AULA 4 Funções Inorgânicas (1)

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Funções Químicas
Conjunto de substâncias com propriedades químicas 
semelhantes para estudar de forma mais específica o universo 
das substâncias químicas.
• Ácidos
• Bases
• Sais 
• Óxidos 
Funções Inorgânicas
Ácidos e Bases
... laranja, limão, vinagre, antiácidos, leite, ...
Importante classe de compostos em 
toda a química...
• Laboratório
• Indústria
• Organismos vivos (maior parte das reações)
Reconhecer...
• Sabor
• Corantes – indicadores
• pHmetro
Arrhenius - 1884
• Ácido – contém H e reage com água para formar
íons H+ (Hoje sabemos que não existem íons H+em
água) . Ex.: HCl
• Base – produz íons hidróxido na água. Ex.: NaOH
Metal Na: produz íons OH-, mas não é uma base de
Arrhenius, pois não é um composto.
Problema: só para soluções aquosas...
1923: Thomas Lowry (Inglaterra) e 
Johannes Bronsted (Dinamarca)
• Ácido = doador de prótons
• Base = aceitador de prótons
Definição comumente aceita hoje em dia!
Par de moléculas ou íons que podem ser 
interconvertidos por transferência (ganho ou 
perda) de um próton (H+)
CH4 - metano
• Não é um ácido de Bronsted
• Não transfere íons facilmente para outras
substâncias
Os ácidos podem ser:
• Monopróticos (Ex.: HCl, HNO3, CH3COOH,
C6H5OH...)
• Polipróticos (Ex.: H2SO4)
Átomo de H ácido
• É o átomo de H que pode ser liberado como
próton (H+)
• Para ser ácido, o H deve estar ligado a um átomo
fortemente eletronegativo, como o oxigênio ou
um halogênio (atrai mais e- para si e libera o
próton mais facilmente).
• Normalmente é o 1º átomo escrito na fórmula
molecular: HCl,HNO3, ...
• Ácidos orgânicos: CH3COOH
• CH4, NH3, CH3CO2
- : não são ácidos em água
Bases
• Os íons hidróxido (OH-) são bases, pois
aceitam prótons dos ácidos para formar
moléculas de água.
Exemplo - escreva as fórmulas de:
• (a) A base conjugada de HCO3
-
• (b) O ácido conjugado de O2-
• (c) O ácido conjugado de OH-
• (d) A base conjugada de HPO4
2-
• (e) O ácido conjugado de H20
• (f) A base conjugada de NH3
Hidróxido de Sódio: NaOH
• Para Arrherius: Base
• Para Bronsted: fornece uma base (OH-)
A definição de Bronsted também se aplica 
a espécies em outros solventes...
CH3COOH (am) + NH3 (l) ←
→ CH3CO2
-(am)+ NH4
+ (am)
HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s)
Ácidos e Bases fortes e fracos
• Ácido Forte: completamente desprotonado em
solução. (Ex.: HCl – não há praticamente
nenhuma molécula de HCl em solução). Acidez
cresce no mesmo sentido da eletronegatividade
do átomo ligado ao H.
• Ácido Fraco: incompletamente desprotonado em
solução. (Ex.: CH3COOH – somente uma pequena
fração de suas moléculas sofre desprotonação).
Maioria dos ácidos são fracos em água. Todos os
ácidos carboxílicos são fracos em água.
Ácidos e Bases fortes e fracos
• Base Forte: completamente protonada em
solução. (Hidróxidos e Óxidos de Metais
Alcalinos e Alcalinos-Terrosos)
• Base Fraca: incompletamente protonada em
solução. (Ex.: NH3 – pequena porção na forma
de NH4
+ em solução, aminas – derivados
orgânicos da amônia – como a metilamina e a
trimetilamina)
Substâncias Anfipróticas
• Podem funcionar como ácido ou base
• Íon bicarbonato: HCO3
- pode doar próton
(CO3
2-) ou aceitar um próton (H2CO3)
• Água
Reação de Neutralização
• Entre um ácido e uma base
• Produz um composto iônico denominado Sal
(por causa do sal de cozinha: NaCl)
• Ácido + hidróxido de metal -> sal + água
Ácidos e Bases de Lewis
• Ácido = Aceitador de par de elétrons
• Base = Doador de par de elétrons
O ácido de Bronsted é um fornecedor de um ácido
de Lewis (o H+: aceitador de par de e-)
Lewis x Bronsted-Lowry
• Átomos e íons de metais podem agir como
ácidos de Lewis, mas não de Bronsted.
Ex.: Ni (ácido de Lewis) + 4CO (base de Lewis) ->
Ni(CO)4
• Todas as bases de Bronsted são também bases
de Lewis, mas nem toda base de Lewis é
também base de Bronsted.
Ex.: O monóxido de C é uma base de Lewis, mas
não é uma base de Bronsted pois não aceita H+.
As diferentes teorias...
As entidades que são classificadas como ácidos 
e bases são diferentes em cada teoria: na 
teoria de Lewis, o próton é um ácido; na 
teoria de Bronsted, a espécie que fornece o 
próton é um ácido. Em ambas as teorias, a 
espécie que aceita um próton é uma base; na 
teoria de Arrhenius, o composto que fornece 
o aceitador de prótons é a base. 
Resumindo...
Arrhenius Bronsted-
Lowry
Lewis
Ácido Composto que 
fornece H+ em 
água
Qualquer 
doador de 
prótons
Qualquer 
aceitador de 
par de 
elétrons
Base Composto que 
fornece OH-
em água
Qualquer 
aceitador de 
prótons
Qualquer 
doador de par
de elétrons
Exemplo – Identifique:
(a) Os ácidos e as bases de Bronsted nos
reagentes e produtos do equilíbrio de
transferência de prótons:
HNO2 (aq) + HPO4
2- (aq) ↔ NO2
- + H2PO4
– (aq)
(b) Que espécies (não necessariamente explícitas) são
ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis?
Óxidos
• Compostos binários que possuem o oxigênio
como átomo mais eletronegativo.
• O -> elemento abundante e reativo
• O outro elemento pode ser um metal
(geralmente sólidos, solúveis em água e com
características básicas), um não-metal
(compostos covalentes, geralmente gasosos,
com características ácidas) ou outros elementos
(geralmente anfóteros).
Exemplos:
• Na2O (Óxido de sódio)
• CaO (Óxido de cálcio)
• SnO (Óxido de estanho)
Classificação:
• Ácidos: Ex.: CO2 + H2O -> H2CO3
• Básicos: Ex.: CaO(s) + H2O(l) -> Ca(OH)2 (aq)
• Anfóteros: Ex.: Al2O3(s) + 6HCl(aq) -> 2AlCl2 + 3H2O
Al2O3(s) + 2NaOH(aq) -> 3H2O(l) + 2Na[Al(OH)4] (aq)
Óxidos ácidos, básicos e anfóteros
• Óxido ácido: reage com água para formar um
ácido de Bronsted. Ex.: CO2 forma H2CO3.
• Óxido básico: reage com água para formar
uma solução de íons hidróxido. Reagem com
ácido formando sal e água.
• Óxidos anfóteros: reagem com ácidos e com
bases.
Observação:
Anfótero ≠ Anfiprótico
Reage com ácido
e com bases
Pode doar e 
aceitas prótons
Troca de prótons entre moléculas de 
água: autoprotólise
Sais 
• Apresentam pelo menos 1 cátion diferente do H+ e 1
ânion diferente do OH-.
• Não têm um grupo específico que identifique a função;
• Podem ser formados pela reação entre um ácido e uma
base de Arrhenius;
• Maioria são compostos iônicos, sólidos à temperatura
ambiente, em água liberam o cátion e o ânion.
Nomenclatura 
• O nome do sal consiste do nome de seu ânion
seguido pelo nome de seu cátion (os dois
nomes são separados pela preposição “de”)
Exemplos
• NaCl (Cloreto de Sódio)
• KCl (Cloreto de Potássio)
• CaCO3 (Carbonato de Cálcio)
• CuCO3 (Carbonato de Cobre)
• NaHCO3 (Bicarbonato de Sódio)
• Na3PO4 (Fosfato de sódio)
• CaSO4 (Sulfato de Cálcio)
• CaBr2 (Brometo de cálcio)
• NaNO3 (Nitrato de Sódio)
Classificação:
• Sais Neutros
• Sais Ácidos
• Sais Básicos
• Sais Duplos ou Mistos