Lista de Funções Inorgânicas - Nomenclatura (prof. Antônio Marques)

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
Instituto de Química – Departamento de Química Fundamental
Química Geral (IC348)
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) + 2H2O(l) → 2H3O+(aq) + SO42-(aq) (ácido diprótico)
 H3PO4(g) + 3H2O(l) → 3H3O+(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).
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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) + 2OH-(aq) 
 Al(OH)3(s) → 3H3O+(aq) + PO43-(aq)
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
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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.
HNO2(aq) + H2O(l) → NO2-(aq) + H3O+(aq)
ácido + base → base conjugada + ácido conjugado
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).
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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.
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 Ex.: MgO, Na2O, SO2, H2O (em todos esses casos o oxigênio
possui carga -2)
Quando compostos binários desse tipo possuem oxigênio com
carga -1 chamamos 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 váriosestados de oxidação,
prefixos (mono-, di-, tri-) são utilizados tanto no óxido quanto no
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nome do elemento, de acordo com o número de átomos presentes no
óxido.
Ex.: CO2 – Dióxido de carbono
N2O – Monóxido de dinitrogênio
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
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CuCl2 – cátion = cobre(II)
 ânion = cloro (não oxigenado)
 nome: cloreto de cobre(II) ou cloreto cúprico
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)
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 carga do S = -1 + 2 = +1  (HIPO) ITO
 nome: hipoclorito de sódio
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
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Ouro (Au) Au+ - auroso Au3+ - áurico
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
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) ácido nítrico – 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