FUNCOES INORGANICAS

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FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
1. ÁCIDOS 
Os ácidos apresentam as seguintes características: 
- Têm sabor azedo (cuidado, de um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos); 
- Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade; 
- Mudam a cor de certas substâncias (chamadas, por esse motivo, de indicadores de ácidos). 
 
 
 
1.1. A definição de ácido de Arrhenius 
 
 
 
 
O H
+
 é, nessa perspectiva, o responsável pelas propriedades comuns a todos os ácidos, sendo chamado, por esse 
motivo, de radical funcional dos ácidos. Exemplos: 
 
 
Atualmente, sabe-se que a definição de Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução aquosa, o 
cátion H+ se une a uma molécula de água formando íon H3O
+
, chamado hidrônio ou hidroxônio: 
 
 
Sendo assim, os quatro exemplos anteriores ficariam mais corretos se escritos da seguinte maneira: 
 
No entanto, por comodidade, continua-se usando a primeira forma de representação. 
 
1.2. Classificação dos Ácidos 
a) De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis 
• Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H
+
 (HC, HNO3 etc.). 
• Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H
+
 (H2SO4, H2CO3 etc.). 
• Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H
+
 (H3PO4, H3BO3 etc.). 
• Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H
+
 (H4P2O7, H4SiO4 etc.). 
Os ácidos com 2 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos. 
 
b) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula 
• Hidrácidos: não contêm oxigênio (HC, HBr, H2S etc.). 
• Oxiácidos: contêm oxigênio (HNO3, H2SO4, H3PO4 etc.). 
 
c) De acordo com o grau de ionização (α) 
Grau de ionização é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. 
• Ácidos fortes: quando α > 50%. Exemplos: HC (α = 92%), H2SO4 (α = 61%) etc. 
• Ácidos moderados ou semifortes: quando 5 < α < 50%. Exemplos: HF (α = 8%), H3PO4 (α = 27%) etc. 
• Ácidos fracos: quando α < 5%. Exemplos: HCN (α = 0,008%), H2CO3 (α = 0,18%) etc. 
1.3. Formulação dos ácidos 
Todo ácido é formado pelo cátion H
+
 e por um átomo ou grupo de átomos com carga negativa (ânion ou radical 
negativo): 
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: 
O vinagre contém ácido acético (C2H4O2); o limão, a laranja e demais frutas 
cítricas contêm ácido cítrico (C6H8O7); a bateria de um automóvel contém ácido 
sulfúrico (H2SO4); o ácido muriático, usado para a limpeza de pisos, azulejos 
etc., contém ácido clorídrico (HC); E assim por diante. 
 
Os ácidos são muito usados, nas indústrias químicas, para a produção de novos 
materiais. Em particular, o ácido sulfúrico é o primeiro colocado em uso 
industrial. 
Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, 
produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H
+
). 
 
 
A carga total positiva dos H
+
 deve anular a carga total do radical negativo, de tal modo que a molécula seja 
eletricamente neutra. 
Desse modo, representando o ânion (ou radical ácido) por A e supondo sua valência igual a – x, chegamos a 
seguinte regra geral de formulação dos ácidos: 
 ou seja (normalmente, x ≤ 4). 
 
1.4. Nomenclatura dos ácidos 
a) Hidrácidos 
O nome é feito com a terminação ídrico: 
 
 
b) Oxiácidos 
● Quando o elemento forma apenas um oxiácido, usa-se a terminação ico: 
 H2CO3 — ácido carbônico H3BO3 — ácido bórico 
 
● Quando o elemento forma dois oxiácidos: 
 
 
● Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos: 
 
 
 
 
2. BASES 
Bases ou hidróxidos são substâncias que apresentam as seguintes características: 
- Têm sabor adstringente – isto é, “prendem a língua”; mas cuidado, pois são, em geral, tóxicas e corrosivas; 
- Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade; 
- Fazem voltar a cor primitiva dos indicadores, caso essa cor tenha sido alterada por um ácido. 
 
 
 
1.2. A definição de base de Arrhenius 
 
 
O OH
-
 é o responsável pelas propriedades comuns a todas as bases, constituindo por isso o radical funcional das 
bases. Exemplos: 
As bases são muito comuns em nosso cotidiano. 
Vários líquidos de limpeza usados nas cozinhas contém bases, 
como hidróxido de sódio (NaOH), presente em substâncias 
para desentupir pias, o hidróxido de amônio (NH4OH), 
encontrado no amoníaco etc. O chamado “leite de magnésia”, 
usado para combater a acidez estomacal, contém hidróxido de 
magnésio (Mg(OH)2). 
 
As bases são também muito usadas nas indústrias químicas. O 
hidróxido de sódio, por exemplo, é empregado na produção de 
sabões, detergentes, tecidos, etc. 
Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iônica, liberam, como íon 
negativo, apenas o ânion hidróxido (OH
-
), também chamado de oxidrila ou hidroxila. 
 
 
De modo geral, as bases são formadas por um metal, que constitui o radical positivo, ligado invariavelmente ao OH
-
. 
A única base não-metálica importante é o hidróxido de amônio (NH4OH). 
 
2.2. Classificação das bases 
a) De acordo com o número de oxidrilas (OH
-
) 
• Monobases: possuem apenas uma oxidrila (OH-). Exemplos: NaOH, NH4OH etc. 
• Dibases: possuem duas OH-. Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 etc. 
• Tribases: possuem três OH-. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3 etc. 
• Tetrabases: possuem quatro OH-. Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4 etc. 
Não existem bases com mais de quatro oxidrilas por molécula. 
 
b) De acordo com o grau de dissociação (α). 
• Bases fortes: são aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais 
alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc., que já são iônicos por 
natureza. O Mg(OH)2 é uma exceção à regra, pois constitui uma base fraca. 
• Bases fracas: cujo grau de dissociação é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de amônio (NH4OH) e dos 
hidróxidos dos metais em geral (excluídos os metais alcalinos e alcalino-terrosos), que são moleculares por sua 
própria natureza. 
 
c) De acordo com a solubilidade em água 
• Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos como NaOH, KOH etc., e hidróxido de amônio (NH4OH). 
• Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc. 
• Praticamente insolúveis: todos os demais. 
 
2.3. Formulação das bases 
Uma base é sempre formada por um radical positivo (metal ou NH4
+
) ligado invariavelmente ao radical negativo 
oxidrila (OH
-
): 
 
 
Note também que a carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total das oxidrilas, originando a 
seguinte regra geral de formulação das bases: 
 
 
2.4. Nomenclatura das bases 
Quando o elemento forma apenas uma base 
 
 
b) Quando o elemento forma duas bases 
 
 
Em lugar das terminações ico e oso, podemos usar também um algarismo romano indicando o número de 
oxidação do elemento. 
 
 
2.5. Comparação entre ácidos e bases 
Na Química, ácidos e bases podem ser considerados substâncias com características opostas, fato que pode ser 
percebido se observarmos suas propriedades funcionais, como mostramos a seguir.3. SAIS 
Os sais estão presentes em quase tudo que está ao nosso redor: rochas, alimentos, produtos de limpeza, ossos, 
dentes, sangue, etc. 
Ao sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaC) é muito usado na fabricação de 
soda cáustica (NaOH), do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro n(C2). 
 
3.1. Conceito dos sais 
 
 
 
 
Essa reação é chamada de neutralização ou de salificação. 
 
Do ponto de vista teórico, dizemos que: 
 
 
 
 
2.6. A medida do caráter ácido e do básico 
Para medir a acidez ou a basicidade de uma solução, usamos uma escala 
denominada escala de pH. 
O pH varia de zero (soluções muito ácidas) até 14 (soluções muito básicas). 
O valor pH = 7 indica uma solução neutra (nem ácida nem básica). 
 
Na prática, o pH é medido com indicadores ácido-básico (substâncias que 
mudam de cor em valores bem definidos de pH) ou por meio de aparelhagem 
elétrica (que mede a condutividade elétrica da solução). 
O uso de indicadores é bastante freqüente, dada a sua comodidade. 
Outro indicador muito usado em laboratório é o papel de 
tornassol, que fica vermelho em contato com os ácidos, e 
azul com as bases. 
Sais são compostos formados juntamente com a água na reação de um ácido com uma 
base de Arrhenius. 
Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H
+
 e 
um ânion diferente do OH
-
. 
Por exemplo: 
NaC ou Na+C- Ca(OH)C ou Ca2+OH-C- CaCBr ou Ca2+C-Br- 
NaHSO4 ou Na
+
H
+
SO4
2-
 NaKSO4 ou Na
+
K
+
SO4
2-
 
 
3.2. Reação de neutralização total / Sais normais e neutros 
Dizemos que uma reação de neutralização é total quando reagem todos os H
+
 dos ácidos com todos os OH
-
 das 
bases. O sal assim formado é chamado de sal normal ou neutro. 
 
 
a) Fórmula sais normais 
Um sal normal é formado por um cátion B, proveniente da base, e um ânion A, proveniente do ácido, segundo o 
esquema: 
 
Observe os exemplos: 
 
Veja que não é necessário indicar o índice 1. Os demais índices são simplificados, sempre que possível. Por 
exemplo: 
 
b) Nomenclatura dos sais normais 
O nome do um sal deriva do ácido e da base que lhe dão origem. 
Assim, para obter o nome de um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido correspondente, de acordo com o 
seguinte código: 
 
 
Esquematicamente, o nome de um sal normal é: 
 
Observe os exemplos: 
 
 
 
 
Nessas reações, NaCl, Na3PO4 e Ca(NO3)2 são 
exemplos de sais normais ou neutros. 
Note que, nessas reações, o que realmente 
ocorre é a união entre o H
+
 do ácido e o OH
- 
da 
base. 
4. ÓXIDOS 
Os óxidos inorgânicos constituem uma família muito importante, grande e diversificada de compostos químicos. 
Basta lembrar da água e de muitos minérios, de onde são extraídos metais de grande importância na vida diária. 
São os óxidos os principais poluentes da nossa atmosfera – CO2, SO2, SO3, NO, NO2 etc. 
 
4.1 Definição dos óxidos 
 
 
Por exemplo: H2O, CO2, FeO3, SO2, P2O5 etc. 
 
Os óxidos constituem um grupo muito numeroso, pois praticamente todos os elementos formam óxidos (até mesmo 
gases nobres, como, por exemplo, o XeO3). 
Apenas os compostos oxigenados do flúor (como, por exemplo, OF2 e O2F2) não são considerados óxidos, mais sim 
fluoretos de oxigênio, pois como já vimos, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. 
Sendo assim, outra definição possível para os óxidos seria: 
 
 
 
 
Os óxidos estão sempre presentes em nossa vida. Por exemplo: 
 
 
4.2. Fórmula geral dos óxidos 
Considerando um elemento químico E, de número de oxidação + z, e lembrando que o oxigênio tem número de 
oxidação -2, temos: 
 
Por exemplo: 
 
Sendo possível devemos simplificar os índices: 
 
 
4.3. Óxidos básicos 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
Os óxidos básicos são formados por metais com número de oxidação baixos (+1, +2 ou +3). 
São compostos sólidos, iônicos, que encerram o ânion oxigênio (O
2-
) e apresentam pontos de fusão e de ebulição 
elevados. 
Os óxidos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem com a água; os demais óxidos básicos são pouco solúveis 
em água. 
 
 
Óxidos são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Óxidos são compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico, 
exceto o flúor. 
Óxidos básicos são óxidos que reagem com a água, produzindo uma base, ou reagem 
com um ácido, produzindo sal e água. 
4.3.1 Nomenclatura dos óxidos básicos 
● Quando um elemento forma apenas um óxido, dizemos: 
 
Na2O — óxido de sódio 
CaO — óxido de cálcio 
 
● Quando o elemento forma dois óxidos, dizemos: 
 
 
 
Observe que os nomes dos óxidos básicos acompanham os nomes das bases correspondentes. 
Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos indicar o número de oxidação do elemento por um 
algarismo romano: 
 
 
 
Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos ainda indicar o número de átomos de oxigênio e o número 
de átomos do elemento com o auxílio dos prefixos mono, di, tri etc. Frequentemente, o prefixo mono é omitido. 
 
 
 
Essas duas nomenclaturas – com algarismo romano final e com prefixos “mono”, “di”, “tri” etc. – são de caráter geral, 
servindo não só para os óxidos básicos, mas também para as demais classes de óxidos que virão a seguir. 
 
 
4.4. Óxidos ácidos ou anidridos 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
4.4.1. Nomenclatura dos óxidos ácidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, 
ou reagem com uma base, produzindo sal e água. 
 
BIBLIOGRAFIA: 
1. CAMARGO, G. Química v.1, 2, 3. São Paulo: Scipione, 1995. 
2. FELTRE, R. Química v.1, 2, 3. São Paulo: Moderna, 2000. 
3. LEMBO, A. Química v.1, 2, 3. São Paulo: Ática, 1999. 
5. NOVAIS, V. Química v.1, 2, 3. São Paulo: Atual, 1993. 
6. PERUZZO, Tito Miragaia, CANTO, Eduardo Leite do. Química v.1, 2, 3. São Paulo: Moderna, 1994. 
7. REIS, M. Química. São Paulo: FTD, 2004. 
8. SARDELLA, A. Química fundamental, vol. 1. São Paulo: Ática, 1991,1995/96.