ( K2Cr2O7 ), que possui coloração vermelho-alaranjada e é utilizado no teste de NaCl CuSO4 K2Cr2O7 Os sais são compostos e se encontram em estado sólidos nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), possuem sabor salgado e são bons condutores de eletricidade. Alguns sais apresentam características que os permitem cristalizar em contato com a água, formando os compostos denominados de sais hidratados, por exemplo: CaSO4 2H2O (sulfato de cálcio di-hidratado) e CoCl2 (cloreto de cobalto hexa-hidratado). Existem sais com características higroscópicas, ou seja, que absorvem até a umidade do ar, como é o caso do SiO2 nH2O (sílica gel). CaSO4 2H2O CoCl2 SiO2 nH2O Os sais podem ser classificados de acordo com sua natureza química em: neutros, ácidos, básicos e mistos. Os sais neutros são obtidos pela reação de neutralização total, ou seja, não possuem íons H+ e em sua composição, por exemplo: NaCl (cloreto de sódio), (sulfato de sódio) e NH4CN (cianeto de amônia). Os sais ácidos são obtidos por meio da reação de neutralização parcial, todavia é necessário que a quantidade de ácido seja superior à de base. Em razão disso, apresentam dois sendo um metal e o outro o íon hidrogênio ( H+ ). São exemplos de sais ácidos: (bicarbonato de sódio) e NaHSO4 (bissulfato de H+ OH- NaCl Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera H+ NaHSO4 Os sais básicos são obtidos a partir da reação de neutralização parcial, porém, ao contrário dos sais ácidos, a quantidade de ácido precisa ser inferior à da base, razão pela qual apresentam dois ânions sendo um ametal e o outro o íon hidroxila por exemplo, os sais (hidroxicloreto de alumínio) e (hidroxicloreto de cálcio). OH Al(OH)Cl2 Os sais duplos ou mistos não apresentam íons hidrogênio e/ou hidroxila em sua composição, mas são formados por dois cátions diferentes de H+ ou por dois ânions que sejam diferentes de H+ OH A nomenclatura dos sais é composta de maneira bem simples, de acordo com a seguinte regra: nome do ânion + de + nome do cátion. Quadro 1 apresenta alguns exemplos. Bloco 1 Ânion De Cátion Nome Sulfato (SO2) de Sódio (Na+) Sulfato de sódio Fosfato de Potássio (K+) Fosfato de potássio Acetato de Magnésio Acetato de magnésio Cloreto de Cálcio Cloreto de cálcio Nitrato de Alumínio Nitrato de alumínio Bloco 2 Fórmula K3PO4 Mg(C2H3O2)2 CaCl2 Quadro 1 Nomenclatura dos sais.Fonte: Fábrega (2016). Exemplificando Dê os nomes dos seguintes sais e classifique-os: Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera a) Na3PO4 fosfato de sódio; sal neutro. Na3PO4 b) NaLiSO4 : sulfato de sódio e lítio; sal misto. NaLiSO4 c) CaSO4.2H2O sulfato de cálcio di-hidratado: sal hidratado. CaSO4.2H2O d) : bicarbonato de sódio, sal ácido. Os sais, ainda, podem ser classificados conforme a sua solubilidade. Os sais solúveis são aqueles que se dissociam em água, sendo bons condutores de eletricidade, como os cloretos de sódio e potássio, e são classificados como insolúveis aqueles que apresentam baixa solubilidade em água, sendo assim maus condutores de eletricidade, como o cloreto e o iodeto de prata. Encerrando os estudos sobre as funções inorgânicas, você conhecerá os óxidos, que são todas as substâncias formadas por oxigênio e outros elementos químicos com menor eletronegatividade do que ele. Graças à elevada afinidade eletrônica do oxigênio, os óxidos podem ser formados por metais, tendo, assim, um caráter mais ou por não metais, possuindo um caráter mais covalente. Os óxidos podem ser classificados com base em sua estrutura e em seu comportamento químico. De acordo com a sua estrutura, eles podem ser classificados como normais e peróxidos; quanto ao seu comportamento químico, classificam-se em ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos e peróxidos. Os óxidos ácidos são aqueles que, quando reagem com água, formam um ácido. Alguns desses óxidos podem não reagir diretamente com a água, mas reagem com uma base, formando sal e água e revelando o seu comportamento ácido. São formados, geralmente, por não metais, possuindo caráter covalente, por exemplo: CO2 e CO2 SO3 Óxidos básicos são aqueles que, ao reagirem com a água, produzem uma base ou também são capazes de neutralizar um ácido, formando sal e água. São formados, em sua maioria, por metais e, portanto, possuem caráter por exemplo Na2O CaO e BaO Algumas que não reagem com a água, reagem com ácidos, formando sais, caracterizando o comportamento básico, por exemplo: Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Bi3O3 . Quanto à solubilidade dos óxidos, pode-se afirmar que todos são insolúveis, com a exceção dos óxidos básicos de Ca2+ Sr2+ e Ba2+ Na2O CaO BaO ThO2 Ca2+ Sr2+ Óxidos neutros não reagem com a água nem com os ácidos e as bases. São formados com não metais e possuem caráter covalente, são exemplos deles: CO e NO . Os óxidos anfóteros, por sua vez, reagem tanto com ácidos fortes quanto com bases fortes, por exemplo: ZnO BeO e SnO . Os óxidos duplos ou mistos são formados por dois óxidos de um mesmo elemento, como a magnetita, Fe3O4 CO NO ZnO PbO PbO2 BeO Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera SnO Fe3O4 Por fim, temos os peróxidos, que são óxidos que possuem dois átomos de oxigênio ligados diretamente (-0-0-) e possuem a propriedade de serem agentes oxidantes fortes. o exemplo mais clássico de um peróxido é o peróxido de hidrogênio, conhecido popularmente como água oxigenada. Outros exemplos de peróxidos são: e CaO, H2O2 K2O2 K2O2 CaO, A nomenclatura dos óxidos é dada pela seguinte regra: prefixo que indica o número de átomos de oxigênio + óxido de + prefixo que indica o número de átomos do outro elemento + nome do elemento menos eletronegativo, considerando que, quando há somente um elemento menos eletronegativo, pode-se desprezar o prefixo. Os prefixos podem ser: (1) mono-; (2) di-; (3) tri-; (4) tetra-; (5) penta-; (6) hexa-; (7) e assim por diante. o Quadro 2 apresenta alguns exemplos do uso dessa nomenclatura. Bloco 1 Prefixo no de átomos de Óxido de Prefixo no de átomos do outro Nome do elemento menos oxigênio elemento eletronegativo Mono óxido de mono carbono Di óxido de mono enxofre Tri óxido de di Cromo Pent óxido de di Nitrogênio Bloco 2 Nome Fórmula Monóxido de carbono CO Dióxido de enxofre Trióxido de dicromo Cr2O3 Pentóxido de dinitrogênio Quadro 2 Nomenclatura dos óxidos. Fonte: Fábrega (2016). Siga em Frente... Os óxidos podem ser formados por elementos químicos que possuam diferentes valências e, neste caso, a nomenclatura dos óxidos seguirá uma nova regra, segundo a qual os prefixos serão desprezados e serão acrescentados prefixos conforme a valência do elemento, ou seja, para o elemento de menor valência será acrescentado o sufixo -oso; para o de maior valência, o sufixo -ico, como mostra o Quadro 3. Óxido de + nome elementos menos Óxido de + Nome elemento menos Cátion Fórmula eletronegativo + valência eletronegativo + sufixo Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Fe2+ Óxido de ferro Óxido ferroso FeO Óxido de ferro III Óxido férrico Fe2O3 Cu+ Óxido de cobre Óxido cuproso Cu2O Cu2+ Óxido de cobre Óxido cúprico CuO Quadro 3 Nomenclatura dos óxidos conforme a valência. Fonte: Fábrega (2016). Exemplificando Dê os nomes dos seguintes óxidos e classifique-os: a) trióxido de dialumínio; óxido anfótero. b) óxido de bário; óxido básico. c) pentóxido de difósforo; óxido ácido. d) tetróxido de trichumbo; óxido misto. Vamos Exercitar? Estudante, nesta aula, você trabalhou com os sais e óxidos, observando suas propriedades, características e nomenclatura. Os sais desempenham papéis cruciais em diversas áreas, desde a agricultura até a indústria e a medicina. Eles são fundamentais na produção de fertilizantes, na regulação do pH do solo e na fabricação de produtos químicos. Já os óxidos são empregados em processos de produção de materiais, na síntese de compostos orgânicos e na purificação de água. Sua aplicabilidade abrange desde a fabricação de vidros e cerâmicas até a produção de medicamentos e catalisadores, destacando sua importância na vida cotidiana e na prática pH Pensando no exposto, nosso estudo se voltou para a compreensão de processos de corrosão. Deste modo, temos que o azinhavre é composto por uma mistura tóxica de hidróxido de cobre I, hidróxido de cobre II, carbonato de cobre e carbonato de cobre II, portanto uma mistura de bases e sais, sendo os sais o carbonato de cobre e o carbonato de cobre os quais possuem as seguintes fórmulas químicas: Carbonato de cobre ou carbonato cuproso: Carbonato de cobre ou carbonato cúprico: Já a ferrugem tem uma composição química complexa, porém, basicamente, é constituída por óxido-hidróxido de ferro. óxido de ferro e óxido de ferro III, os quais apresentam as seguintes fórmulas químicas: de Ferro: Fe(OH)O Fe(OH)O Óxido de ferro III ou óxido Fe2O3 Fe2O3 Óxido de ferro ou óxido ferroso: FeO Como medidas paliativas para a ferrugem, é aconselhável que, quando possível, se mantenham as peças de ferro longe do mar; caso não seja possível, mantê-las cobertas e em local refrigerado. Já para prevenir o azinhavre, é recomendado cobrir as peças de cobre com resina para que não em contato direto com a atmosfera da região litorânea, embora essa seja uma medida preventiva, que não torna, portanto, a peça inume ao azinhavre. Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor os sais e os óxidos. Continue estudando! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Saiba mais Para saber mais sobre as propriedades e características dos sais e dos óxidos, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 4, Funções inorgânicas: SPIER, Fundamentos de Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a solubilidade de sais inorgânicos em diferentes faça a leitura do texto Estudo da solubilidade de sais em misturas solventes. Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicabilidade dos óxidos por meio da leitura do artigo Óxidos de ferro e suas aplicações em processos catalíticos: uma revisão. Referências CHANG, GOLDSBY, A. Porto Alegre: Grupo A 2013. FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. Aula 5 Encerramento da Unidade Videoaula de Encerramento Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula você reverá os pontos importantes sobre as ligações químicas primárias e secundárias, assim como as definições de ácidos, bases, sais e óxidos. Esse conteúdo é importante para a prática profissional, pois as ligações primárias e secundárias são essenciais para entender e aplicar conceitos em diversas áreas profissionais, influenciando propriedades de substâncias e Ácidos, bases, sais e óxidos desempenham papéis fundamentais em processos industriais e reações químicas, impactando campos, como química, engenharia, medicina e ciência dos materiais. Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá! Ponto de Chegada Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é compreender as ligações químicas primárias e secundárias e conhecer e identificar as funções inorgânicas de ácidos, bases, sais e óxidos, você deverá conhecer, primeiramente, a regra do octeto, a qual afirma que os átomos tendem a ganhar, ou compartilhar elétrons para adquirir uma configuração eletrônica estável. Deste modo, as ligações químicas se estabelecem entre elementos químicos para formar substâncias e Dentro desse contexto, você trabalhará com a ligação que se estabelece pela doação e pelo recebimento de elétrons. Já a ligação covalente ocorre em função do compartilhamento de pares de elétrons entre dois átomos, originando uma molécula. Nas ligações secundárias, você deve compreender o comportamento de moléculas quando são unidas umas às outras. Essas ligações que se estabelecem entre moléculas são responsáveis pelo estado físico da substância, assim como as energias envolvidas nos processos de mudança de estado físico. Já as funções inorgânicas são essenciais na compreensão e aplicação dos princípios fundamentais da química em diversos campos, desde a indústria até a medicina e a pesquisa científica. Compostas por ácidos, bases, sais e óxidos, essas funções desempenham papéis cruciais em reações químicas, processos industriais, controle de pH em sistemas biológicos, síntese de novos materiais e desenvolvimento de tecnologias avançadas. Deste modo, você compreenderá as definições de ácidos e bases de acordo com Arrhenius, além de verificar suas propriedades e características, como a força, a classificação e a nomenclatura. Seu estudo se estenderá aos sais e óxidos, em que você estudará suas definições, propriedades, características e nomenclatura. Explorar ligações químicas e funções inorgânicas é desvendar os segredos fundamentais da matéria, abrindo portas para inovações e aplicações em diversos campos. Que sua jornada de estudo seja guiada pela curiosidade, pois cada descoberta nos aproxima de um futuro repleto de possibilidades transformadoras! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera É Hora de Praticar! Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. o cloreto de sódio, popularmente chamado de sal de cozinha, pode ser extraído pela exploração de jazidas minerais, ou mediante evaporação e cristalização da água do mar. Em países tropicais, o cloreto de sódio é extraído da água do mar, porém esse processo é realizado somente por 10% dos produtores mundiais. No Brasil, 95% da produção está localizada no estado do Rio Grande do Norte. Você sabia que muitas substâncias que são utilizadas no nosso dia a dia têm como matéria-prima principal o cloreto de sódio (NaCl)? Exemplos dessas substâncias são: bicarbonato de sódio, hipoclorito de sódio. sódio metálico, carbonato de sódio, hidróxido de sódio, cloro, ácido clorídrico, entre outras. Mas, qual tipo de ligação química essas substâncias possuem? À qual função química pertencem? Você deverá identificar as ligações químicas que formam essas substâncias e classificá-las conforme a sua função química. Deste modo, você precisa solucionar os seguintes questionamentos: 1. No nosso cotidiano, utilizamos diversas substâncias químicas sem nos darmos conta de como foram produzidas, tais como o hidróxido de sódio (NaOH), o gás cloro e o sódio metálico, que são três das substâncias utilizadas no contexto mencionado. hidróxido de sódio, popularmente conhecido como soda cáustica, é utilizado na fabricação de muitos produtos de limpeza, corantes, papel e borrachas; o gás cloro (Cl2) é um composto gasoso, muito utilizado na fabricação de polpa de papel, solventes, plásticos, pesticidas e produtos de limpeza; o sódio metálico é muito utilizado na fabricação de lâmpadas e células fotoelétricas. Você sabe o que essas três substâncias têm em comum? 2. Continuando nosso estudo sobre as diversas substâncias químicas envolvidas no nosso cotidiano que são utilizadas sem nos darmos conta de que foram produzidas através do cloreto de sódio, o nosso tão usado sal de cozinha, você conhecerá o ácido clorídrico e o bicarbonato de sódio. bicarbonato de sódio, é bastante usado na indústria farmacêutica para produzir medicamentos que neutralizam o suco gástrico (antiácidos), sendo também muito aplicado à indústria alimentícia como fermento químico na fabricação de bolos, biscoitos e refrigerantes, por exemplo. o ácido clorídrico, é largamente empregado na fabricação de produtos de limpeza e tintas, no processo de decapagem do aço e no curtimento do couro, por exemplo. Você já imaginou como as moléculas dessas substâncias se mantêm unidas? Sabe se essas moléculas são polares ou apolares? 3. Com o gás cloro, Cl2 que é produzido pela dissociação do cloreto de sódio, podemos o ácido clorídrico, que é utilizado em diversas aplicações. No entanto, você sabia que o ácido clorídrico não é o único ácido produzido a partir do gás cloro? o ânion cloreto pode unir-se a átomos de oxigênio através de ligações covalentes, dando origem a outros ânions e formando, assim, outros ácidos que contêm cloro, como o ácido clórico, que é bastante utilizado no branqueamento do papel e de tecidos. Um dos principais produtos que possuem o cloreto de sódio como matéria-prima é o carbonato de sódio, conhecido também como barrilha, muito utilizado na fabricação de vidro e na produção de sabões e detergentes, e durante a sua produção são formadas algumas bases como produtos secundários. Você deverá descobrir quais demais ácidos podem ser produzidos a partir do gás cloro e quais são as bases formadas a partir da produção da barrilha. Você nomeará esses ácidos e bases a partir das regras assimiladas em nossos estudos. 4. Para concluir nossa discussão sobre as substâncias que possuem o cloreto de sódio como matéria-prima, lembrando que o cloreto de sódio pode ser extraído da exploração de jazidas minerais ou da evaporação e cristalização da água do mar. A partir do sódio. podem ser produzidos diversos outros sais e óxidos que são continuamente utilizados no nosso cotidiano, por exemplo, o clorato de sódio, que é um agente oxidante largamente utilizado na produção do dióxido de cloro. Este, por sua vez, é usado no branqueamento de polpa de celulose, como herbicida e na produção de outros sais de cloratos, e possui uma produção de, aproximadamente, 441 mil somente nos EUA. Outro exemplo muito importante é o óxido de sódio, que é bastante utilizado na fabricação de vidros e cerâmicas e reage com água, formando o hidróxido de sódio. No seguimento de louças sanitárias, ele é a matéria-prima principal para a fabricação do silicato de sódio, conhecido como vidro líquido, sendo o principal constituinte na fabricação dessas louças. Como é possível classificar, e expor a fórmula química desses principais sais e óxidos produzidos através do cloreto de sódio, tão presentes no nosso cotidiano? Bons estudos! Como é possível determinar o tipo de ligação química primária que se estabelece entre dois ou mais átomos para formar uma nova substância química? No caso de como é possível determinar o estado físico e as energias necessárias para as mudanças de estado físico conhecendo apenas as interações intermoleculares existentes entre as moléculas? Como são definidas as funções inorgânicas e quais são as aplicações que podemos observar ao se trabalhar com ácidos, bases, sais e óxidos? Estudante, o hidróxido de sódio (NaOH), o gás cloro (Cl2) e o sódio metálico (Na) são substâncias compostas presentes no nosso dia a dia e possuem o cloreto de sódio como matéria-prima. Você deve identificar quais são as ligações que unem os seus átomos de cada uma delas. hidróxido de sódio é produzido quando solubilizamos o cloreto de sódio na água em determinadas condições de temperatura e pressão, como mostra a reação química: NaCl + NaOH + 1/2 + 1/2 Cl2 Após a solubilização, o sódio se dissocia do cloro, formando os íons Na+ e e o hidrogênio também se dissocia do oxigênio, formando os íons H+ e o H+ se une ao formando o íon hidroxila. Esses íons possuem elevada eletronegatividade e, como o sódio possui baixa eletronegatividade por ser um metal alcalino, eles se unem por meio de uma ligação como mostra a estrutura de Lewis (Figura 1). Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera + Figura 1 Estrutura de Lewis para o hidróxido de sódio. Fonte: Fábrega (2016). o gás cloro é obtido através da dissociação do cloreto de sódio na água em determinadas condições de temperatura e pressão, como mostra a reação química: NaCl + NaOH + + 1/2 Cl2 Após a solubilização, o sódio se dissocia do cloro, formando os íons e Como os ânions de cloro são altamente eletronegativos, eles tendem a se unir. o cloro é um halogênio pertencente à Família 17, possui sete elétrons em sua camada de valência, sendo, portanto, um não metal que precisa receber um elétron para obedecer à regra do octeto. Consequentemente, a ligação que une os íons cloro são ligações covalentes, como mostra a estrutura de Lewis X CI CI: Figura 2 Estrutura de Lewis para o gás cloro. Fonte: Fábrega (2016). o sódio metálico pode ser produzido através da eletrólise ígnea, conforme a reação: 2 NaCl Na(s) o sódio se dissocia do cloro, formando os íons Na+ e Cl Logo, os íons de cloro reagem entre si, formando o gás cloro (Cl2), e os íons de sódio também reagem entre si, formando o sódio metálico. Como o sódio é um metal alcalino e se une com ele mesmo durante a reação química, essa união é realizada por ligações metálicas. Dando sequência, temos o bicarbonato de e o ácido clorídrico, que são substâncias compostas usadas para compor itens muito utilizados no nosso cotidiano e são dependentes do cloreto de sódio para serem produzidos. Vamos observar a polaridade das ligações químicas e as forças que unem as suas moléculas? o bicarbonato de sódio é formado pela união do íon bicarbonato com o sódio (Na+). íon bicarbonato é composto por elementos químicos que possuem eletronegatividades bastante distintas entre si (hidrogênio = 2,2; 3,44; carbono = 2,55) e, portanto, é formado com ligações covalentes polares, sendo um íon polar. Na composição desse temos um átomo de hidrogênio ligado diretamente a um átomo de oxigênio, logo as moléculas de uma substância formada por esse íon são unidas através de ligações de hidrogênio. íon bicarbonato se une ao sódio, que possui baixa eletronegatividade (0,93), através de uma ligação formando uma molécula polar. Sendo a nossa conclusão é que o bicarbonato de sódio é uma substância polar e suas moléculas são unidas através de pontes de hidrogênio. o ácido clorídrico é composto por um átomo de hidrogênio e um de cloro, e esses elementos possuem eletronegatividades distintas, como já observado, assim a substância possui característica o átomo de hidrogênio é ligado diretamente ao cloro, portanto suas moléculas são unidas por uma força de Van der Waals e, como é uma substância polar, a união ocorre pela ligação dipolo-dipolo. Continuando nosso estudo, temos o ácido clórico e o carbonato de sódio que são substâncias bastante utilizadas para fabrican itens do nosso cotidiano e dependem do cloreto de sódio para serem produzidos. Você observará, agora, quais são os demais ácidos existentes a partir do ácido clorídrico e como nomear esses ácidos e as bases produzidas através do carbonato de sódio. ácido clorídrico pode ser classificado como um hidrácido e é um ácido forte, pois possui um grau de ionização de porém não é o único ácido formado a partir do cloro. Quando o ânion cloreto une-se a átomos de cloro por meio de ligações covalentes, ele dá origem aos ânions hipoclorito,Clo e quando esses ânions reagem com o íon H+ formam-se os oxiácidos. Todos esses oxiácidos são bastante utilizados no nosso cotidiano, principalmente como matéria-prima para a fabricação de outros produtos, por exemplo, explosivos e agentes oxidantes. o Quadro 1 apresenta os ácidos obtidos a partir do cloro e sua nomenclatura. Fórmula Grau de hidratação Prefixo Raiz do ânion Sufixo Nome Um oxigênio mais per- clor -ico Ácido perclórico ácido clórico Ácido padrão clor -ico Ácido clórico Um oxigênio a menos clor Ácido cloroso ácido cloroso Um oxigênio a menos Ácido hipo- clor -oso ácido cloroso hipocloroso Quadro 1 Ácidos formados a partir do cloro. Fonte: Fábrega (2016). Para produzir carbonato de sódio (barrilha), utiliza-se o hidróxido de sódio, que é uma base produzida a partir do cloreto de Durante esse processo de produção, algumas bases são produzidas como produtos secundários. São elas: NH4OH e Ca(OH)2 Vamos, então, nomeá- las: forma-se pelo cátion NaOH e OH pelo logo sua fórmula é NaOH e seu nome é hidróxido de sódio. forma-se pelo cátion e OH pelo ânion logo sua fórmula é NH4OH e seu nome é hidróxido de amônio. Ca(OH) forma-se pelo cátion Ca2+ e OH pelo logo sua fórmula é e seu nome é hidróxido de cálcio. Por fim, temos que o clorato de sódio e o óxido de sódio são substâncias muito presentes no nosso dia a dia e ambas possuem o cloreto de sódio como matéria-prima. Será possível nomeá-las e apresentar a fórmula química de cada uma delas? Sim! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera clorato de sódio, como dito anteriormente, é um agente oxidante largamente empregado na produção do dióxido de sódio, que é uma substância fundamental no branqueamento do papel e da celulose. Esse sal neutro, quando se apresenta puro, é um pó cristalino branco e é solúvel em água, possuindo características higroscópicas. Pode ser fabricado pela eletrólise de uma solução cloreto de sódio e pela reação do cloro com uma solução de hidróxido de sódio, conforme as duas reações químicas mostradas a seguir: NaCl + 3 H2O + 3 6 NaOH + Cl2 5 NaCl + + o óxido de sódio, é um óxido básico bastante importante na fabricação de cristais e vidros e é produzido a partir da barrilha (carbonato de mediante reação mostrada a seguir. Quando puro, possui a aparência de um pó branco, e quando dissolvido em água, provoca uma reação química que produz o hidróxido de sódio. Na2CO3 Caro estudante, convidamos você a explorar as ligações primárias, incluindo ligações covalentes e metálicas, que são essenciais na compreensão da estrutura e do comportamento das substâncias, influenciando suas propriedades físicas e químicas. Elas são aplicáveis em diversos campos, desde a síntese de materiais até a compreensão de reações químicas e biomoleculares. A polaridade, resultante de assimetrias na distribuição eletrônica, é crucial para entender a solubilidade, a miscibilidade e a interação entre tendo aplicações em campos como química orgânica, bioquímica e ciência dos materiais. Já as ligações secundárias, como as interações de Van der Waals e as pontes de hidrogênio, contribuem para a estabilidade de como proteínas e ácidos nucleicos, e influenciam a adesão e a coesão de materiais, tendo aplicabilidade em áreas como biologia molecular, engenharia de superfícies e Em resumo, compreender esses conceitos é fundamental para avanços em diversos campos da ciência, tecnologia e engenharia, possibilitando o desenvolvimento de novos materiais, medicamentos e tecnologias. Já as funções inorgânicas, incluindo ácidos, bases, sais e óxidos, são fundamentais na química e têm uma ampla aplicabilidade em diversas áreas. Ácidos e bases desempenham papéis importantes em processos industriais, como síntese de produtos químicos e tratamento de água. Além disso, são vitais na bioquímica, na regulação do pH e na medicina, como agentes terapêuticos. Sais são utilizados na agricultura, na indústria de alimentos, na produção de vidro e na química analítica. Óxidos têm aplicações em catalisadores, na produção de aço e em processos de refino A classificação desses compostos baseia-se em suas propriedades químicas e no comportamento em solução, como capacidade de doar ou aceitar prótons. Sua nomenclatura segue regras estabelecidas, que permitem identificar a composição e a estrutura dos compostos de maneira precisa e sistemática. Compreender essas funções e sua nomenclatura é essencial para aplicar esses compostos de forma eficaz em diversas áreas industriais, tecnológicas e científicas. A aventura do aprendizado está prestes a começar, então venha conosco explorar as maravilhas da química! Química Geral e Experimental Ligações químicas e funções inorgânicas Ligações Funções Funções Ligações primárias secundárias e inorgânicas- inorgânicas Sais polaridade ácidos e bases e óxidos Regra do octeto Dipolos Definição de Sais Estrutura de Polaridade Arrhenius Óxidos Lewis Forças Ácidos Ligação intermoleculares Propriedades e Bases características Ligação Forças de Van Nomenclatura der Waals Nomenclatura covalente Classificação Ligação Ligação Aplicações Força metálica covalente polar Propriedades Figura Ligações químicas e funções inorgânicas. JONES. L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009. K. A. Porto Alegre: Grupo A, 2013. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. KOTZ, et al. Química geral e reações 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. J. D.: BIANCHI, de A. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Education do 2007. Anhanguera</p>