aula 7

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1 
Prof. Me. Ismael L. Costa Jr. 
Ministério da Educação 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
Campus Medianeira 
• Função química corresponde a um conjunto de 
substâncias que apresentam propriedades químicas 
semelhantes. 
 
• As substâncias inorgânicas podem ser classificadas 
em quatro funções: 
 
 Ácidos 
 Bases 
 Sais 
 Óxidos 
 
• Assim, numa reação química, todos os ácidos, por 
exemplo, terão comportamento semelhante. 
Funções Químicas 
Ácidos 
• Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas 
que em solução aquosa liberam como único e 
exclusivo cátion o hidrônio (H3O
+). 
 Ionização de um Ácido 
 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
 
H3PO4 + 3H2O  3H3O
+ + PO4
3- 
Hidrogênios ionizáveis 
• Os hidrogênios que fornecem H3O
+ são chamados de hidrogênios 
ionizáveis. 
 
• São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na 
molécula do ácido. 
 
• Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que 
pode ionizar, mas existem exceções: 
H3PO3 + 2H2O  2H3O
+ + HPO3
2-  apenas 2H+ 
 
H3PO2 + H2O  H3O
+ + H2PO2
1-  apenas 1H+ 
Classificação dos Ácidos 
• Quanto a presença ou ausência de oxigênio: 
 
 - Hidrácidos (HCl, H2S, HBr) 
 - Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4) 
• Quanto a presença ou ausência de carboxila (-COOH): 
 - Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH) 
 - Inorgânicos (H2CO3, H2S, HCN) 
• Quanto ao número de elementos químicos: 
 
 - Binário (HCl, HBr, HF) 
 
 - Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) 
 
 - Quaternário (H4[Fe(CN)6]) 
• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
 - Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) 
 - Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) 
 - Triácidos (H3PO4, H3BO3) 
 - Tetrácidos (H4P2O7) 
Classificação dos Ácidos 
2 
• Quanto ao Grau de Ionização (): 
- Ácidos fracos: 0 < a < 5% 
- Ácidos moderados: 5% < α < 50% 
- Ácidos fortes: 50% < α < 100% 
 Nº de Mol Ionizados 
 = 
 Nº de Mol Inicial 
Ácido fraco: HClO 
Ácido moderado: H3PO4 
Ácido forte : H2SO4 
 HClO4 
Classificação dos Ácidos 
- Hidrácidos: 
 Fortes: HCl, HBr, HI 
 Moderado: HF 
 
- Oxiácidos: HxEOy 
0 fraco Ex.: HClO 
1 moderado Ex.: H3PO4 
2 forte Ex.: H2SO4 
y-x 
Fortes: H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4 
 
Então, para o ânion An- o ácido terá a fórmula HnA 
Todo ácido é formado pelo cátion H+ e por um átomo 
ou grupo de átomos com carga negativa (ânion). Ex.: 
HCl 
 
H+1 Cl-1 
H2SO4 
 
H2
+1 SO4
-2 
H3PO4 
 
H3
+1 PO4
-3 
 A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total 
negativa do ânion, deixando a molécula eletricamente 
neutra. 
nH+ + An-  HnA 
Formulação dos Ácidos 
1. Emprego do sufixo ídrico  este sufixo é usado para 
hidrácidos (ácidos que não contêm oxigênio na 
molécula). 
Ex.: HCl  ácido clorídrico 
 HI  ácido iodídrico 
 H2S  ácido sulfídrico 
 HCN  ácido cianídrico 
2. Emprego dos sufixos ico e oso e dos prefixos hipo e 
per  são empregados na nomenclatura de ácidos 
oxigenados HxEyOz, nos quais varia o número de 
oxidação (nox) de E. O seguinte critério é usado: 
Nomenclatura dos Ácidos 
Grupo 
da TP 
onde 
está o E 
Nox de E no 
ácido HxEyOz 
Nome do ácido HxEyOz 
G 7 7 
a < 7 
b < a 
c < b 
Ácido per (nome de E) + ico 
Ácido (nome de E) + ico 
Ácido (nome de E) + oso 
Ácido hipo (nome de E) + oso 
G ≠ 7 G 
a < G 
b < a 
c < b 
Ácido (nome de E) + ico 
Ácido hipo (nome de E) + ico 
Ácido (nome de E) + oso 
Ácido hipo(nome de E) + oso 
Nomenclatura dos Ácidos 
3. Emprego dos prefixos orto, meta e piro  quando: 
 
1 moléc. de ác. A - 1 moléc. de H2O  1 moléc. de ác. B 
 
2 moléc. de ác. A - 1 moléc. de H2O  1 moléc. de ác. B 
 
 
4. Emprego do prefixo tio  quando 1 ácido B resulta de 
1 ácido A pela substituição de 1 átomo de O deste por 1 
átomo de S, acrescenta-se o prefixo tio ao nome do 
ácido B. 
 
Se 2 ou 3 átomos de O forem substituídos por átomos de 
S, usa-se os prefixos ditio e tritio. 
orto meta 
orto 
piro 
3 
Características gerais dos ácidos 
 Apresentam sabor azedo; 
 
 Desidratam a matéria orgânica; 
 
 Deixam incolor a solução alcoólica de 
fenolftaleína; 
 
 Neutralizam bases formando sal e água. 
EXEMPLOS 
H2S 
 
H2CO3 
 
 
H2SO3 
 
 
Ácido Crômico 
 
Ácido Clorídrico 
Bases 
• De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é 
toda substância que, dissolvida em água, dissocia-
se fornecendo como ânion exclusivamente OH- 
(hidroxila). 
NaOH  Na+ + OH- 
Ca(OH)2  Ca
2+ + 2OH- 
Al(OH)3  Al
3+ + 3OH- 
 Possuem OH-; 
 Metais; 
 Ligações Iônicas; 
 Sólidos; 
 Solúveis em água: 
 (metais alcalinos). 
NH3(g) + H2O(L) NH4OH(aq) 
 Não-metais; 
 Ligações covalentes; 
 Solução aquosa; 
 Volátil. 
• Exceção: 
 Uma base é sempre formada por um radical positivo 
(metal ou NH4
+) ligado invariavelmente ao radical 
negativo hidroxila (OH-). 
 A carga positiva do cátion é neutralizada pela carga 
negativa 
total das hidroxilas. 
 
 Sendo então Cn+ um cátion, a fórmula da respectiva 
base será C(OH)n. 
NaOH 
 
Na+ OH- 
Ca(OH)2 
 
Ca2+ (OH-)2 
Al(OH)3 
 
Al3+ (OH-)3 
Cn+ + n(OH)-  C(OH)n 
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Formulação das Bases 
 A nomenclatura é feita escrevendo-se o nome do 
elemento ou do radical positivo na frente das palavras 
hidróxido de. 
1. Quando o elemento forma apenas uma base 
2. Quando o elemento forma duas bases 
 Acrescenta-se o sufixo ico (para o elemento de maior 
nox) e oso (para o elemento com menor nox). 
 
 No luar das terminações ico e oso, pode-se também 
usar um algarismo romano para indicar o número de 
oxidação do elemento 
18 
Nomenclatura das Bases 
4 
Classificação 
• Quanto ao número de hidroxilas: 
 
 
 - 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 iônica: 
 
 
- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1) e 
metais alcalinos terrosos (G2). 
 
 
- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de 
amônio (NH4OH) e as demais bases. 
Classificação 
• Quanto à solubilidade em água: 
 
 - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos 
metais alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio 
(NH4OH). 
 
 - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos 
metais alcalino-terrosos (G2). 
 
 - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. 
KOH 
Monobase 
Forte 
Solúvel 
Al(OH)3 
Tribase 
Fraca 
Insolúvel 
Classificação Características gerais das bases 
 Apresentam sabor caústico; 
 
Deixam vermelha a solução alcoólica de 
fenolftaleína; 
 
 Neutralizam ácidos formando sal e água. 
Exemplos 
 NaOH 
Fe(OH)2 
Fe(OH)3 
Hidróxido de Platina IV 
Sais 
• Sal de Arrhenius - Composto resultante da 
neutralização de um ácido por uma base, com 
eliminação de água. 
 
• É formado por um cátion proveniente de uma base 
e um ânion proveniente de um ácido. 
 
 
 
• A reação de um ácido com uma base recebe o 
nome de neutralização. 
Ácido + Base Sal + Água 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
5 
 pCn+ + qAm-  (Cn+)p(Am-)q 
 
 p e q são os menores númerosnecessários para 
haver neutralização das cargas positiva e negativa, isto 
é, são os menores números inteiros que satisfazem a 
igualdade np = mq. 
 
Ex.: 
 
2Al3+ + 3SO4
2-  (Al3+)2(SO4
2-)3 ou Al2(SO4)3 
 
2Ca2+ + P2O7
4-  (Ca2+)2P2O7
4- ou Ca2P2O7 
Um sal é formado por um cátion, proveniente da base, 
e um ânion, proveniente do ácido. 
25 
Formulação dos Sais 
 Na nomenclatura dos sais dá-se primeiro o nome do 
ânion, seguindo-se o nome do cátion precedido da 
preposição de. 
 
nome do sal = [nome do ânion] +de+ [nome do cátion] 
 
Fe2(SO4)3 sulfato de ferro III 
Fe(HSO4)3 hidrogênio sulfato de ferro III ou sulfato ácido 
de ferro III ou bissulfato de ferro III 
KAl(SO4)2 sulfato de alumínio e potássio 
NH4MgPO4 fosfato de magnésio e amônio 
CaCl(ClO) cloreto hipoclorito de cálcio 
Ca(OH)Cl hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico 
de cálcio 
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Nomenclatura dos Sais 
Exemplo 
 
H2SO4 + Ca(OH)2 
 
 
Cloreto de Magnésio 
 
 
 
Carbonato de Aluminio 
 Sais neutros ou normais 
• São obtidos por neutralização total (H+ ioniz = OH-): 
 H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2 H2O 
 
 
 
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O 
 Sais Ácidos e Sais Básicos 
• São obtidos por neutralização parcial (H+ioniz ≠ OH-): 
 H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O 
 
HCl + Mg(OH)2 Mg(OH)Cl + H2O 
 
Sal ácido ou hidrogenossal 
(hidrogenocarbonato de sódio) 
Sal básico ou hidróxissal 
(hidróxicloreto de magnésio) 
Classificação 
• Quanto à presença de oxigênio: 
- Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 
- Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl 
• Quanto ao número de elementos: 
- Binários: NaCl , KBr , CaCl2 
- Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 
- Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6 
6 
• Quanto à presença de água: 
- Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O 
- Anidros: KCl; NaCl; CaSO4 
• Quanto à natureza: 
- Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 
- Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 
- Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br 
- Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr 
Classificação 
 Óxidos são compostos binários, nos quais 
um dos elementos é o oxigênio e o outro é um 
elemento menos eletronegativo que o oxigênio. 
32 
Óxidos 
 Pela IUPAC, a nomenclatura oficial é feita de 
acordo com o número de átomos de cada elemento na 
fórmula do óxido, usando os prefixos mono, di, tri, etc. 
 
 
 
 
 
nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, 
tri...] + [nome de E] 
 
O prefixo mono pode ser omitido. 
 
CO  monóxido de carbono ou óxido de carbono 
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Formulação e Nomenclatura dos Óxidos 
Ex+ + O2- E2Ox 
Regra geral: 
(Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento 
CO 
N2O5 
P2O3 
H2O 
 monóxido de monocarbono 
 pentóxido de dinitrogênio 
 trióxido de difósforo 
 monóxido de diidrogênio 
Formulação e Nomenclatura dos Óxidos 
Para 
metais: 
Nox fixo (G1 e G2) - óxido de elemento 
Nox - óxido de elemento + valência 
Na2O 
Al2O3 
FeO 
Fe2O3 
 óxido de sódio 
 óxido de alumínio 
 óxido de ferro II (óxido ferroso) 
 óxido de ferro III (óxido férrico) 
Formulação e Nomenclatura dos Óxidos 
Classificação 
• Óxidos Ácidos 
• Óxidos Básicos 
• Óxidos Anfóteros 
• Óxidos Neutros 
• Óxidos Duplos 
• Peróxidos 
• Superóxidos 
7 
Óxidos Básicos (metálicos) 
• São formados por metais alcalinos e alcalinos 
terrosos e reagem com água formando bases e 
com ácidos formando sal e água. 
Na2O + H2O  2NaOH 
CaO + H2O  Ca(OH)2 
MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O 
Óxido básico + H2O  base 
Óxido básico + ácido  sal + H2O 
CaO (cal virgem, cal viva ) 
Óxidos Ácidos (anidridos) 
• São formados por não-metais e reagem com água 
formando ácidos e com bases formando sal e água. 
CO2 + H2O  H2CO3 
N2O5 + H2O  2HNO3 
SO3 + H2O  H2SO4 
CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O 
Óxido ácido + H2O  ácido 
Óxido ácido + base  sal + H2O 
(CO2 – EFEITO ESTUFA) 
“chuva ácida” 
Óxidos Anfóteros (anfipróticos) 
• São óxidos de caráter intermediário entre ácido e 
básico. Reagem com ácidos e bases formando sal 
e água. 
Al2O3 ; ZnO 
ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O 
Óxido anfótero + ácido/base  sal + água 
ZnO (hipoglós) 
Al2O3 (alumina) 
• São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas 
podem reagir com oxigênio. 
CO ; NO 
CO + H2O  Não ocorre reação 
NO + HCl  Não ocorre reação 
CO + ½O2  CO2 
Óxido Neutro + O2  Oxidação 
Óxidos Neutros 
Óxidos Duplos (mistos) 
• São óxidos que, quando aquecidos, originam dois 
outros óxidos. 
M3O4 
Fe, Pb, Mn 
Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4 
Fe3O4  FeO + Fe2O3 
(magnetita, imã) 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e 
hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1. 
 M2O2 - MO2 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
H2O2 - Agente oxidante e bactericida 
Na2O2 ; Li2O2 ; CaO2; MgO2 
Peróxidos 
8 
Superóxidos (polióxidos) 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e 
possuem oxigênio com Nox = - ½. 
 M2O4 - MO4 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
Na2O4 ; Li2O4 ; CaO4 ; MgO4 
18 1 
2 13 14 15 16 17 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
Óxidos 
Básicos 
Óxidos 
Ácidos 
Nox ≥ +4 
Óxidos 
Anfóteros 
 
 OB + H2O  BASE 
 OB + ÁCIDO  SAL + ÁGUA 
 
 
 OA + H2O  ÁCIDO 
 OA + BASE  SAL + ÁGUA 
 ÓXIDO DUPLO OU MISTO = Me3O4 
 
 ÓXIDOS NEUTROS = CO, NO, N2O 
 
 PERÓXIDOS= ....O2 
 
 SUPERÓXIDOS= ....O4 
H, G1 e G2 
Superóxidos (polióxidos)