Aula-6-Funções-Inorgênicas-2014-04

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Aula 06
Dissociação Eletrolítica
Funções inorgânicas
Exercício 1
Esta questão refere-se à classificação periódica dos
elementos, esquematizada a seguir. Os símbolos dos
elementos foram substituídos por letras arbitrariamente
escolhidas. A letra T representa o símbolo de um gás
nobre.
Baseado na posição dos elementos mencionados, a
fórmula falsa é:
a) X2L b) YW2 c) M2J3
d) QW3 e) GR4
Dissolução em água
 Svante Arrhenius: idéia de que algumas
substâncias, quando dissolvidas em água,
são capazes de dar origem a íons positivos e
íons negativos, o que possibilita a condução
de corrente elétrica através delas.
 Substâncias capazes de produzir soluções
iônicas ou eletrolíticas: substâncias iônicas e
substâncias moleculares polares.
Dissolução em água
 Existem substâncias que, quando dissolvidas
em água, não originam íons, originam
soluções chamadas não eletrolíticas ou
moleculares.
 Na dissolução dessas substâncias, ocorre
simplesmente uma separação das moléculas
que as constituem e estas soluções são
formadas a partir de substâncias moleculares
apolares.
Dissolução em água
Dissociação x Ionização
 Dissociação: Fenômeno que ocorre nas 
substâncias iônicas;
 Ionização: Fenômeno que ocorre com as 
substâncias moleculares.
NaClNa+ +Cl-
HFH++F-
Dissociação
Dissociação iônica é uma propriedade característica de
substâncias iônicas. Estas substâncias, formadas por um
aglomerado de íons unidos por força eletrostática, ao
interagirem com água têm seus íons separados e
hidratados. Os íons, agora livres, possuem a capacidade
de se movimentar e se orientar quando sujeitos à ação de
um campo elétrico externo.
Considerando o que acontece com um pequeno cristal de cloreto de
sódio, um típico sólido iônico, quando ele é colocado em contato com a
água. A parte deficiente de elétrons das moléculas de água (átomos de
hidrogênio) atrai os íons negativos presentes na superfície do cloreto de
sódio sólido. Da mesma forma, a parte mais rica em elétrons das
moléculas de água (átomos de oxigênio) atraem os íons Na+ e os
hidratam. Estas atrações ajudam a superar as forças que mantém unidos
os íons no cristal, e ajudam a dissolver o cloreto de sódio em água. As
moléculas que envolvem os íons são chamadas de água de solvatação.
Solvatação
Solvatação
Ionização
 A ionização é uma propriedade característica de algumas
substâncias moleculares que, ao entrarem em contato
com a água, interagem dando origem a íons.
 Assim, quando moléculas polares são dissolvidas em
água, os dipolos da água podem enfraquecer a ligação
covalente, ocasionando a ionização das mesmas.
Exemplos
 HCl + H2O  H3O
++ Cl-
 HNO3 + H2O  H3O
+ + NO3
-
 H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2-
 H3PO4 + 3H2O  3H3O
+ + PO4
3-
Ionização
 A ionização é um processo em que coexistem moléculas
e íons num equilíbrio dinâmico denominado equilíbrio
químico. O equilíbrio químico é estabelecido quando a
velocidade de formação dos íons se iguala à velocidade
de regeneração das moléculas.
 Esse equilíbrio pode ser estabelecido em momentos
diferentes para as diversas substâncias: se, no
momento do equilíbrio, há mais moléculas do que íons,
dizemos que o eletrólito é fraco; se houver mais íons
do que moléculas, o eletrólito é forte.
 O coeficiente que mede a extensão da ionização é
denominado grau de ionização e é representado pela
letra  (alfa).
Grau de Ionização ()
 O grau de ionização, que é tabelado, varia entre 0 e 1 ou 
entre 0 e 100 %. Quando está próximo de zero, a 
substância está pouco ionizada e é um eletrólito fraco; 
quando se aproxima de 1 (ou 100 %), a substância está 
bastante ionizada e é um eletrólito forte.
 Exemplos:
HCl: = 92 / 100 = 0,92 ou 92 % ( eletrólito forte )
HF: = 8 / 100 = 0,08 ou 8 % ( eletrólito fraco )
A lâmpada acende, provando que há passagem de corrente 
elétrica através da solução. 
Esse tipo de solução é chamado de solução eletrolítica . 
Ionização na prática
Outros exemplos, ionização
Verifica-se que a condutividade elétrica em soluções de sal ou 
NaCℓ, por exemplo, é alta (luminosidade forte da lâmpada).
Grau de ionização na prática
Ionização
 A função da água na dissociação iônica consiste na
separação dos íons já existentes no aglomerado iônico
(retículo cristalino).
 No fenômeno da ionização, a água atua quebrando
ligações moleculares, sendo sua presença o fator
determinante para a formação de íons.
 As substâncias iônicas conduzem eletricidade tanto em
solução como quando fundidas (a água ou a fusão
apenas separam e libertam os íons já existentes).
 As substâncias moleculares polares (ionizáveis) só
conduzirão corrente elétrica se estiverem cm solução
aquosa, pois necessitam da água para "quebrar" suas
moléculas, transformando-as cm íons.
Funções inorgânicas
 É um conjunto de substâncias com
propriedades químicas semelhantes,
denominadas propriedades funcionais;
 Definições:
 Eletrólitos: são substâncias que, quando
dissolvidas em água, conduzem a corrente
elétrica;
 Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica.
Funções inorgânicas
Seguindo o critério baseado na
dissociação/ionização, Arrhenius propôs a
Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide
as substâncias em grupos com características
distintas:
 Ácidos
 Bases
 Sais
 Óxidos
Funções Inorgânicas
As principais funções são: 
 Ácidos (libera o cátion H+ (H3O
+)
 Hidróxidos ou bases (libera o ânion OH-)
 Óxidos (composto binário onde um dos 
elementos é o oxigênio)
 Sais
ÁCIDOS
Substâncias que, em solução aquosa, liberam como cátions somente
íons H3O
+.
 HNO3 + H2O  H3O
+ +NO3
-
 H2CO3 + 2 H2O  2 H3O
+ + CO3
2-
 H3PO4 + 3 H2O  3 H3O
+ + PO4
3-
De acordo com Arrhenius, apenas se pode definir uma substância
como ácido se, em solução aquosa, ela produzir, como cátions,
somente íons H3O
+ (ou simplificadamente H+) .
Como as substâncias que se enquadram nesta classificação são
moleculares, a produção de íons ocorre através do processo de
ionização
   )()(
2
)( 3 aqaq
OH
aq ClOHHCl
Ácidos
 Para comparar os graus de ionização de diferentes ácidos,
devem-se utilizar soluções com o mesmo número de
moléculas de cada um dos ácidos para um mesmo volume
de solução, à mesma temperatura.
 Quanto maior o grau de ionização, maior a condutividade
elétrica, pois a condutibilidade é proporcional à
concentração de íons presentes na solução. Embora todos
os ácidos sofram ionização em meio aquoso, não o fazem
na mesma escala. Assim, comparando os graus de
ionização dos ácidos,podemos classificá-los em:
Ácidos fortes onde > 50 % . Ex: HCl, H2SO4
Ácidos médios e fracos, onde ≤ 50 %. Ex: HF, H2S, H3PO4
Presença ou ausência de 
oxigênio na molécula: 
Número de hidrogênios 
ionizáveis:
Grau de ionização: 
Hidrácidos. Ex: HCl
Oxiácidos. Ex: H2SO4
Monoácidos. Ex: HCl, HNO3,
H3PO2*
Diácidos. Ex: H2SO4, H2S, H3PO3*
Triácidos. Ex: H3BO3, H3PO4
Tetrácidos. Ex: H4P2O7
Hidrácidos: Fortes (HCl, HBr e HI);
Moderado (HF); Fracos (os demais).
Oxiácidos: n° de oxigênios – n° de
hidrogênios. Fortes (3 ou 2);
Moderados (1); Fracos (0).
Classificação de ácidos
Quanto ao Grau de Ionização 
()
 Hidrácidos:
Fortes:HCl, HBr, HI
Moderado: HF
*Os demais são fracos!!!
 Oxiácidos: HxEOy
0 fracoEx.: HClO
1 moderadoEx.: H3PO4
2 forteEx.: H2SO4
y-x
 Hidrácidos
 Terminação do nome do ânion: eto
 Terminação do nome do ácido: ídrico
Nomenclatura de ácidos
 Oxiácidos: 
 Maior número de oxidação
 Terminação donome do ânion: ato
 Terminação do nome do ácido: ico
 Exemplo: ânion nitrato: ácido nítrico
 Menor número de oxidação
 Terminação do nome do ânion: ito
 Terminação do nome do ácido: oso
 Exemplo: ânion nitrito: ácido nitroso
Nomenclatura de ácidos
Ácidos: nomenclatura
Volatilidade: 
Estado físico:
Fixos: sólidos ou líquidos de alto P.E. Ex:
H2SO4, H3PO4, H3BO3.
Voláteis: líquidos de baixo P.E. ou gases.
Ex: HNO3, HCN, H2S.
Sólido: H3BO3
Líquidos: H2SO4, H3PO4, entre outros.
Gasosos: HNO3, H2S, HCN, HCl, HBr, 
HI, entre outros. 
Propriedades físicas de ácidos
Propriedades físicas de ácidos
 Apresentam sabor azedo
 Desidratam a matéria orgânica
 Deixam incolor a solução alcoólica de 
fenolftaleína
 Neutralizam bases formando sal e 
água
Bases
 Bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam um
único tipo de ânion: o íon OH-, chamado hidroxila ou
oxidrila.
 As principais bases inorgânicas são hidróxidos, que são
iônicos e possuem cátions de metais ligados ao grupamento
OH-; consequentemente, em solução aquosa, sofrem
dissociação iônica.
NaOH(s)  Na+(aq) + OH-(aq)
Ca(OH)2(s)  Ca
2+(aq) + 2 OH-(aq)
Al(OH)3(s)  Al
3+(aq) + 3 OH- (aq)
 
)()()( aqaqaq
OHNaNaOH
Número de hidroxilas:
Força:
Solubilidade:
Monobases. Ex: NaOH, NH4OH
Dibases. Ex: Ca(OH)2, Zn(OH)2
Tribases. Ex: Al(OH)3, 
Tetrabases. Ex: Pb(OH)4
Bases fortes: Bases de metais alcalinos e alcalino-
terrosos (exceto Be e Mg).
Bases fracas: demais bases (incluindo as bases de Be e
Mg).
Bases solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH.
Bases pouco solúveis: bases de metais alcalino-
terrosos (exceto as bases de Be e Mg).
Bases praticamente insolúveis: demais bases
(incluindo as bases de Be e Mg).
Classificação de bases
Classificação de bases: 
exceção
 Ametais
 Ligação covalentes
 Solução aquosa
 Volátil
* NH3 + H2O  NH4OH
Nomenclatura de bases
 Apresentam sabor cáustico
 Estriam a matéria orgânica
 Deixam vermelha a solução alcoólica 
de fenolftaleína
 Neutralizam ácidos formando sal e 
água
Propriedades físicas das 
bases
Sais
 Substâncias que, em solução aquosa, produzem pelo
menos um cátion diferente do H+ e pelo menos um ânion
diferente do OH-.
 Assim como os hidróxidos, os sais também são compostos
formados por aglomerados de íons e a água provoca,
simplesmente, a separação destes íons, ou seja, sua
dissociação.
 Exemplos:
NaCl(s)  Na+(aq)+Cl-(aq)
KNO3(s)  K
+(aq)+NO3
-(aq)
NaHSO4(s) Na
+(aq) + HSO4
-(aq)
CaOHCl(s)  (CaOH)+(aq) + Cl-(aq)
Fe2(SO4)3(s)  2 Fe
3+(aq) + 3 SO4
2-(aq)
Na3PO4(s)  3 Na
+(aq) + PO4
3-(aq)
Definição segundo Arrhenius: é toda substância que, em
solução aquosa, sofre dissociação, produzindo pelo menos
um cátion diferente do H+ e pelo menos um ânion diferente
do OH–.
Sais
 Para sais neutros
Nomenclatura de Sais
 Para hidróxi-sais: Indica-se o número de hidroxilas
(OH-) pelas expressões (mono), di, tri hidroxi.
 Para sais duplos:
 Nos sais duplos quanto ao cátion: usa-se o nome do ânion
seguido dos nomes dos dois cátions.
 Nos sais duplos quanto ao ânion : usa-se o nome dos dois
ânions seguido do nome do cátion.
 Para sais hidratados: Usa-se o nome dos sais seguido
da quantidade de água de cristalização.
Nomenclatura de Sais
Exemplos de nomenclatura de 
sais
Óxidos
 Substâncias binárias (formadas por dois elementos) de
oxigênio, onde o oxigênio é o elemento mais
eletronegativo entre eles.
 Não se consegue um comportamento único dos óxidos
em solução aquosa e, em decorrência disso, Arrhenius
não conseguiu caracterizar os óxidos como uma função.
O comportamento que cada um assume depende do
elemento que está ligado ao oxigênio.
 Exemplos: Na2O, CaO, ZnO, N2O3, P2O5
Óxidos
Cd, Pb e Zn
Óxidos de caráter iônico: o elemento ligado 
ao oxigênio possui eletronegatividade baixa 
(caracteristicamente metais alcalinos e alcalino-terrosos).
Óxidos de caráter covalente ou molecular: o elemento 
ligado ao oxigênio possui eletronegatividade alta 
(caracteristicamente ametais).
Óxidos de caráter intermediário entre o covalente e o 
iônico: o elemento possui uma eletronegatividade média 
[semi-metais e metais que apresentam nox elevado (+3 e 
+4)].
 Para óxidos moleculares (ametal + oxigênio):
 Para óxidos iônicos (metal + oxigênio):
Nomenclatura de óxidos
Classificação de óxidos
 Óxidos Ácidos
 Óxidos Básicos
 Óxidos Anfóteros
 Óxidos Neutros
 Óxidos Duplos
 Peróxidos
 Superóxidos
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)
ÓXIDOS: Classificação Geral
Classificação de óxidos
 Óxidos básicos: óxidos que apresentam
caráter iônico, em que o metal terá
geralmente “carga” +1 e +2.
 Exemplos: Na2O, BaO.
 Óxidos ácidos: óxidos que apresentam
caráter covalente (molecular) e geralmente
são formados por ametais.
 Exemplos: CO2, SO2.
Óxidos básicos
Os óxidos básicos fazem as seguintes reações
características:
 Reagem com água produzindo hidróxido:
K2O + H2O  2 KOH
CaO + H2O  Ca(OH)2
FeO + H2O  Fe(OH)2
 Reagem com ácidos produzindo sal e água:
K2O + 2 HCl  2 KCl + H2O
CaO + 2 HNO3  Ca(NO3)2 + H2O
FeO + H2SO4  FeSO4 + H2O
Óxidos ácidos ou anidridos
 São óxidos moleculares gasosos formados por 
ametais, boro, silício e por metais de 
transição que apresentem número de 
oxidação elevado (+5, +6, +7).
 Também são chamados de anidridos de ácidos 
por serem compostos que podem ser obtidos 
pela eliminação total de água de um ácido 
oxigenado.
 Ex: CO2, SO3, Cl2O3, P2O5, CrO3, Mn2O7, SiO2
Óxidos ácidos ou anidridos
Os óxidos ácidos fazem as seguintes reações
características:
 Reagem com água produzindo ácidos oxigenados
CO2 + H2O  H2CO3 (aq)
Cl2O3 + H2O  2 HClO2 (aq)
CrO3 + H2O  H2CrO4(aq)
 Reagem com base produzindo sal e água
CO2 + NaOH  NaCO3 +H2O
 Reagem com óxidos básicos produzindo sal
CO2 + CaO  CaCO3
SO3 + MgO  MgSO4
Óxidos anfóteros
 óxidos de caráter intermediário entre o iônico e o
covalente, tendendo para o covalente. São
formados por elementos de eletronegatividade
média que podem ser metais ou semi-metais.
 São, em geral, sólidos, insolúveis em água.
 Ex: ZnO, PbO, PbO2, As2O3, As2O5, Al2O3, Sb2O3,
Sb2O5, SnO, SnO2, Fe2O3
Óxidos anfóteros
 Os óxidos anfóteros possuem um comportamento
ambíguo, pois ora agem como óxidos básicos, ora
como óxidos ácidos. O que determina o
comportamento que terão em uma reação é a
substância com a qual estiverem em contato.
 Não reagem com a água
 Reagem com ácidos Fortes produzindo sal e água
(comportamento básico)
 Reagem com bases fortes Produzindo sal e água
(comportamento ácido)
Óxidos neutros ou indiferentes
 CO, N2O e NO são formados por ametais.
mas são classificados como óxidos neutros
ou indiferentes, pois não reagem com água.
ácidos ou bases.
 Sendo assim, na identificação do caráter de
um óxido. se o elemento ligado ao oxigênio
for um ametal só não será um anidrido se for
um dos três óxidos neutros citados.
Peróxidos
 São compostos que apresentam a estrutura
(O2)
2-, chamada de estrutura peróxido. Os
peróxidos mais comuns envolvem o hidrogênio,
os metais alcalinos e os metais alcalino-
terrosos.
 Peróxido de hidrogênio:H2O2
 É líquido e molecular: quando dissolvido em água,
origina uma solução conhecida por água oxigenada,
muito comum em nosso cotidiano.
Peróxidos
 Peróxido de metal alcalino
 São sólidos e iônicos.
 Ex: Li2O2, Na2O2, K2O2.
 Peróxido de metal alcalino – terroso
 São sólidos e iônicos.
 Ex: MgO2, CaO2, BaO2.
 Os peróxidos metálicos fazem as seguintes reações
características:
 Reagem com água produzindo hidróxido e peróxido de
hidrogênio.
2 Na2O2 + 4 H2O  4 NaOH + 2H2O2
2H2O + O2
Sumário Óxidos
 Óxidos básicos: IA, IIA e metais de nox +1 e +2 
(exceto Zn, Pb e Sn)
 Óxidos anfóteros: Zn, AI, Pb, Sn, semimetais (exceto 
B e Si) e metais com nox +3 e +4
 Óxidos neutros: CO, NO e N2O
 Óxidos ácidos: ametais (excluindo os óxidos neutros), 
boro, silício e metais de transição com nox > +4
 Óxidos duplos: óxidos de fórmula geral M3O4 (sendo
M um metal dos grupos IIIA , IVA ou de transição)
 Peróxidos: compostos que apresentam a estrutura 
(O2)
2- ligada a hidrogênio ou a elementos dos grupos 
I e IIA
Ocorrência de óxidos na 
natureza
Minério é o nome dado a um mineral a partir do qual é 
economicamente viável a extração de um elemento químico.
FUNÇÃO
TIPO DE 
LIGAÇÃO
EM ÁGUA
ÍON 
CARACTERÍSTICO 
EM ÁGUA
Ácidos Covalente Ionizam-se H3O
+
Hidróxidos Iônica
Dissociam-se 
(exceto o NH3)
OH-
Sais lônica Dissociam-se Não possui
Óxidos
Pode ser 
covalente ou 
iônica
Interagem com água 
de formas diversas, 
com formação de 
novas substâncias.
Não possui
Sumário de funções 
inorgânicas
Exercícios
1. Com base na informação: “O sal de cozinha pode ser
extraído do mar e é constituído principalmente pelo
cloreto de sódio (NaCl)”.
a) Em quais condições o NaCl conduz corrente elétrica ?
b) Por que a água do mar é um bom eletrólito?
2. Dissolvendo-se 600 moléculas de uma substância em
água, verificou-se que delas, 15 moléculas sofreram
ionização.
a) Qual o grau de ionização da substância em questão?
b) Ela poderá ser considerada um eletrólito forte ou fraco?
Por quê?
Exercícios
3. Identifique a que função pertence cada uma das 
substâncias abaixo e o tipo de interação que 
ocorre entre elas e a água é: Ionização (I); 
Dissociação (D).
a) HBrO3 b) Pb(OH)2 c) HCN d) BaOHBr
e) Na2CO3 f) SO3 g) BaO h)H4SiO4
i) Fe(OH)3 j)KNO3 l) I2O5 m)Ca3(PO4)2
n) K2O2 o) PbO2 p)H3BO3 q) NaH2PO4
r) LiOH s) Na2O t) AlOHBr2 u) N2O3
Exercícios
4. Considerando os indicadores citados na tabela fornecida 
na teoria, que colorações devem adquirir quando 
estiverem em seus intervalos de viragem?
5. Sabendo-se que o término da reação entre o hidróxido 
férrico e o ácido clorídrico se dá em torno de pH 2, qual 
dos indicadores citados na tabela seria o mais indicado 
para podermos visualizar o término da reação?
6. A adição de um único indicador a uma solução é o 
suficiente para determinarmos seu pH? Por quê?
Exercícios
7. Complete a tabela abaixo:
Exercícios
8. Dados os óxidos: CO, CO2, BaO, ZnO, Fe3O4, 
Cl2O5, CuO, N2O, Na2O2.
a) Qual o nox de cada elemento ligado ao 
oxigênio?
b) Quais são capazes de reagir com água 
formando ácido?
c) Quais são capazes de reagir com HCl ?
d) Quais são capazes de reagir com NaOH ?
e) Quais são neutros?
Exercícios
9. Cal viva é o óxido de cálcio.
a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água.
b) Por que, na agricultura, a cal viva é adicionada ao solo?
10. Quando aplicada em ferimentos, a água oxigenada parece
"ferver".
a) Por quê?
b) Escreva a equação que representa a reação química
envolvida.
11. A queima de combustíveis fósseis conduz à formação de
compostos derivados do enxofre. Estes compostos são
lançados na atmosfera, precipitando na forma de chuvas
ácidas, fenômeno que causa sérios danos ao meio ambiente.
Escreva as equações de formação do ácido sulfúrico, a partir
do enxofre.
Exercícios
12. Considere os íons:
 Cátions: Ca2+, Fe3+, Cu2+, NH4
+;
 Ânions: PO4
3-, NO3
-, SO4
2-, Cl-
Escreva todas as fórmulas de sais normais possíveis a 
partir da combinação desses íons (considere sais com 
apenas um tipo de cátion e um tipo de ânion).