apostila de quimica 19 e28093 funcoes inorganicas

Prévia do material em texto

Apostila de Química 19 – Funções 
Inorgânicas 
 
1.0 Dissociação 
 
 Teoria da dissociação (Arrhenius, 1903) – Determinadas substâncias, quando 
dissolvidas em água, são capazes de originar cátions e ânions (íons livres). 
 Dissociação iônica – Separação dos íons já existentes no aglomerado iônico 
(retículo cristalino) 
 
2.0 Ácido 
 
 Definição – Substâncias covalentes que, em solução aquosa, sofrem ionização, 
liberando cátions H
+
. 
 
H [AMETAL] --------- H
+
 + [AMETAL]
-
 
 
2.1 Nomenclatura 
 
 Hidrácidos: 
 Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ídrico. 
 Oxiácidos: 
 Para elementos que possuem o maior NOX (número da família do 
elemento): Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ico. 
 Para elementos que possuem o menor NOX (número da família do 
elemento menos 2): Ácido [NOME DO ELEMENTO] – oso. 
 Família 7A com NOX +7: Ácido Per – [NOME DO ELEMENTO] – ico. 
 Família 7A com NOX +5: Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ico. 
 Família 7A com NOX +3: Ácido [NOME DO ELEMENTO] – oso. 
 Família 7A com NOX +1: Ácido Hipo – [NOME DO ELEMENTO] – 
oso. 
 
2.2 Classificação 
 
2.2.1 Presença do Oxigênio 
 
 Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio. 
 Oxiácidos – Ácidos com oxigênio. 
 
2.2.2 Número de Hidrogênios Ionizáveis 
 
 Monoácidos – 1 H+ por molécula ionizada. 
 Diácidos – 2 H+ por molécula ionizada. 
 Triácidos – 3 H+ por molécula ionizada. 
 Tetrácidos – 4 H+ por molécula ionizada. 
 Hidrácidos – Todos os hidrogênios são ionizáveis. 
 Nos oxiácidos, são ionizáveis os hidrogênios ligados ao átomo oxigênio. 
 
2.2.3 Grau de Ionização (α) 
 
 Relação entre o número de moléculas ionizáveis pelo número total de moléculas 
dissolvidas. 
 α ≥ 50% – Forte. 
 5% <α < 50% – Moderado. 
 α ≤ 5% – Fraco. 
 Força dos oxiácidos (x) – Diferença entre o número de átomos de oxigênio e o 
número de átomos de hidrogênio ionizáveis. 
 2 ≤ x ≤ 3 – Forte. 
 x = 1 – Moderado. 
 x = 0 – Fraco. 
OBS.: Ácido carbônico (H2CO2): Ácido instável – Ácido fraco. 
 
2.3 Propriedades 
 
 Sabor azedo. 
 Condutibilidade elétrica em solução aquosa. 
 Reação com metais, produzindo H2 e sal (vindo do metal). 
 Reação com carbonatos e bicarbonatos, liberando gás carbônico. 
 Ação sobre indicadores – Substâncias que mudam de cor em função do meio ser 
ácido ou básico. 
 
3.0 Base ou Hidróxido 
 
 Definição – Compostos iônicos que, em solução aquosa, sofrem ionização, 
liberando ânions OH
-
: 
 
[METAL] OH
-
 --------- [METAL]
+
 + OH
-
 
 
3.1 Nomenclatura 
 
 Elementos com NOX fixo: 
 Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO]. 
 Elementos com NOX variável: 
 NOX maior: Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO] – ico. 
 NOX menor: Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO] – oso. 
 
3.2 Classificação 
 
3.2.1 Número de Hidroxilas 
 
 Monobases – 1 OH- por molécula ionizada. 
 Dibases – 2 OH- por molécula ionizada. 
 Tribases – 3 OH- por molécula ionizada. 
 Tetrabases – 4 OH- por molécula ionizada. 
 Hidrácidos – Todos os hidrogênios são ionizáveis. 
 Nos oxiácidos, são ionizáveis os hidrogênios ligados ao átomo oxigênio. 
 
3.3.2 Solubilidade em Água 
 
 Metais alcalinos (1A) – Solúveis. 
 Metais alcalino-terrosos (2A) – Pouco solúveis. 
 Outros metais – Praticamente insolúveis. 
OBS. 1: Hidróxido de amônio (NH4OH): Não possui metal – Base solúvel. 
OBS. 2: Quando se diz que uma solução é insolúvel, quer dizer que sua 
solubilidade é muito pequena, pois não existe uma substância totalmente insolúvel. 
 
3.3.3 Grau de Ionização (α) 
 
 Base solúvel e pouco solúvel (1A e 2A) – Forte. 
 Base praticamente insolúvel – Fraca. 
OBS. 1: Hidróxido de amônio (NH4OH): Não possui metal – Base fraca. 
OBS. 2: Berílio (2A): Base Fraca. 
 
3.4 Propriedades 
 
 Ação sobre indicadores. 
 Reação com ácidos, produzindo água e sal – Neutralização. 
 
4.0 Sal 
 
 Definição – Substâncias iônicas que, em solução aquosa, sofrem ionização, 
liberando 1 cátion diferente de H
+
 e 1 ânion diferente de OH
-
. São derivados da 
neutralização total ou parcial de ácidos por bases. 
 
[METAL]
+
 OH
-
 + H
+
 [AMETAL]
-
 --------- [METAL E AMETAL] + H2O 
 
4.1 Obtenção de Sal 
 
 Neutralização total: 
 A quantidade de H+ é igual à quantidade de íons OH-. 
 Ocorre a formação de um sal neutro e água. 
 Neutralização parcial: 
 A quantidade de H+ não é igual à quantidade de íons OH-. 
 Se a quantidade de ácido for maior, é chamado de neutralização parcial 
do ácido – Ocorre formação de um sal ácido e água. 
 Se a quantidade de base for maior, é chamado de neutralização parcial da 
base – Ocorre formação de um sal básico e água. 
 
 
 
 
4.2 Nomenclatura 
 
 Muda-se a nomenclatura do ácido e conserva a base: 
 Sufixo do ácido: 
 -ídrico: [NOME DO ÁCIDO] -eto de [NOME DA BASE]. 
 -ico: [NOME DO ÁCIDO] -ato de [NOME DA BASE]. 
 -oso: [NOME DO ÁCIDO] -ito de [NOME DA BASE]. 
 Fe+2: Ferroso, ou “- de ferro II”. 
 Fe+3: Férrico, ou “- de ferro III”. 
 
4.3 Classificação 
 
4.3.1 Natureza dos Íons 
 
 Sal Neutro – Quando não há hidrogênio e hidroxila ionizáveis. 
 Hidrogeno-sal ou sal ácido – Quando há 2 cátions, sendo um deles o hidrogênio 
ionizável, e 1 hidroxila ionizável. 
 Hidróxi-sal ou sal base – Quando há 1 hidrogênio ionizável e 2 ânions, sendo um 
deles a hidroxila ionizável. 
 Sal duplo ou misto – Quando há 2 cátions e 2 ânions diferentes, excerto o 
hidrogênio e a hidroxila ionizáveis. 
 Sal hidratado – Quando há, no retículo cristalino, moléculas de água em 
proporção definida (água de cristalização). 
 
4.3.2 Caráter da Solução Salina 
 
 Hidróxido: 
 Forte: 1A e 2A. 
 Médio: HF. 
 Fraco: Os demais. 
 Oxiácido (HxOy) 
 Forte: Y – X = 2. 
 Médio: Y – X = 1 
 Fraco: Y – X = 0. 
OBS.: H2CO3: Fraco. 
 
4.3.3 Solubilidade em Água 
 
 Solúveis: 
 Nitratos (NO3). 
 Acetatos (CH3-COO). 
 Cloretos (Cl). 
 Brometos (Br). 
 Iodetos (I). 
 Sulfatos (SO4). 
 Exceções: Ag, Pb, Hg2, Ca, Sr, Ba, Pb. 
 
 
 Insolúveis: 
 Sulfetos (S). 
 Carbonatos (CO3). 
 Fosfatos (PO4). 
 Exceções: Metais alcalinos, alcalino-terrosos e amônio (NH4). 
OBS.: Sais derivados de amônio: Solúveis. 
 
4.3.4 Presença do Oxigênio 
 
 Sal Halóide – Sal sem oxigênio (derivado de hidrácidos). 
 Oxi-Sal – Sal com oxigênio (derivado de oxiácidos). 
 
4.4 Hidrólise do Sal 
 
 Hidróxido e oxiácido fortes – Caráter - Neutro. 
 Hidróxido forte e oxiácido fraco – Caráter - Ácido. 
 Hidróxido fraco e oxiácido forte – Caráter - Básico. 
 
4.5 Propriedades 
 
 Sabor salgado. 
 Sólidos à temperatura ambiente. 
 
5.0 Óxido 
 
 Definição – Compostos binários, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre 
eles. 
 
[ELEMENTO]
+
 + [OXIGÊNIO]
-
 
 
5.1 Nomenclatura 
 
 Óxidos moleculares: 
 NOX variável. 
 Ametais ligados ao oxigênio. 
 [Quant. de oxigênio] -óxido de [QUANT. DO ELEMENTO] -
[ELEMENTO]. 
 Óxidos iônicos: 
 NOX fixo. 
 Metais ligados ao oxigênio. 
 Carga do oxigênio: -2. 
 Óxido de [ELEMENTO + NÚMERO DO NOX EM ROMANO]. 
 Menor NOX: Óxido + [ELEMENTO] -oso. 
 Maior NOX: Óxido + [ELEMENTO] -ico. 
 
 
 
 
5.2 Classificação 
 
 Óxidos básicos: 
 Caráter iônico. 
 Carga geral do metal: +1 ou +2. 
 Reação com água: Base. 
 Reação com ácido: Sal e água. 
 Óxidos ácidos (anidridos de ácidos): 
 Caráter covalente. 
 Reação com água: Ácido. 
 Reação com base: Sal e água. 
 Óxidos neutros (indiferentes ou inertes): 
 Covalentes. 
 Reação com água: Ácido. 
 Não reage com água, base ou ácido. 
 Óxidos anfóteros: 
 Comportam-se como óxidos básicos na presença do ácido, e como 
básicos na presença da base.Reação com ácido: Sal e água. 
 Reação com base: Sal e água. 
 Óxidos duplos (mistos) – Combinação de 2 óxidos de mesmo elemento. 
 Óxidos peróxidos: 
 Apresenta o grupo (O2)
2-
. 
 Reação com água: Base e água oxigenada. 
 Reação com base: Sal e água oxigenada.