funções inorganicas

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FUNÇÕES INORGANICAS:UMA AVENTURA QUIMICA
RHIAN KALLEL GONÇALVES
2°F
FUNÇÕES
INORGÂNICAS
SAIS BASES
ACIDOS
OXIDOS
Definição:
Sais são compostos iônicos formados pela reação de
neutralização entre um ácido e uma base, onde os íons
hidrogênio (H⁺) do ácido reagem com os íons hidroxila
(OH⁻) da base, formando água (H₂O) e um sal.
Definição: Compostos formados
pela combinação de um elemento
com oxigênio, ou seja composto
binário onde oxigenio é o elemento
mais eletronegativo.
CLASSIFICAR:
quanto ao n° de elemento
quanto a prensença de oxigenio
quanto ao n° de H+
quanto a força
quanto a volatilidade
NÚMERO DE ELEMENTOS
binário:HF
ternário: H2SO4
quaternário:HCNO
HIDROGÊNIO IONIZÁVEL
produz cátion hidrônio H+
VOLATILIDADE:
voláteis (PE menor que 100°C
fixos (PE maior que 100°c)
PRESENÇA DO OXIGÊNIO
hidrácido (sem oxigenio)
oxicido( com oxigenio)
QUANTO A FORÇA 
hidracido
forte: H(7A)
moderado: HF
fraco: H(demais familias)
oxiacido
n° de oxigeno - n° de hidrogenio ionizável
=3 ou 2 é forte
=1 é moderado
=0 é fraco
N° DE H
monoacido:HCL
diacido: H2SO4
triacido:H3SO4
tetracido: H4P2O7
EXCEÇÕES IMPORTANTES
H3PO4-----------3H+
H3PO3-----------2H+
H3PO2-----------1H+
1. Possuem condutibilidade elétrica em
soluções aquosas; 
2. Reagem com metais e produzem H2; 
3. Possuem pH inferior a 7; 
4. Normalmente são líquidos a temperatura
ambiente.
Exemplos: 
1) Ionização do Ácido Nítrico (HNO3): HNO3(ℓ)−→−H2OH+(aq)+NO−3(aq) 
2) Ionização do Ácido Sulfídrico (H2S): H2S(ℓ)−→−H2OH+(aq)+HS− (aq) HS− (aq) )
−→−H2OH+(aq)+ S− 2(aq)
Ionização:
Parcial: Liberação incompleta de H⁺.
Total: Liberação completa de H⁺.
Tipo de ligação química:
Predominantemente
ligações covalentes.
NOMECLATURA
Nomeação baseada na estrutura química e
na presença de oxigênio.
Ácidos oxigenados: Contêm oxigênio
(ex.: ácido sulfúrico).
Ácidos não oxigenados: Não contêm
oxigênio (ex.: ácido clorídrico).
OXIDOS BASICOS
oxigenio ligados a elementos da
familia 1A e 2A(carater ionico),ou
seja são óxidos que reagem com
água, formando hidróxidos (bases),
e com ácidos, formando sais e
água.
Reações com água: Formam
hidróxidos 
(ex.: Na₂O + H₂O → 2NaOH).
Exemplos: Na₂O, CaO.
OXIDOS ACIDOS
São óxidos que reagem com água,
formando ácidos(carater covalente)
oxigenio ligado a ametais
Exemplos: CO₂, SO₃.
Reação com água: Formam ácidos
(ex.: CO₂ + H₂O → H₂CO₃).
OXIDOS NEUTROS
não reage com agua,acido e base
(carater covalente)
ex: CO
OXIDOS DUPLOS 
são oxidos mistos que são
derivados da combinação de dois
oxidos
Ex:Fe3O4 (Magnetita)
PEROXIDOS
formado em maior parte por
hidrogenio e elementos da familia
1A e 2A
Ex:Peróxido de hidrogênio (H₂O₂) OXIDOS ANFOTEROS
São óxidos que podem se comportar
como óxidos básicos ou ácidos,
dependendo da reação em que
participam.
Exemplos: Al₂O₃ (óxido de alumínio),
ZnO (óxido de zinco), SnO (óxido de
estanho).
Reações:
Com ácidos: comportam-se
como óxidos básicos.
Com bases: comportam-se
como óxidos ácidos.
LIGAÇÃO QUIMICA
 A maioria dos óxidos apresenta
ligações iônicas, com exceção dos
óxidos formados por elementos
não metálicos, que geralmente
apresentam ligações covalentes.
VALORES DE PH
Os óxidos básicos, em solução
aquosa, tendem a ter pH maior que
7, enquanto os óxidos ácidos, em
solução aquosa, tendem a ter pH
menor que 7. 
Os óxidos anfóteros podem ter pH
variável, dependendo da reação.
NOMENCLATURA
A nomenclatura dos óxidos segue
algumas regras:
Óxidos binários: "Óxido de" +
nome do elemento. Ex: Na₂O
(óxido de sódio).
Óxidos com diferentes estados de
oxidação: Utiliza-se prefixos para
indicar a quantidade de oxigênio.
Ex: CO (monóxido de carbono),
CO₂ (dióxido de carbono).
Definição de Arrhenius:
Segundo a definição de Arrhenius,
uma base é uma substância que, em
solução aquosa, libera íons hidroxila
(OH⁻).
Dissociação Iônica:
A dissociação iônica é o processo
em que uma base se separa em
íons quando dissolvida em água.
Essa dissociação pode ser:
Parcial: A base libera apenas
parte de seus íons OH⁻ em
solução, permanecendo em
equilíbrio com as moléculas não
dissociadas. 
Exemplo: NH₄OH (hidróxido de
amônio).
Total: A base libera todos os
seus íons OH⁻ em solução.
Exemplo: NaOH (hidróxido de
sódio).
Força das Bases:
A força de uma base indica sua
capacidade de liberar íons OH⁻ em
solução.
Bases fortes: Ionizam
completamente em solução,
liberando uma grande
quantidade de íons OH⁻.
Exemplos: NaOH, KOH,
Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Bases fracas: Ionizam
parcialmente em solução,
liberando uma quantidade
menor de íons OH⁻. 
Exemplos: NH₄OH, Mg(OH)₂,
Al(OH)₃.
Força das Bases:
 A força de uma base indica sua
capacidade de liberar íons OH⁻ em
solução.
Bases fortes: Ionizam
completamente em solução,
liberando uma grande
quantidade de íons OH⁻.
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)₂,
Ba(OH)₂.
Bases fracas: Ionizam
parcialmente em solução,
liberando uma quantidade
menor de íons OH⁻.
 Exemplos: NH₄OH, Mg(OH)₂,
Al(OH)₃.
Solubilidade:
A solubilidade de uma base em
água varia bastante. Algumas bases
são altamente solúveis (como
NaOH), enquanto outras são pouco
solúveis (como Mg(OH)₂).
 Valores de pH:
As bases têm valores de pH
maiores que 7. Quanto maior o pH,
mais alcalina é a solução.
Tipo de Ligação Química:
As bases geralmente apresentam
ligações iônicas, onde um cátion
metálico se liga a um ou mais
ânions hidroxila (OH⁻).
 Nomenclatura:
É relativamente simples.
Geralmente, o nome da base é
formado por "hidróxido de" seguido
do nome do cátion metálico.
Exemplos:
NaOH: Hidróxido de sódio
KOH: Hidróxido de potássio
Ca(OH)₂: Hidróxido de cálcio
N° de hidroxila
monobase:NaOH
dibase: (OH)2
tribase:(OH)3
tretabase:Pb(OH)4
 Neutralização Parcial e Total:
Neutralização Parcial: Ocorre quando a reação entre
ácido e base não é completa, resultando em uma
mistura de ácido, base e sal.
Neutralização Total: Ocorre quando todos os íons H⁺
do ácido reagem com todos os íons OH⁻ da base,
formando água e um sal.
Força dos Sais:
A força de um sal depende da força do ácido e da base que o originaram.
Sais fortes: São formados pela reação de um ácido forte com uma
base forte. Exemplo: NaCl (cloreto de sódio) formado pela reação de
HCl (ácido clorídrico) com NaOH (hidróxido de sódio).
Sais fracos: São formados pela reação de um ácido fraco com uma
base fraca, ou pela reação de um ácido forte com uma base fraca, ou
vice-versa. Exemplo: CH₃COONa (acetato de sódio) formado pela
reação de CH₃COOH (ácido acético) com NaOH (hidróxido de sódio).
 Tipo de Ligação Química:
Os sais geralmente apresentam ligações
iônicas, onde um cátion metálico se liga a um
ânion não metálico
Solubilidade:
A solubilidade dos sais em água varia muito. Alguns
sais são altamente solúveis (como NaCl), enquanto
outros são pouco solúveis (como AgCl).
Nomenclatura:
A nomenclatura dos sais é baseada no nome do
cátion e do ânion.
Sais binários: "Nome do cátion" + "nome do
ânion com a terminação -eto". 
Exemplo: NaCl (cloreto de sódio).
Sais com ânions poliatômicos: "Nome do
cátion" + "nome do ânion".
 Exemplo: Na₂SO₄ (sulfato de sódio).
Valores de pH:
O pH dos sais depende da força do ácido e da base que o originaram.
Sais neutros: Formados pela reação de um ácido forte com uma base
forte. Têm pH próximo a 7. 
Exemplo: NaCl.
Sais ácidos: Formados pela reação de um ácido forte com uma base
fraca. Têm pH menor que 7. 
Exemplo: NH₄Cl.
Sais básicos: Formados pela reação de um ácido fraco com uma base
forte. Têm pH maior que 7. 
Exemplo: Na₂CO₃.
Hidrólise Salina:
A hidrólise salina é a reação de um sal com água,
que pode resultar na formação de um meio ácido,
básico ou neutro, dependendo da natureza do sal.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
Definição de Arrhenius: 
Substâncias que liberam íons H⁺ em
solução aquosa.