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Funções inorgânicas
Funções Inorgânicas
E
Reações Químicas
Conjunto de substâncias que apresentam
propriedades químicas semelhantes, denominadas
propriedades funcionais.
As substâncias inorgânicas podem ser
classificadas em cinco funções:
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
Hidretos
Funções químicas
Ácidos 
Pela definição de Arrhenius: são substâncias
compostas que, em solução aquosa, liberam como único
íon cátion o H+ (definição antiga) ou o Hidroxônio H3O
+
(definição recente).
Ionização de um Ácido
HCl  H+ + Cl-
HCl + H2O  H3O
+ + Cl-
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2-
H3PO4 + 3H2O  3H3O
+ + PO4
3-
Classificação dos Ácidos
Quanto à presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos = não contém oxigênio (HCl, H2S, HBr)
Oxiácidos = contém oxigênio (H2SO4, H3PO4, HClO4)
Quanto ao número de elementos Químicos
Binário (HCl, HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:
Monoácidos (HCl, HI, HNO3)
Diácidos (H2SO4, H2S, H2C2O4)
Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos (H4P2O7, H4SiO4)
São hidrogênios ligados a átomos extremamente
eletronegativos.
Hidrogênios ionizáveis
Exceções
H3PO3 + 2H2O  2H3O
+ + HPO3
2- apenas 2H+
H3PO2 + H2O  H3O
+ + H2PO2
1- apenas 1H+
Fósforo (P) ou Arsênio (As)
Grau de Ionização (a)
Ácidos fracos: 0< a < 5%
Ácidos moderados: 5%  a 50%
Ácidos fortes : 50% < a < 100%
Nº de Mols Ionizados
a = 
Nº Inicial de Mols
Quanto a força:
Hidrácidos HxE:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
*Os demais são fracos!!!
Oxiácidos: HxEOy
0 fraco Ex.: HClO
1 moderado Ex.: H3PO4
2 forte Ex.: H2SO4y-x
Nomenclatura Oficial:
Hidrácidos
Seguem a seguinte regra:
Ácido + ídrico
Radical do Elemento
* Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1. 
Nº de oxidação
do elemento central
Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso
+3 ou +4 ------------- oso
+5 ou +6 ------------- ico
+7 per ico
HCl
HF
H2S
HI
ácido clorídrico 
ácido fluorídrico
ácido sulfídrico
ácido iodídrico
Exemplos:
Obs.: B+3 , Si+4 e C+4 recebem o sufixo ICO
O somatório dos 
números de oxidação 
em uma molécula 
neutra = 0
Nos oxiácidos, o 
H = +1 e O = -2.
Oxiácidos
Seguem a seguinte regra:
-H2SO3 ácido sulfuroso
-HNO3 ácido nítrico 
-HClO ácido hipocloroso
-H2CO3 ácido carbônico
-H3BO3 ácido bórico
-HClO4 ácido perclórico
Exemplos:
y
+5
O cálculo do nº de oxidação é realizado através do 
somatório dos produtos das atomicidades de cada 
elemento pelos seus respectivos números de oxidação. 
+1
+4
+3
+7
2 x (+1) + 1 x (y) + 3 x (-2) = +4
+1 -2 Ácido + prefixo + radical + sufixo
nomenclatura
Quanto ao grau de hidratação
Estudo de nomenclatura em diferentes moléculas que possuem o
mesmo elemento central (P, B, Si,S...) com número de oxidação fixo.
Os oxiácidos 
são oriundos de 
reações entre 
óxidos ácidos e 
água.
P2O5 + H2O H2P2O6 ( 2) = HPO3
ácido metafosfórico
P2O5 + 2 H2O H4P2O7
ácido pirofosfórico
P2O5 + 3 H2O H6P2O8 ( 2) = H3PO4
ácido ortofosfórico
ou
ácido fosfórico
+ 5
+ 5
+ 5
Quanto à volatilidade
Ácidos fixos: Possuem elevados pontos de ebulição.
Principais ácidos fixos: H2SO4, H3PO4 e H3BO3.
Ácidos voláteis: Possuem baixos pontos de ebulição.
Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2 e HNO3.
Ácidos importantes:
H2SO4 – Ácido Sulfúrico
S + O2  SO2
SO2 + ½O2  SO3
SO3 + H2O  H2SO4
*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.
HCl – Ácido Clorídrico (ácido muriático)
É utilizado na limpeza de peças metálicas e de
superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico
humano.
HNO3 – Ácido Nítrico
É muito usado na a produção de nitrocompostos,
fertilizantes, entre outros.
CH3
+ 3HNO3  -NO2
CH3
NO2-
NO2
+ 3H2O
TNT
Apresentam sabor azedo;
Alteram a cor de indicadores;
Neutralizam bases formando sal e água (reação de 
neutralização);
 Conduzem eletricidade em solução aquosa.
Características gerais dos ácidos
H3PO4 – Ácido Fosfórico
É um ácido moderado usado na indústria de vidros,
preparo de águas minerais e nos refrigerantes de
“cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.
*Seus fosfatos fazem parte da formulação de muitos fertilizantes.
Bases ou Hidróxidos
De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda
substância que, quando dissolvida em água, dissocia-se
fornecendo exclusivamente OH- (hidroxila) como único
ânion.
Características gerais das bases
Apresentam sabor adstringente;
Alteram a cor de indicadores;
Neutralizam ácidos formando sal e água (reação de 
neutralização);
Conduzem eletricidade em solução aquosa.
Quanto à quantidade de hidroxilas
Classificação das Bases
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 (Força das Bases)
Bases Fortes: Formadas pelos elementos dos grupos 1 e 2.
Exceção: Mg(OH)2 → Fraca
Bases Fracas: As demais.
Observação:
Quanto à solubilidade
Alto grau: Bases do grupo 1 e NH4(OH);
Baixo grau : Bases do grupo 2;
Insolúveis: As demais.
* NH3 + H2O  NH4OH
Ametais;
Ligações covalentes;
Solução aquosa;
Volátil.
Nomenclatura de Bases
Formadas por elementos com nox fixo
Hidróxido de .....(nome do metal)......
NaOH  Hidróxido de Sódio
KOH  Hidróxido de Potássio
Ca(OH)2  Hidróxido de Cálcio
Ba(OH)2  Hidróxido de Bário
Al(OH)3  Hidróxido de Alumínio
Formadas por elementos com nox variável (geram mais de 
uma base):
Hidróxido de ...(nome do cátion + carga do cátion – algarismo Romano)
Fe(OH)2  Hidróxido de ferro II
Fe(OH)3  Hidróxido de ferro III
Hidróxido ...(nome do cátion + ICO – maior nox ou OSO – menor nox)
Fe(OH)2  Hidróxido ferrOSO
Fe(OH)3  Hidróxido férrICO
Sais
Compreende aos compostos iônicos que quando
dissociados em água, liberam pelo menos um cátion
diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
NaCl  Na+1 + Cl-1
KBr  K+1 + Br-1
CaCl2  Ca
+2 + 2 Cl-1
Na2SO4  2 Na
+1 + SO4
-2
NH4Cl  NH4
+1 + Cl-1
Classificação dos sais quanto à presença de oxigênio:
Oxissais → Apresentam oxigênio em sua constituição
molecular. Ex: Na2SO4, Al3PO4.
Halóides → Não apresentam oxigênio em sua constituição
molecular.´Ex: KBr, MgI.
O sal é formado através de uma reação entre um 
ácido e uma base (reação de neutralização); nela, os 
íons H+ provenientes do ácido e os íons OH- oriundos 
da base se combinam para formar a água, enquanto o 
cátion da base e o ânion do ácido geram o sal 
propriamente dito.[
Os sais formam cristais e possuem alto ponto de 
fusão e dureza reduzida, quando dissolvidos em água 
ou fundidos, conduzem eletricidade, pois seus íons 
constituintes funcionam como eletrólitos. 
Classificação dos sais quanto ao nº de elementos:
Sais Binários → apresentam dois elementos químicos
em sua composição. 
Ex: KCl, MgF2, AlBr3.
Sais Ternários → apresentam três elementos químicos 
em sua composição.
Ex: K2SO3, Ca2P2O7, NaNO2.
Sais Quaternários → apresentam quatro elementos 
químicos em sua composição.
Ex: Ca(OCN)2.
Classificação dos sais quanto à natureza dos íons:
Sais Neutros (Normal) → não apresentam em sua 
composição nem H+ e nem OH-.
Ex: NaCl, Ba(NO3)2.
Ba(OH)2 + 2HNO3  Ba(NO3)2 + 2H2O
Ácido + Base  Sal + Água
Reação de Neutralização
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Salificação
Neutralização
CUIDADO: Lembre que H3PO3 e H3PO2 possuem dois e 
um hidrogênio ionizável, respectivamente, logo, os sais 
derivados desses ácidos, como, por exemplo, CaHPO3 e 
NaHPO2 são neutros.
Sais Ácidos (Hidrogeno-sal) → apresentam em sua
composição dois cátions, sendo um deles o H+, e um
só tipo de ânion, diferente de OH-. 
Ex: NaHCO3, K2HPO4.
NaOH + H2CO3  NaHCO3 + H2O
2KOH + H3PO4  K2HPO4 + 2H2O
• Sais Básicos (Hidróxi-sal) → apresentam em sua 
composição dois ânions, sendo um deles o OH-, e um 
só tipo de cátion,sendo diferente de H+. 
• Ex: Ba(OH)I, Pb(OH)2SO4.
Ba(OH)2 + HI → Ba(OH)I + H2O
Pb(OH)4 + H2SO4 → Pb(OH)2SO4 + 2H2O
Sais Duplos (Misto) → apresentam em sua composição 
dois cátions diferentes de H+ ou dois ânions diferentes 
de OH-.
H3AsO4 + NaOH + Ba(OH)2 → NaBaAsO4 + 3H2O 
Ex: NaBaAsO4, AlSCl.
HCl + H2S + Al(OH)3 → AlSCl + 3H2O 
Sais Hidratados → apresentam em sua composição 
moléculas de água agregadas ao retículo cristalino. 
Ex: CuSO4.5 H2O, CoCl2.2 H2O.
Nomenclatura
Nomenclatura: Para sais halóides (metais de nox fixo):
Nome do ametal + eto de nome do metal.
Ex: CaI2 → Iodeto de cálcio NaCl → cloreto de sódio
NaBr → brometo de sódio BaS → sulfeto de bário
Nomenclatura: Para sais halóides (metais de nox variável):
Nome do ametal + eto + nome do metal + sufixo [(oso) = 
menor nox; (ico) = maior nox].
Nome do ametal + eto de + nome do metal com o nox 
representado em algarismo romano.
FeS → sulfeto ferroso ou sulfeto de ferro II. 
Fe2S3 → sulfeto férrico ou sulfeto de ferro III.
PbF2 → fluoreto plumboso ou fluoreto de chumbo II.
PbF4 → fluoreto plúmbico ou fluoreto de chumbo IV. 
Nomenlatura: Para oxissais.
Prefixo + nome do elemento central + sufixo de nome 
do cátion(metal).
Somatório dos nox = 0 ácido / sal ácido sal
Nox do elemento central Prefixo sufixo sufixo
+1 e +2 hipo oso Ito
+3 e +4 ----------- oso Ito
+5 e +6 ----------- ico ato
+7 per ico ato
[C+4, Si+4, B+3 = ato]
NaClO4 perclorato de sódio 
KBrO hipobromito de potássio
Ca(IO3)2 iodato de cácio 
BaSO3 sulfito de bário
LiBO3 borato de lítio 
Fe(AsO3)2 arseniato de ferro II ou arseniato ferroso
Sn3(PO4)4 fosfato de estanho IV ou fosfato estanhoso
• Nomenlatura: para sais duplos.
NaBaAsO4 arseniato de sódio e bário.
AlSCl cloreto sulfeto de alumínio.
Nomenlatura: para hidrogeno-sal.
[mono, di, tri ...] + hidrogeno + nome do ânion de + nome 
do metal.
Nome do ânion + [mono, di, tri ...] + ácido de + nome do 
metal.
Obs: quando um hidrogeno-sal for gerado através de uma 
reação envolvendo um diácido e uma monobase, este 
poderá receber a seguinte nomenclatura:
Bi + nome do ânion de + nome do metal
NaHCO3 (mono)hidrogeno carbonato de sódio.
NaHCO3 carbonato (mono)ácido de sódio. 
NaHCO3 bicarbonato de sódio.
Nomenlatura: para hidroxi-sal
• mono, di, tri ...] + hidroxi + nome do ânion de + nome do 
metal.
• Nome do ânion + [mono, di, tri ...] + básico de + nome do 
metal.
Pb(OH)2SO4 dihidroxi sulfato de chumbo IV 
dihidroxi sulfato plúmbico.
Pb(OH)2SO4 sulfato dibásico de chumbo IV ou 
sulfato dibásico plúmbico.
Al(OH)2ClO2 dihidroxi clorito de alumínio
clorito dibásico de alumínio.
CuSO4. 5H2O sulfato de cobre II pentaidratado.
CaCl2. 6 H2O cloreto de cálcio hexaidratado.
Nomenlatura: para sais hidratados
Nome do sal + [mono, di, tri, tetra, penta, hexa,....] + 
idratado.
Regras de Solubilidade em Água
Compostos Sólúveis Insolúveis (principais excessões à regra)
Nitratos (NO3
-), Nitritos (NO2)
-
Cloratos (ClO3
-), Permanganatos 
(MnO4)
-
------------------------------------
Cloretos (Cl-) , Brometos (Br-) AgCl, PbCl2, Hg2Cl2, AgBr, PbBr2, Hg2Br2.
Iodetos (I-) SnI4, HgI2, BiI2.
Sulfatos (SO4
-2) Ag2SO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4.
Acetatos (CH3COO
-) CH3COOAg
Sais de metais alcalinos e de amônio Li2CO3
Fluoretos (F-) MgF2, CaF2 e SrF2.
Percloratos (ClO4)
- KClO4 e Hg2(ClO4)2
Tiocianatos (SCN)-, Tiossulfato (S2O3)
-2 AgSCN, Pb(SCN)2, Pb(SCN)4, Hg(SCN)2, Hg2(SCN)2, 
Ag2S2O3, PbS2O3, ........
Compostos Insolúveis solúveis (principais excessões à regra)
Hidróxidos e óxido metálico
Os dos metais alcalinos, cálcio, bário, estrôncio e 
de amônio.
Boratos, Cianetos, Oxalatos, 
carbonatos, Ferrocianetos, ferriciane-
tos, Silicatos, Arsenitos, Arseniatos, 
Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos e sulfetos.
Os dos metais alcalinos e de amônio.
são compostos binários (formados por dois elementos), 
onde, o oxigênio, é o elemento mais eletronegativo.
Fórmula geral: W+y O-2 = W2Oy
Óxidos
OBs.: O Flúor por ser o elemento mais eletronegativo, 
quando combinado ao oxigênio não formará um óxido.
OF2 e O2F2
Deve-se simplificar os índices pelo maior divisor comum, 
afim de se obter os menores valores possíveis.
Ex.: NO ; Cl2O ; N2O ; CO2 ; NaO ; CaO ; FeO ; Fe2O3 ; Mn2O7.
Óxidos básicos: São óxidos formados por elementos
(metais) com nox = +1 ou +2.
ácidosbásicos anfóteros neutros duplos peróxidos superóxidos
Classificação dos óxidos
Exceções: [Pb+2, Zn+2, Sn+2, Sb+2 = (anfóteros)].
Nomenclatura: para óxidos onde o cátion apresenta nox fixo.
Óxido de + nome do elemento ligado ao oxigênio.
óxido de sódio 
óxido de cálcio 
óxido de potássio 
óxido de alumínio
Na2O 
CaO 
K2O 
Al2O3
• Nomenclatura: Para óxidos onde o cátion apresenta nox 
variável .
[mon, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome do 
elemento ligado ao oxigênio]
O prefixo mono pode ser omitido. 
óxido + nome do elemento ligado ao oxigênio + sufixo 
[(oso) - menor nox; (ico) - maior nox]
óxido de + nome do elemento ligado ao oxigênio com o 
nox representado em algarismo romano.
FeO - monóxido de mono ferro ou óxido ferroso ou óxido de ferro II.
Fe2O3 - trióxido de diferro ou óxido de férrico ou óxido de ferro III.
Cu2O – monóxido de dicobre ou óxido cuproso ou óxido de cobre I.
CuO – monóxido de monocobre ou óxido cúprico ou óxido de cobre II.
Reações:
óxido básico + H2O base
óxido básico + ácido sal e H2O
Na2O + H2O 2Na(OH) 
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
Fe2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3 
MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O
Óxidos anfóteros: São óxidos formados por elementos 
com nox = +3 ou +4.
São óxidos que podem se comportar ora como óxido 
básico, ora como óxido ácido dependendo do meio 
reacional.
Exceções: [Pb+2, Zn+2, Sn+2, Sb+2 = (anfóteros)], [As+5, Sb+5
= anfóteros].
Nomenclatura: Usar o mesmo mecanismo apresentado nos
óxidos básicos.
Exemplos: Al2O3 ; ZnO ; SnO ; PbO e MnO2
A maioria dos óxidos anfóteros praticamente não reagem 
com a água, são insolúveis.
Os óxidos anfóteros reagem com ácidos fortes e bases 
fortes.
Reações:
óxido anfótero + ácido forte sal e H2O 
óxido anfótero + base forte sal e H2O 
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O As2O5 + 2Na(OH) 2NaAsO3 + H2O
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + 3H2O
Óxidos ácidos ou anidridos de ácidos: São óxidos formados
por ametais ou metais com nox elevados = +5, +6 e +7.
Exceções: [As+5, Sb+5 = óxidos anfóteros], [NO, N2O, CO = óxidos neutros]
Nomenclatura: 
[mon, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome do elemento 
ligado ao oxigênio];
anidrido + [(prefixo) + (nome do elemento ligado ao oxigênio) + 
(sufixo)] conforme a tabela a seguir.
Nox do elemento ligado ao oxigênio Prefixo sufixo
+1 e +2 hipo oso
+3 e +4 ------ oso
+5 e +6 ------ ico
+7 per ico
Exceções: [C+4, Si+4, B+3 = ico].
CO2 – dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico.
Cl2O – monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso.
Mn2O7 – heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.
CrO3 – trióxido de (mono)cromo ou anidrido crômico. 
OBs.: Para determinar o anidrido correspondente a cada 
ácido, basta retirar o máximo de moléculas de água do 
mesmo, eliminando todos os hidrogênios da molécula 
em questão 
Exemplos: [H2SO4 – H2O = SO3] [(HNO3 x 2) = H2N2O6 - H2O = N2O5] 
Reações:
óxido ácido + H2O oxiácido
óxido ácido + base sal e H2O
óxido ácido + óxido básico oxissal
Óxidos neutros ou indiferentes: São óxidos que não reagem com
água, ácidos e bases.
CO = monóxido de carbono
NO = monóxido de nitrogênio (óxido nítrico)
N2O = monóxido de dinitrogênio (óxido nitroso)
SO2 + H2O H2SO3 SO2 + Ca(OH)2 CaSO3 + H2O
P2O5+ H2O HPO3 P2O5 + 2Al(OH)3 2AlPO4 + 3H2O
CO2 + CaO CaCO3
CO + ½ O2 CO2
Óxidos duplos, mistos ou salinos: São óxidos que se comportam 
como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo 
elemento químico, porém, com números de oxidação diferentes.
Fe3O4 = Fe2O3 + FeO
Pb3O4 = 2PbO + PbO2 * O nox do metal no óxido duplo = +8/3. 
Mn3O4 = 2MnO + MnO2
óxido duplo + ácido forte sais do mesmo elemento com nox 
diferentes + H2O. 
Reações:
Fe3O4+ 4H2SO4 FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
Peróxidos: São óxidos que possui o íon (O2)
-2 onde o 
oxigênio possui o nox = -1. São formados pelos elementos 
das famílias 1 e 2.
Nomenclatura: peróxido de + nome do elemento ligado 
ao oxigênio. 
H2O2 = peróxido de hidrogênio CaO2 = peróxido de cálcio
Na2O2 = peróxido de sódio
Superóxidos: São óxidos que possui o íon (O2)
-1 onde o
oxigênio possui o nox = -1/2. São formados pelos elementos
das famílias 1 e 2.
Nomenclatura: Superóxido de + nome do elemento ligado ao
oxigênio.
CaO4 = Superóxido de cálcio.
NaO2 = Superóxido de sódio.