Funções Inorgânicas aula 1

Prévia do material em texto

Funções Inorgânicas
Departamento de Química e Física
Professora: Juliana Mônica da Costa
Tabela Periódica
Funções Químicas
Conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas 
semelhantes, denominadas propriedades funcionais.
Grupo Funcional
É um átomo ou grupo de átomos que caracterizam as substâncias que 
compõem a função.
Sabor dos ácidos
Azedo
Ex: Vinagre, limão, laranja (frutas cítricas)
Recipiente contendo ácido mriático
Efeitos da chuva ácida: estátua 
antes e depois da exposição à 
chuva ácida, floresta negra na 
Alemanha em 1970 e 1983 
depois da exposição à chuva 
ácida.
.
Bases
Sabor cáustico ou adstringente
Ex: Leite de magnésia, banana verde, caju (levemente amargo, trava a 
língua
suspensão de hidróxido de magnésio denominado de 
leite de magnésia
Solubilidade em água
Ácidos: quase todos solúveis
Bases: insolúveis em sua maioria
Ligações
 Ácido: ligações covalentes
 Bases: ligações iônicas em sua grande maioria
Ação reciproca
 Ácidos e bases reagem entre si um destruindo as propriedades do 
outro, reação de neutralização.
Teoria de Arrhenius
• Em torno de 1887 passa a definir ácido e base pela sua estrutura 
química e molecular e não mais pelas propriedades funcionais.
Ácidos – toda substância que, quando dissolvida em água, fornece 
como único cátion o H+ .
HCl (g) H2O H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
O químico, físico e
matemático. O sueco
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
• Base - toda substância que, quando dissolvida em água produz como
único ânion OH ̄ (hidroxila ou hidróxido).
NaOH(s) Na (aq) + OH (̄aq) 
• Sais - em solução aquosa não produzem H+ nem OH ̄.
NaCl (s) Na (aq) + Cl (̄aq)
+H2O
+H2O
Criticas as teorias de Arrhenius
• Considerou íons apenas em solução aquosa;
• Não considerou a diferença entre ácidos e bases quanto a
dissociação;
• Considerava apenas a água como solvente para ácidos e bases.
• H+ ou H3O
+
Íon hidroxônio ou íon hidrônio H3O
+
• O íon H+ não é estável, necessita de dois elétrons para se assemelhar
ao gás nobre hélio;
• Para se estabilizar o íon H+ se une a água produzindo o íon H3O
+
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
HNO3(l) + H2O(l) H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq)
A definição de Arrhenius pode ser reescrita assim:
Ácido é todo composto que, dissolvido em água origina H3O
+ como único 
cátion
Teoria de Bronsted-Lowry
• Ácido: toda a espécie química, molécula ou íon, capaz de ceder o
próton (H+).
• Base: toda a espécie química, molécula ou íon capaz de receber o
próton (H+)
HCl + H2O H3O
+ + Cl-
Ácido base
 Ácido e base conjugados
HCl H+ + Cl- H2O + H
+ H3O
+
 Formato geral da Teoria de Bronsted – Lowry
HCl + H2O ⇌ H3O
+ + Cl-
Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1
Ácido Base Base Ácido
Teoria de Lewis
• Ácido: toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de receber um 
par de elétrons para formar uma ligação covalente dativa;
• Base: toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder um 
par de elétrons para formar uma ligação covalente dativa.
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH -
Base de Lewis
Ácido de Lewis
Ácido de Lewis
Base de Lewis
Comparação entre Bronsted-Lowry e Lewis
Ácido de Bronsted-Lowry Ácido de Lewis
Doa próton Recebe par de elétrons
Base de Bronsted-Lowry Base de Lewis
Recebe próton Doa par de elétrons
Ácidos
Propriedades
• Possuem sabor azedo;
• São corrosivos
• Quando diluídos em água se ionizam, isto é, liberam íons, sendo que 
o cátion sempre será o H+ (H3O
+)
HCl H+ + Cl-
• Em meio aquoso são bons condutores de eletricidade;
água
• Participam das reações de neutralização, isto é, reagem com bases
formando sal e água;
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
HCl + NaOH NaCl + H2O
• A fenolftaleína fica incolor na presença de ácido e o papel de
tornassol fica vermelho.
Classificação dos ácidos
• Quanto a presença ou ausência de carboxila (-COOH)
Orgânicos: 
Inorgânicos: H2CO3 ; H2CO2 ; HCN
• Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos: HCl; H2S; HBr
Oxiácidos: H2SO4 ; H3PO4 ; HClO4
CH3 COOH; HOOC COOH
• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
Monoácidos: HCl; HF; H3PO2
Diácidos: H2SO4 ; H2S ; H3PO3
Triácidos: H3PO4 ; H3BO3; H3BO2
Tetrácidos: H4P2O7
Exceção: H3PO2 – monoácido H3PO3 – diácido 
• Quanto ao Grau de Ionização ou Força de um ácido (α )
 Ácidos fracos: 0 < α < 5%
 Ácidos moderados ou médio: 5% ≤ α 50%
 Ácidos Fortes: 50% < α < 100%
Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr e HI Médio: HF Fracos: demais
Oxiácidos:
Depende da relação entre o número de H ionizáveis e o número de O 
da molécula.
HxEzOy (y-x)/z > 1 = forte Ex.: H2SO4
(y-x)/z = 1 = médio Ex.: H3PO4 
(y-x)/z < 1 = fraco Ex.: HClO
Exceção: H2CO3 fraco (α = 0,18%)
Nomenclatura dos ácidos
• Hidrácidos: lê-se ácido seguido do nome do elemento com 
terminação ídrico.
Ex: HCl – ácido clorídrico
HCN – ácido cianídrico
H2S - ácido sulfídrico
• Oxiácidos:
ico (maior nox)
Ácido _______________+
nome do elemento oso (menor nox)
Para elementos com mais de dois nox:
Nox
Ácido Per..... +7 ico
Ácido........ +6, +5 ico
Ácido ....... +4, +3, +2 oso
Ácido Hipo...... +1 oso
Prefixos orto, meta e piro
Orto: estado fundamental do Ácido - H3PO4 Ácido ortofosfórico
Meta::é utilizado quando do ácido orto retira-se uma molécula de água
HPO3 Ácido metafosfórico
Piro: é utilizado para indicar a retirada de uma molécula de água de 
duas moléculas do orto.
H4P2O7 Ácido pirofosfórico
Bases
Propriedades
 Possuem sabor adstringente (amarra a boca)
 Quando diluídas em água se dissociam liberando íons, sendo que o 
ânion sempre será o OH ̄, e o cátion em geral um metal.
NaOH(s) Na (aq) + OH ̄(aq) 
 Diluídos em água são bons condutores de eletricidade.
água
 Participam das reações de neutralização, isto é, reagem com bases
formando sal e água;
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
HCl + NaOH NaCl + H2O
 Em contato com o indicador fenolftaleína fica vermelha, e com o
papel tornassol fica azul.
Classificação das bases
• 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 ou força
Fortes: os hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Ex.: NaOH, etc.
Fracas: todas as demais bases. Ex.: AgOH, NH4OH, etc.
• Quanto a solubilidade em água
Totalmente solúveis: bases do grupo 1 e NH4OH.
 Parcialmente solúveis (pouco solúveis): a maioria das bases do grupo 2.
Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2 Mg(OH)2
Nomenclatura das bases
• Bases de metais com nox fixo: lê-se hidróxido seguido do nome do
metal.
Ex.: NaOH
• Bases de metais com dois nox: lê-se hidróxido seguido do nome do
elemento e do nox escrito em romano, ou emprega-se as terminações
oso e ico nos cátions, respectivamente de menor e maior Nox.
Ex.: Fe(OH)2 
Fe(OH)3