Aula 13 funcoes inorganicas1

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Profª. Adriane de Medeiros Ferreira 
Definição: grupos de substâncias com 
propriedades químicas semelhantes. 
Classificação Geral: 
 Funções Inorgânicas 
 Funções Orgânicas 
CLASSIFICAÇÃO: 
 ÁCIDOS 
 BASES 
 HIDRETOS 
 
 ÓXIDOS 
 SAIS 
 
- A classificação inicial de ácidos e bases foi feita a 
partir do sabor. 
 
-Acidus = azedo (em latim) 
 
- Álcali = cinzas de uma planta (árabe al-kali), são 
adstringentes, ou seja, amarra a boca. 
 Solução eletrolítica 
Condutibilidade das Soluções: 
As experiências do Químico Arrhenius. 
NaCl + 
H2O 
açucar + H2O 
 Solução não eletrolítica 
 Ácidos: substâncias que em meio aquoso se 
ionizam originando apenas cátions H+ (H3O
+). 
 Ex.: HCl + H2O  H
+ (H3O
+). + Cl- 
 Hidretos: compostos binários de hidrogênio. 
 Ex.: HCl, KH, NH3, etc. 
 Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se 
dissociam liberando exclusivamente ânions OH-. 
 Ex.: NaOH  Na+ + OH- 
 Óxidos: compostos binários onde o elemento mais 
eletronegativo é o oxigênio. 
 Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc. 
 Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se 
dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do 
H+ ou um ânion diferente do OH-. 
 Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc. 
- Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica. 
- Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica. 
- Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa os 
íons já existentes. 
- Solvatação – envolvimento dos íons do soluto iônico pelas 
moléculas de água. 
- Ionização – processo de formação de íons que não existiam 
por reação com a água. 
- Dissolução – processo de separação de componentes não 
eletrolíticos por ação da água. 
 
- Grau de dissociação iônica () – relação entre o n° de 
unidades dissociadas ou ionizadas na solução pelo número de 
unidades inicial da substância. 
  = n / N ou em porcentagem  = n / N x 100 
- Eletrólito forte –   50% (  0,5) 
- Eletrólito semiforte – 5%    50% (0,05    0,5) 
- Eletrólito fraco –   5% (  0,05) 
 
1. Os compostos abaixo são, respectivamente: 
 
 AgNO3 NH4OH HClO4 
 
 a) ácido, base, sal 
 b) base, sal, base 
 c) sal, base, ácido 
 d) ácido, sal, ácido 
 e) sal, base, base 
2. Considere a aparelhagem desenhada abaixo, empregada 
para teste de condutibilidade elétrica. 
 O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo 
com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido? 
 
 a) Oxigênio liquefeito. 
 b) Nitrogênio liquefeito. 
 c) Hélio liquefeito. 
 d) água do mar. 
 e) Gasolina. 
3. Assinale as proposições verdadeira: 
 
 (01) Todo eletrólito é um composto iônico. 
 (02) A equação HBr + H2O  H3O
 + Br- representa a 
dissolução do HBr. 
 (04) O açúcar (C12H22O11) ao ser adicionado à água, 
sofre dissociação. 
 (16) O NaOH em água forma uma solução eletrolítica. 
 Pode –se nomear os hidrácidos, quando não tem oxigênio 
na fórmula; 
 - Ácido + nome do elemento + Sufixo ídrico: 
 
Ex.: HCl – Ácido clorídrico 
 HF– Ácido Fluorídrico 
 HCN – Ácido Cianídrico 
 
 Pode –se nomear os hidrácidos utilizando outra forma: 
 - Nome do ânion de hidrogênio : 
 
Ex.: HCl – Cloreto de hidrogênio 
 H2S – Sulfeto de hidrogênio 
 HCN – Cianeto de hidrogênio 
 
 Oxiácidos: ácidos que contêm oxigênio na fórmula 
lê-se ácido seguido do nome do elemento com prefixos e 
terminações especiais de acordo com o nome do anidrido que lhe 
deu origem. 
 
Ex.: H2SO4 – ácido sulfúrico (origem SO3 Nox do S = +6). 
 HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5 Nox do Cl = +7) 
 Normalmente, um mesmo elemento pode formar mais de 
um tipo de oxiácido (ex. HClO4; HClO3; HClO2 e HClO) 
Deve-se utilizar os nomes consagrados e adicionar os prefixos: 
Família 17 (Cl, Br, I) Família 16 (S, Se) Família 15 (N, P) Família 14 (C) 
HClO3 – 
Ácido clorídrico 
H2SO4 – 
Ácido Sulfúrico 
HNO3 – 
Ácido Nítrico 
H2CO3 – 
Ácido Carbônico 
HBrO3 – 
Ácido Brômico 
H2SeO4 – 
 Ácido Selênico 
H3PO4 – 
Ácido Fosfórico 
HIO3 – 
Ácido Iódico 
Família 17 (Cl, Br, I) Família 16 (S, Se) Família 15 (N, P) Família 14 (C) 
HClO3 – 
Ácido clórico 
H2SO4 – 
Ácido Sulfúrico 
HNO3 – 
Ácido Nítrico 
H2CO3 – 
Ácido Carbônico 
HBrO3 – 
Ácido Brômico 
H2SeO4 – 
 Ácido Selênico 
H3PO4 – 
Ácido Fosfórico 
HIO3 – 
Ácido Iódico 
A partir do nome consagrado terminado em ico, temos 
Ácido nome do elemento ico 
Ácido per nome do elemento ico 
Ácido nome do elemento oso 
Ácido hipo nome do elemento oso 
+ 1 at. de oxigênio 
- 1 at. de oxigênio 
- 1 at. de oxigênio 
Nome 
consagrado Ácido hipo nome do elemento oso 
Nome 
consagrado 
Exemplos: 
HClO3 – ácido clórico (nome consagrado) 
HClO4 - ácido perclórico (um oxigênio a mais que o clórico) 
HClO2 - ácido cloroso (um oxigênio a menos que o clórico) 
HClO - ácido hipocloroso (um oxigênio a menos que o cloroso) 
 
Ácido nome do elemento ico 
Ácido per nome do elemento ico 
Ácido nome do elemento oso 
Ácido hipo nome do elemento oso 
+ 1 at. de oxigênio 
- 1 at. de oxigênio 
- 1 at. de oxigênio 
Nome 
consagrado 
Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: 
 
1. HF  
2. H2SO3  
3. H2S  
4. HNO3  
5. H2Cr2O7  
6. H3PO4  
7. HNC  
8. Ácido bromídrico  
9. Ácido carbônico  
10. Ácido permangânico  
11. Ácido hiposulfuroso  
12. Ácido brômico  
13. Ácido cloroso  
 
Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: 
 
1. HF  Ácido Fluoridríco 
2. H2SO3  Ácido Sulfuríco 
3. H2S  Ácido Sulfidríco 
4. HNO3  Ácido Nitrico 
5. H2Cr2O7  Ácido dicromico 
6. H3PO4  Ácido Fosfórico 
7. HNC  Ácido cianídrico 
8. Ácido bromídrico  HBr 
9. Ácido carbônico  H2CO3 
10. Ácido permangânico  H2MnO5 
11. Ácido hiposulfuroso  H2SO2 
12. Ácido brômico  HBrO3 
13. Ácido cloroso  HClO4 
 
1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
 Monoácido (monoprótico), ex.: HCl 
 Diácido (diprótico), ex.: H2CrO4 
Voláteis: baixo ponto de ebulição – 
 Ex.: hidrácidos, HNO3,H2CO3, HClO3, etc. 
 Fixos: alto ponto de ebulição - 
 Ex.: H3PO4, H3BO3, H3PO4, etc. 
 Atenção: H3PO2 - monoácido  H - P - O - H 
 
 H3PO3 - diácido  H - O - P - O - H 
2) Quanto a volatilidade: 
O 
H 
O 
H 
3) Quanto ao grau de dissociação ( ) 
 Ácido fraco:  < 0,05 ( 5%) 
 Ácido médio: 0,05    0,5 (5 - 50 %) 
 Ácido forte:  > 0,5 (50%) 
 Hidrácidos: 
 Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais 
 Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel e o 
número de O da molécula: 
 HxEzOy  (y - x) / z > 1 - forte 
 (y - x) / z = 1 - médio 
 (y - x) / z < 1 - fraco 
Exceção: H2CO3 - fraco 
( = 0,18%) 
 Dependendo do cátion que vai formar a base, podemos ter 
dois procedimentos para nomeá-la: 
1) Cátions que apresentam apenas uma valência 
 Hidróxido de nome do cátion 
Ex.: NaOH – hidróxido de sódio 
 Cátions que apresentam mais de uma valência: 
a) Hidróxido de nome do cátion (valência do cátion em 
algarismo romano) 
 
b) Utilizar sufixos ico e oso para indicar qual a valência 
dos cátions. 
Ex.: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso (valência menor = oso) 
Ex.: Fe(OH)3 - – hidróxido férrico.(valência maior = ico) 
1) Quanto ao número de hidroxila (OH-): 
 Monobase, ex.: NaOH / Dibase, ex.: Ba(OH)2 
 Tribase, ex.: Al(OH)3 / Tetrabase, ex.: Pb(OH)4 
2) Quanto a solubilidade: 
 Solúveis: bases do grupo 1A e NH4OH 
 Pouco solúveis: a maioria das bases do grupo 2A 
 Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2 e Mg(OH)2 
3) Quanto ao grau de dissociação: 
 Fortes: bases dos grupos 1A e 2A. 
 Fracas: as demais, inclue NH4OH 
4) Quanto a volatilidade: 
 Voláteis: NH4OH Fixas: as demais. 
Reações de neutralização: 
 HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O 
 Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base dando origem a 
diversos tipos de sais: 
1) Reação dos hidrácidos com monobases: 
 HCl + NaOH  NaCl + H2O 
Nomenclatura: ídrico  êto – cloreto de sódio (normal - halóide) 
2) Reação dos oxiácidos com monobases: 
 H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + 2H2O 
Nomenclatura: ico  ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal) 
 H2SO3 + NaOH  Na2SO3 + 2H2O 
Nomenclatura: oso  ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal) 
 H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O 
Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou 
bisulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal) 
3) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases: 
 HCl + Ca(OH)2  CaOHCl + H2O 
Nomenclatura: hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio 
(hidroxi sal ou sal básico) 
Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que lhe 
deram origem e não da presença do H+ e OH- no sal. 
 CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O 
Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato cúprico 
pentahidratado (oxi-sal hidratado). 
 A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue a mesma 
seqüência da obtenção da fórmula dos ácidos: 
Ex. 1: Sulfato de ferro II 
Ato  Nox do enxofre = 6+  SO3 
SO3 + H2O  H2SO4 
FeSO4 
Ex. 2: Hipoclorito de sódio 
Ito  Nox do cloro = 1+  Cl2O 
Cl2O + H2O  2HClO 
NaClO 
Obs. A carga do ânion corresponde ao n° de H ionizável do ácido. 
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 
 
1. KF  
2. Na2SO3  
3. ZnS  
4. NaNO3  
5. K2Cr2O7  
6. RbH2PO4  
7. NH4NC  
8. Brometo de lítio  
9. Hidróxi carbonato de cálcio  
10. Permanganato de cálcio  
11. Hiposulfito de sódio  
12. Metaborato de potássio  
13. Perclorato de bário  
14. Hidrogenosulfato de potássio  
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 
 
1. KF  Fluoreto de Potássio 
2. Na2SO3  SulfIto de Sódio 
3. ZnS  Sulfeto de Zinco 
4. NaNO3  Nitrato de Sódio 
5. K2Cr2O7  Dicromato de Potássio 
6. Brometo de lítio  LiBr 
7. Hidróxi carbonato de cálcio  CaCO3 
8. Permanganato de cálcio  Ca(MnO4)2 
9. Perclorato de bário  Ba(ClO4)2 
10. Hidrogenosulfato de potássio  KHSO4 
É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou 
pouco solúvel em água, experimentalmente temos: 
Sais Regra geral Exceções 
1A e NH4
+ Solúveis KClO4 e NH4ClO4 
Acetatos (CH3COO
-) Solúveis – 
Nitratos (NO3
-) Solúveis – 
Sulfatos (SO4
2-) Solúveis Sr, Ba, Ca, e Pb 
Halogenetos (Cl-, Br- e I-) Solúveis Ag, Pb e Hg 
Sulfetos (S-) Insolúveis 1A, 2A e NH4
+
 
Demais sais Insolúveis 1A e NH4
+
 
Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os 
demais são brancos. 
 Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido 
do nome do elemento. 
Ex.: Na2O – óxido de sódio / ZnO – óxido de zinco. 
 Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lê-
se óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito 
em algarismo romano. 
 Ex.: FeO – óxido de ferro II. 
 Au2O3 – óxido de ouro III. 
 SO2 – óxido de enxofre IV. 
 Observações: 
1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as 
terminações oso ou ico no cátion de menor e maior 
Nox, respectivamente. 
Ex.: FeO – óxido ferroso 
 Au2O3 – óxido áurico. 
 PbO2 – óxido plumbico. 
2) A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita 
indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o 
número de átomos de cada elemento: 
 Ex.: Cl2O5  pentóxido de dicloro. 
3) Nox dos principais metais: 
 Fe, Co e Ni  + 2 e +3 
 Hg e Cu  +1 e +2 
 Pb e Pt  +2 e +4 
 Au  +1 e +3 
 4) Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham 
terminações em função do Nox, vide tabela. 
Terminação Nox 
Per ico + 7 
ico (+3 + 4) +5 e +6 
oso +3 e +4 
Hipo oso +1 e +2 
(+3) ico apenas 
para o boro - B 
(+4) ico apenas 
para o carbono - C 
Ex.: SO3  anidrido sulfúrico / CO2  anidrido carbônico 
 Cl2O  anidrido hipocloroso / Cl2O5  anidrido clórico 
 Mn2O7  anidrido permangânico, etc. 
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 
 
1. MgO  
2. Pb3O4  
3. Ca(OH)2  
4. CuH  
5. Fe(OH)3  
6. Óxido de alumínio  
7. Óxido de potássio  
8. Óxido de ferro III  
9. Óxido plumboso  
10. Óxido estânico  
11. Hidreto de lítio  
12. Hidróxido de zinco  
13. Hidróxido ferroso  
14. Hidreto de fósforo  
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 
 
1. MgO  Óxido de Magnésio 
2. Pb3O4  Óxido de Chumbo 
3. Ca(OH)2  Hidróxido de Cálcio 
4. CuH  Ácido de Cobre 
5. Fe(OH)3  Hidrócido férrico 
6. Óxido de alumínio  Al2O3 
7. Óxido de potássio  K 
8. Óxido de ferro III  
9. Óxido plumboso  
10. Óxido estânico  
11. Hidreto de lítio  
12. Hidróxido de zinco  
13. Hidróxido ferroso  
14. Hidreto de fósforo  
Óxidos básicos 
fortes 
Óxidos básicos 
fracos, ácidos 
ou anfóteros 
Óxidos ácidos 
ou neutros 
Não formam 
óxidos 
Água 
Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2 
Óxidos ácidos: Nox > +4 
Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4 
Exceções: ZnO e PbO (anfóteros) 
Óxidos ácidos: ametais 
Óxidos neutros: CO, N2O 
e NO (exceções) 
Óxidos básicos fortes: alcalinos 
e alcalinos terrosos. 
Exceção: BeO (anfótero) 
1) Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal, 
ametal / semimetal. 
2) Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos 
neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás hilariante. 
3) Metal de Nox = + 8/3 (fórmula Me3O4) - óxido salino. 
4) Metal com Nox = +1 e +2 – óxido básico, exceção para o BeO, 
PbO e ZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O = 
-1 e superóxidos Nox do O = - ½. 
5) Metal com Nox > +4 – óxido ácido. 
6) Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero 
 Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água 
formando uma base ou com ácido formando sal e água. 
 Reações: 1) Na2O + H2O  2NaOH 
 2) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O 
 Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o 
oxigênio apresenta Nox = -1. 
 Reações: 1) CaO2 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 
 2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2 
 Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o 
oxigênio apresenta Nox = -1/2. 
 Reações: 1) CaO4 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 + O2 
 2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2 + O2 
 Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água 
formando um ácido. 
 Reações: 1) SO3 + H2O  H2SO4 
 2)  Mn2O7 + 2NaOH  2NaMnO4 + H2O 
 3) SO3 + MgO  MgSO4 
 4)  NO2 + H2O  HNO2 + HNO3 
 Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico. 
 Reações: 1) ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O 
 2) ZnO + NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
 Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem 
com água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O. 
 Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral 
Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento. 
 Exemplos: Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4 
 Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O 
 Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O 
 FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O 
 Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido do 
nome do metal. 
Ex.: CaH2 – hidreto de cálcio. 
 Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido do 
nome do elemento e do Nox escrito em romano. 
Ex.: CuH2 – hidreto de cobre II. 
 Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se as 
terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, 
respectivamente. 
Ex.: NiH2 – hidreto niqueloso. 
1) Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1 
 Ex.: NaH, CaH2 
2) Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1 
 Ex.: BeH2, NH3 
1. A única alternativa incorreta é: 
 
 a) Fe3O4 é um óxido salino. 
 b) N2O é um óxido neutro. 
 c) CaO é um óxido anfótero. 
 d) Cl2O7 é um óxido ácido. 
 e) H2O2 é um peróxido. 
2. Com relação às bases é incorreto afirmar: 
 
 a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH)x, onde 
M é um metal ou íon NH4
+. 
 b) As dibases têm fórmula geral M(OH)2. 
 c) As bases alcalinas são fortes. 
 d) O NH4OH é praticamente insolúvel em água. 
 e) Todas as bases de metais de transição pode ser 
classificada em fraca e insolúvel. 
3. O ácido que corresponde à classificação monoácido e 
ternário é: 
 
 a) HNO3 b) H2SO4 c) H3PO4 d) HCl e) HCNO 
 
4. Dentre os ácidos abaixo, o de maior grau de ionização é: 
 
 a) H4P2O7 b) H2SO3 c) HNO2 d) HClO4 e) H3BO3 
 
5. Os seguintes sais são solúveis em água: 
 
 a) KCl e BaCO3 
 b) AgCl e NaNO3 
 c) K2Cr2O7 e KMnO4 
 d) KClO4 e NiS 
 e) NaHCO3 e CaCO3 
 Ácidos – Conceito original: substâncias que em 
meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+. 
 Ex.: HCl  H+ + Cl- 
 
aq 
 Ácidos – Conceito atual: substâncias que reagem 
com água originando íons hidroxônio – H3O
+ . 
 Ex.: HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 Bases – mantido o mesmo conceito. 
 Restrito a soluções aquosas. 
 
 Outros solventes também ionizam ácidos 
e dissociam bases. 
 
 Incapaz de prever o caráter de ácidos não 
hidrogenados ou bases sem hidroxilas. 
 Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são 
espécies receptoras de prótons. 
 Ex.: HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
Obs. Na reação direta da equação o H+ é transferido do 
HCl para a água e na reação inversa o H+ é transferido 
do H3O
+ para o íon Cl-. 
 Reação geral: Ácido1 + Base1  Ácido2 + Base2
 
 pares conjugados 
 Ácidos são espécies capazes de receber um par de 
elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron. 
 Ex.: BF3 + NH3  F3 BNH3 
F 
B 
F 
F H N 
H 
H 
H N 
H 
H F 
B 
F 
F + 
1. No equilíbrio HCl + NH3  NH4
+ + Cl-, podemos afirmar que de 
acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry: 
 a) NH4
+ atua como base. 
 b) NH3 atua como base. 
 c) HCl atua como base. 
 d) Cl- atua como ácido. 
 e) NH3 atua como ácido. 
2. Julgue as proposições: 
 (01) Na reação HCl + NH3  NH4
+ + Cl-, o HCl funciona como ácido 
segundo Arrhenius. 
 (02) Na reação HCl + HF  H2 F 
+ + Cl-, os pares conjugados são: 
HCl/Cl- e HF/ H2 F 
+. 
 (04)Na reação Co+3 + 6NH3  [Co(NH3 )6 ]
+3 o cátion cobalto (Co+3) 
funciona como ácido de Lewis. 
 (08) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry. 
 (16) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis.