Revisao sobre Funcoes Inorganicas IC348

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Química 
Disciplina: Química Geral (IC348) – 1º Semestre de 2018 
Prof. Gustavo Bezerra da Silva 
 
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FUNÇÕES INORGÂNICAS: Formulação e Nomenclatura (Revisão) 
 
1. ÁCIDOS E BASES 
 
Os ácidos podem ser classificados como compostos moleculares que liberam íons 
hidrogênio (H+), quando dissolvidos em água. Os ácidos são compostos de hidrogênio, 
que normalmente é escrito em primeiro lugar em sua fórmula, e um ou mais não metais, 
escritos em segundo lugar. Por exemplo, o HCl é um composto molecular que, quando 
dissolvido em água, forma íons H+(aq) e Cl−(aq). 
Segundo Arrhenius, ácidos são espécies que em solução aquosa liberam íons H+. 
As moléculas de ácido poder ser ionizadas, produzindo diferentes números de íons H3O+, 
como HCl e HNO3 que são ácidos monopróticos; H2SO4 e H2S que são ácidos dipróticos e 
H3PO4 que é um ácido triprótico. 
 
Ex.: HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) (ácido monoprótico) 
 H2SO4(g) + 2 H2O(l) 2 H3O+(aq) + SO42-(aq) (ácido diprótico) 
 H3PO4(g) + 3 H2O(l) 3 H3O+(aq) + PO43-(aq) (ácido triprótico) 
 
Os ácidos são caracterizados por seu gosto amargo e sua capacidade de dissolver 
muitos metais. Por exemplo, o ácido clorídrico está presente nos fluidos estomacais, e 
seu sabor amargo se torna dolorosamente óbvio quando vomitamos. O ácido clorídrico 
também dissolve alguns metais. Por exemplo, se você coloca uma tira de zinco em um 
tubo de ensaio com ácido clorídrico, o zinco se dissolve lentamente à medida que os 
íons H+(aq) convertem o metal zinco em cátions Zn2+(aq). 
Por sua vez, bases são espécies que em solução aquosa liberam íons OH-. As 
moléculas de base podem ser ionizadas, produzindo diferentes números de íons OH-. 
Ex.: NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq) 
 Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) 
 Al(OH)3(s) 3 H3O+(aq) + PO43-(aq) 
H2O 
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H2O 
H2O 
H2O 
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Ácidos e bases que são eletrólitos fortes (completamente ionizados em solução) 
são chamados de ácidos fortes (p. ex.: HCl, HBr, HI, HClO3, HClO4, HNO3, H2SO4) e bases 
fortes (p. ex.: hidróxidos de metais do grupo 1, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2). Já os que 
são eletrólitos fracos (parcialmente ionizados) são chamados de ácidos fracos e bases 
fracas. 
 
1.2. Definição de Bronsted-Lowry 
Uma das limitações do conceito de Arrhenius é que se limita a soluções aquosas. 
Por sua vez, o conceito de Bronsted-Lowry envolve a transferência de íons H+ de uma 
substância para outra. 
 
HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) 
ácido base 
 
Por definição, um ácido de Bronsted-Lowry é uma espécie doadora de prótons 
(H+) enquanto que uma base de Bronsted-Lowry é uma espécie aceptora de prótons. 
 
HCl(g) + NH3(g) NH4+(aq) + Cl-(aq) 
 ácido base 
 
H2O(l) + NH3(g) NH4+(aq) + OH-(aq) 
 ácido base 
 
Espécies que são capazes de agir como ácidos e bases são chamadas de anfóteras 
como, por exemplo, a água. 
Para reações reversíveis é comum representar e identificar os pares conjugados. 
Isso ocorre, porque na reação direta uma espécie que seja ácido, na inversa será base e 
vice-versa. 
 
 
H2O 
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HNO2(aq) + H2O(l) NO2-(aq) + H3O+(aq) 
 ácido base base ácido conjugado 
 conjugada 
 
 
Quanto mais forte o ácido, mais fraca é a sua base conjugada. Por sua vez, quanto 
mais forte a base, mais fraco é o seu ácido conjugado. 
Ex: HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) 
A água é uma base mais forte que o cloreto (Cl-) 
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 
 
1.2. Definição de Lewis 
Segundo Lewis, um ácido é uma espécie receptora de pares de elétrons e uma 
base é uma espécie doadora de pares de elétrons. 
BF3(g) + NH3(g) H3N-BF3 
 
A definição de Lewis amplia o número de espécies que podem ser consideradas 
ácidos, além do íon H+. 
Fe3+(aq) + 6 CN-(aq) [Fe(CN)6]3-(aq) 
 
1.4. Formulação de ácidos e bases 
Os ácidos possuem em sua fórmula um íon H+ que inicia a formula molecular. Os 
ácidos podem ser classificados em hidrácidos, quando sua fórmula molecular é 
composta de H+ e de um ametal; ou oxiácidos, quando possuem, além de H+ e do ametal, 
átomos de oxigênio (Tabela 1). 
 
 
 
 
H2O 
H2O 
H2O 
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Tabela 1. Exemplos de hidrácidos e oxiácidos. 
Hidrácidos Oxiácidos 
HF H2SO3 
HI HNO2 
H2S HClO 
 
Formulação genérica: 
a) Hidrácidos: H + ÂNION (em geral, AMETAL) 
b) Oxiácido: H + ÂNION OXIGENADO (ELEMENTO + OXIGÊNIO) 
 
Já as bases possuem em sua fórmula uma hidroxila – OH- e um cátion (metal), ou 
seja, como formulação genérica: METAL + OH. 
Exs: NaOH, KOH, Ca(OH)2. 
 
1.5. Nomenclatura de ácidos e bases 
 
1.5.1. Ácidos 
A nomenclatura dos hidrácidos é dado por: 
 
ÁCIDO (nome do elemento – raiz do nome) + ÍDRICO 
 
Ex.: HCl – ametal: cloro (retira-se a última vogal e adiciona-se a terminação -ídrico) 
Logo: ácido CLORídrico 
H2S – ametal: enxofre (nome do elemento em inglês sulfur) 
Logo: ácido SULFídrico 
A nomenclatura dos oxiácidos é um pouco mais complexa e depende do número 
de oxidação do elemento central e da possibilidade de vários NOX para o mesmo 
elemento central (ametal, Tabela 2) 
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Tabela 2. Prefixos e terminações para oxiácidos e oxiânions com NOX variável 
Nox do elemento 
central 
Prefixo Terminação em 
ácidos 
Terminação em 
ânions 
+1 ou +2 Hipo -OSO -ITO 
+3 ou +4 - -OSO -ITO 
+5 ou +6 - -ICO -ATO 
+7 Per -ICO -ATO 
 
Dessa forma, determina-se o NOX do elemento central e a sua nomenclatura 
depende do estado de oxidação: 
 
ÁCIDO (prefixo) (nome do elemento – raiz do nome) + OSO ou ICO 
 
Ex.: HNO3 
Nos ácidos, H possui carga +1 e os átomos de O possuem carga -2. 
Dessa forma: carga da molécula = 0 = +1 + x + (-2).3 = x – 5  x = +5 (carga do átomo de 
N) 
Portanto: ácido NITRico 
HClO 
Carga da molécula = 0 = +1 + x + (-2)  x = +1 (carga do átomo de O) 
Portanto: ácido hipoCLORoso 
H2SO3 
Carga da molécula = 0 = +1.2 + x + (-2).3  x = 4 (carga do átomo de S) 
Portanto: ácido SULFORoso 
 
2. ÓXIDOS 
 
Por definição são compostos binários formados entre metais ou ametais e o 
OXIGÊNIO que é o elemento mais eletronegativo. 
 Ex.: MgO, Na2O, SO2, H2O (em todos esses casos o oxigênio possui carga -2) 
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Quando compostos binários desse tipo possuem oxigênio com carga -1chamamos de PERÓXIDO (O22-) e quando possuem carga -1/2 denominamos 
SUPERÓXIDO (O2-). 
Por serem capazes de formar vários compostos com natureza distinta, os óxidos 
em meio aquoso podem ser classificados como óxidos ácidos, básicos, neutros ou 
anfóteros. 
a) óxido ácido – em meio aquoso é capaz de formar ácidos e reagir com bases. Em geral, 
ocorre com óxidos de ametais. 
SO2(g) + H2O(l)  H2SO3(aq) 
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq) 
b) óxido básico – em meio aquoso é capaz de formar bases e reagir com bases. Em geral, 
ocorre com óxidos de metais. 
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq) 
MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(aq) 
c) óxido neutro – não sofre reação em água (NO, CO e N2O) 
d) óxido anfótero – em meio aquoso são capazes de reagir com ácidos e bases. 
ZnO(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2O(l) 
ZnO(s) + 2 NaOH(aq)  Na2ZnO2(aq) + H2O(l) 
 
Nomenclatura de óxidos 
Os nomes dos óxidos são dados de forma bastante simples: 
 
ÓXIDO DE (nome do elemento, seja ela metal ou ametal) 
 
Porém quando o elemento permite vários estados de oxidação, prefixos (mono-
, di-, tri-) são utilizados tanto no óxido quanto no nome do elemento, de acordo com o 
número de átomos presentes no óxido. 
Ex.: CO2 – Dióxido de carbono 
N2O – Monóxido de dinitrogênio 
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Na2O – Óxido de sódio 
MgO – Óxido de magnésio 
 
3. SAIS 
 
São os produtos da reação de neutralização de ácidos e bases, por exemplo. 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 
 Sal (cátion + ânion) 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
 Sal (cátion + oxiânion) 
Nomenclatura de sais: 
 
(nome do ânion) + ETO DE (nome do cátion) 
(para ânions não oxigenados) 
 
(Prefixo) (nome do ânion) + ITO/ATO DE (nome do cátion) 
(para ânions oxigenados) 
 
Ex: KBr – cátion = potássio 
 ânion = bromo (não oxigenado) 
 nome: Brometo de potássio 
 
Al2S3 – cátion = alumínio 
 ânion = enxofre (não oxigenado) 
 nome: Sulfeto de alumínio 
 
CuCl2 – cátion = cobre(II) 
 ânion = cloro (não oxigenado) 
 nome: cloreto de cobre(II) ou cloreto cúprico 
 
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Cu2Cl2 – cátion = cobre(I) 
 ânion = cloro (não oxigenado) 
 nome: cloreto de cobre(I) ou cloreto cuproso 
 
Quando há cátions com possibilidade de vários número de oxidação se coloca o 
estado de oxidação do cátion entre parênteses e usando algarismos romanos. 
 
Mg(NO3)2 – cátion = magnésio 
 ânion oxigenado = ver tabela 2 
 carga do ânion = carga do N + carga do O 
 -1 = carga do N + 3 x (-2) 
 carga do N = -1 +6 = +5  ATO 
 nome: nitrato de magnésio 
 
BaSO4 – cátion = bário 
 ânion oxigenado = ver tabela 2 
 carga do ânion = carga do S + carga do O 
 -2 = carga do S + 4 x (-2) 
 carga do S = -2 + 8 = +6  ATO 
 nome: sulfato de bário 
 
NaClO – cátion = sódio 
 ânion oxigenado = ver tabela 2 
 carga do ânion = carga do Cl + carga do O 
 -1 = carga do Cl + (-2) 
 carga do S = -1 + 2 = +1  (HIPO) ITO 
 nome: hipoclorito de sódio 
 
 
 
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4. Íons e radicais mais comuns 
 
Grupo 1 (X+): Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ 
Grupo 2 (X2+): Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
Grupo 13 (X3+): Al3+, Ga3+, In3+ 
Grupo 14 (X2+ ou X4+): Ge2+, Ge4+, Sn2+, 
Sn4+, Pb2+, Pb4+ 
Grupo 15 (X3- ou X3+): P3- (fosfeto), N3- 
(nitreto ou azida), Sb3+, Bi3+, As3+ 
Grupo 16 (X2-): O2-, S2-, Se2-, Te2- 
Grupo 17 (X-): F-, Cl-, Br-, I- 
Grupo 3: Sc3+ 
Grupo 6: Cr2+, Cr3+ 
Grupo 8: Fe2+, Fe3+ 
Grupo 9: Co2+, Co3+ 
Grupo 10: Pd2+, Pt2+, Pt4+ 
Grupo 11: Cu+, Cu2+, Ag+, Au+, Au3+ 
Grupo 12: Zn2+, Cd2+, Hg2+, Hg22+, Mn2+ 
 
Quando há a possibilidade de dois estados de oxidação para um mesmo metal, 
aquele com menor estado de oxidação recebe a terminação –OSO e aquele com maior 
número de oxidação recebe a terminação –ICO. 
 
Tabela 3. Principais cátions com dois estados de oxidação possíveis. 
Elemento Menor estado de oxidação Maior estado de oxidação 
Estanho (Sn) Sn2+ - estanoso Sn2+ - estânico 
Germânio (Ge) Ge2+ - germanoso Ge4+ - germânico 
Chumbo (Pb) Pb2+ - plumboso Pb4+ - plúmbico 
Cromo (Cr) Cr2+ - cromoso Cr3+ - crômico 
Cobalto (Co) Co2+ - cobaltoso Co3+ - cobáltico 
Mercúrio (Hg) Hg22+ - mercuroso Hg2+ - mercúrico 
Cobre (Cu) Cu+ - cuproso Cu2+ - cúprico 
Ferro (Fe) Fe2+ - ferroso Fe3+ - férrico 
Ouro (Au) Au+ - auroso Au3+ - áurico 
 
 
 
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5. Íons Complexos e Radicais (poliatômicos) incomuns 
 
S2O32- = tiossulfato 
S4O62- = tetrationato 
HSO3- = hidrogenossulfito ou bissulfito 
HSO4- = hidrogenossulfato ou bissulfato 
CN- = cianeto 
SCN- = tiocianato 
CNO- (ou NCO-) = cianeto 
NH4+ = amônio 
SiO44- = silicato 
HPO42- = hidrogenofosfato 
H2PO4- = dihidrogenofosfato 
CH3CO2- = acetato 
HCO2- = formiato 
C2O42- = oxalato 
 
 
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EXERCÍCIOS 
 
1 – Com base nas respectivas fórmulas moleculares, forneça o nome dos compostos 
inorgânicos e classifique-os sem ácidos, bases, sais e óxidos. 
 
a) KBr g) BaSO4 m) NaBiO3 s) KH2PO4 
b) CuO h) HNO3 n) H3BO3 t) Cr2O3 
c) FeCl2 i) NH4OH o) N2O u) LiH 
d) NaClO4 j) Na2S2O3 p) CaC2O4 v) HBr 
e) KMnO4 k) CO2 q) NaHSO3 w) Al(OH)3 
f) Cu(OH)2 l) NaCl r) HF x) CO 
 
2 – Forneça a fórmula molecular dos seguintes compostos inorgânicos. 
 
a) hidróxido de magnésio k) fosfato de cálcio 
b) tiocianato de amônio l) hidróxido de bário 
c) ácido nítrico m) sulfato de níquel 
d) perclorato de alumínio n) cromato de zinco 
e) cianeto de prata o) óxido de ferro(II) 
f) óxido de bário p) carbonato de cálcio 
g) ácido permangânico q) acetato de magnésio 
h) sulfito de ferro(III) r) sulfeto de zinco 
i) ácido perclórico s) ácido iodídrico 
j) peróxido de sódio t) hidrogenocarbonato de magnésio 
 
 
 
 
 
 
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Respostas: 
1 – a) brometo de potássio – sal 
b) óxido de cobre(II) ou óxido cúprico – 
óxido 
c) cloreto de ferro(II) ou cloreto ferroso – sal 
d) perclorato de sódio – sal 
e) permanganato de potássio – sal 
f) hidróxido de cobre(II) ou hidróxido 
cúprico – base 
g) sulfato de bário – sal 
h) ácidonítrico – ácido 
i) hidróxido de amônio – base 
j) tiossulfato de sódio – sal 
k) dióxido de carbono – óxido 
l) cloreto de sódio – sal 
m) bismutato de sódio – sal 
n) ácido bórico – ácido 
o) monóxido de dinitrogênio – óxido 
p) oxalato de cálcio – sal 
q) hidrogenossulfito de sódio ou bissulfito 
de sódio – sal 
r) ácido fluorídrico – ácido 
s) dihidrogenofosfato de potássio – sal 
t) óxido de cromo(III) – óxido 
u) hidreto de lítio – hidreto 
v) ácido bromídrico – ácido 
w) hidróxido de alumínio – base 
x) monóxido de carbono – óxido 
 
2 – a) Mg(OH)2 
b) NH4SCN 
c) HNO3 
d) Al(ClO4)3 
e) AgCN 
f) BaO 
g) HMnO4 
h) Fe2(SO3)3 
i) HClO4 
j) Na2O2 
k) Ca3(PO4)2 
l) Ba(OH)2 
m) NiSO4 
n) ZnCrO4 
o) FeO 
p) CaCO3 
q) Mg(CH3COO)2 
r) ZnS 
s) HI 
t) Mg(HCO3)2