Aula 8 - Nomenclatura dos compostos inorgânicos

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Nomenclatura dos 
compostos inorgânicos 
Química Geral I 
LOQ4031 
Profª: Livia Carneiro 
liviacarneiro@usp.br 
24/04/2014 
• As regras para a nomenclatura química baseiam-se na divisão das 
substâncias em diferentes categorias 
• Compostos orgânicos (aqueles que contêm Carbono) e compostos 
inorgânicos (o restante da tabela periódica). 
 
Íons Positivos (cátions): 
 
• Metais (Íons positivos) e não-metais (íons negativos) 
• Os cátions formados a partir de átomos de um metal têm o 
mesmo nome do metal. 
 
Exemplo: Na+ = íon de sódio 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
• Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada 
entre parênteses no nome (Sistema Stock), colocação de um 
número romano igual ao estado de oxidação do metal. 
Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II). 
 
Um método mais antigo e ainda utilizado para distinguir entre 
dois íons de um metal carregados diferentemente é adicionar a 
terminação –ico (maior estado de oxidação) ou –oso (menor 
estado de oxidação). 
Fe2+ = íon ferroso Cu+ = íon cuproso 
Fe3+ = íon férrico Cu2+ = íon cúprico 
 
• Os cátions formados de não-metais têm a terminação 
 -ônio. 
Exemplo: NH4
+ íon amônio. H3O
+ = íon hidrônio 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
Íons negativos (ânions): 
 
• Os ânions monoatômicos (com apenas um átomo) recebem a 
terminação -eto. 
Exemplo: Cl- é o íon cloreto. H- = íon hidreto N3- = íon nitreto 
 
 
• Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm oxigênio 
têm a terminação -ato (mais oxigênio) 
 ou -ito. (menos oxigênio) 
 
 Exemplos: NO3
- é o nitrato, NO2
- é o nitrito. 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
• Os ânions poliatômicos contendo oxigênio com mais de dois 
membros na série são denominados como se segue (em ordem 
decrescente de oxigênio): 
 
 per-….-ato ClO4
- íon perclorato 
 -ato ClO3
- íon clorato 
 -ito ClO2
- íon clorito 
 hypo-….-ito ClO- íon hipoclorito 
 
 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
• Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com hidrogênios 
adicionais recebem o nome adicionando-se 
hidrogeno ou bi- (um H), 
dihidrogeno (dois H), etc., ao nome, como se segue: 
 
CO3
2- é o ânion carbonato 
HCO3
- é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato). 
 
PO4
3- é o ânion fosfato 
H2PO4
- é o ânion dihidrogenofosfato. 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
Compostos iônicos (sais): 
 
• Para o composto iônico dá-se o nome para o ânion seguido 
do prefixo “de” e do nome do cátion. 
 
Exemplo: BaBr2 = brometo de bário. 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
Óxidos: 
 
• Os óxidos de metais são denominados do mesmo modo que 
os sais 
 
Exemplos: 
Na2O óxido de sódio 
CaO óxido de cálcio 
SnO óxido de estanho (II); óxido estanoso 
SnO2 óxido de estanho (IV); óxido estânico (maior nox) 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
 
Hidróxidos (Bases): 
 
• Um hidróxido é um hidroxi-composto de um metal. (Um 
hidroxi-composto contém o grupo –OH). 
 
Exemplos: 
NaOH hidróxido de sódio 
Ca(OH)2 hidróxido de cálcio 
Fe(OH)2 hidróxido de ferro (II); hidróxido ferroso 
Fe(OH)3 hidróxido de ferro (III); hidróxido férrico 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
Nomes e fórmulas dos Ácidos 
 
• Classe dos compostos que contém hidrogênio 
• Os nomes dos ácidos estão relacionados com os nomes dos 
ânions: 
 
-eto transforma-se em ácido ….-ídrico; 
-ato transforma-se em ácido -ico; 
-ito transforma-se em ácido -oso. 
 
Nomeclatura de compostos inorgânicos 
A natureza dos compostos 
ácidos e básicos 
 
Definição de ácido e base de Arrhenius: 
 Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] 
em solução aquosa. 
• Arrhenius: ácido + base  sal + água. 
• Problema: a definição nos limita à solução aquosa. 
 
Em soluções aquosas os ácidos formam H3O
+ 
• O íon H+ carregado positivamente interage fortemente com os pares 
de elétrons não-ligantes das moléculas de água para formar os íons 
hidrogênio hidratados. 
• A interação de um próton com um par de elétrons na molécula de água 
forma o íon hidrônio, H3O
+(aq) que é o aglomerado mais simples 
Definição de ácido e base de Bronsted-
Lowry: 
 
• Reações que envolvem a transferência de Prótons 
• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. 
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. 
 
• Considere HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Cl-(aq): 
 
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um 
ácido. 
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma 
base. 
 
– Para ser um ácido a molécula deve ter um H+ para que possa 
perder e para ser uma base a molécula deve ter um par de elétrons 
não-ligante para que possa ser usado para ligar o íon H+ 
Quando um próton é transferido do HCl para H2O, o HCl atua como um ácido de 
Bronsted-Lowry e a água atua como uma base de Bronsted-Lowry. 
E a reação de NH3 com água? 
Ácido e base de Bronsted-Lowry: 
Definição de ácido e base de Bronsted-Lowry: 
• Reações que envolvem a transferência de Prótons 
• O ácido doa H+ e a base recebe H+. 
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. 
 
 HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Pares ácido-base conjugados 
• Em uma reação ácido-base tanto a reação direta quanto 
a reação inversa envolvem transferência de prótons: 
 HX +H2O  X
- + H3O
+ 
 (ácido) (base) (base) (ácido) 
HX e X- (par ácido-base conjugado)diferem no próton 
Cada ácido tem uma base conjugada formada pela 
remoção de um próton de seu ácido. 
A teoria de Bronsted-Lowry 
• As substâncias anfóteras podem se comportar 
tanto como bases quanto como ácidos. 
• Para uma substância ser um bom receptor de próton (uma base de 
Bronsted-Lowry), ela deve ter um par de elétrons não-compartilhado 
para que o próton se ligue. 
• Lewis foi o primeiro a observar esse aspecto nas reações ácido-base. 
• Propôs uma definição que enfatiza o par de elétrons compartilhado: 
• Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons 
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons 
 
 
 
 
 
• Teoria de Lewis: permite tratar maior variedade de reações, 
incluindo as que não envolvem transferência de prótons. 
 
 
H Cl + H2O H3O
+
 + Cl
-
H2 SO4 + 2H2O 2H3O
+
 + SO4
-
Ácidos e bases Lewis: 
Pares ácido-base conjugados 
• Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes 
ácidos: 
• HClO4 
• H2S 
• PH4
+ 
• HCO3
- 
Pares ácido-base conjugados 
• Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes 
ácidos: 
• HClO4 
• H2S 
• PH4
+ 
• HCO3
- 
 
ClO4
-; HS-; PH3; CO3
-2