Funções Inorgânicas

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FUNÇÕES INORGÂNICAS 
1. ÁCIDOS E BASES 
- Arrhenius 
 
 Ácidos são substâncias capazes de liberar íons H+ quando em solução 
aquosa 
 Bases são substâncias capazes de liberar íons OH- quando em solução 
aquosa 
 
- Brönsted-Lowry 
 
Ácido - é toda espécie química capaz de ceder prótons. 
Base - é toda espécie química capaz de receber prótons. 
HCl + H2O H3O+ + Cl
-
 
NH3 + H2O NH4+ + OH
-
 
 A substância será um ácido se conseguir transferir prótons, e será base 
se conseguir receber prótons. Desta forma muitas substâncias podem ser 
classificadas como ácido ou base, dependendo do outro reagente. (ex: água, 
NH3) 
 
Ácidos e bases conjugados 
Seja um ácido HA que se dissocia: HA H+ + A-. 
Essa reação libera o próton H+ e o ânion A-. 
A reação inversa é: H+ + A- HA. Nesta reação inversa, o ânion A- se 
associa com o próton. Logo, A- é uma base (A- é a base conjugada do ácido 
HA). Da mesma forma, toda base possui seu ácido conjugado. 
Exemplo: 
HCl Cl + H- +
base conjugada
 do HCl
NH3 + H
+
 NH4+
ácido conjugado
 do NH3
 
 
Força de ácidos e bases 
 Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto 
mais facilmente liberar prótons, dizemos que mais forte é o ácido. Seja a 
dissociação do ácido clorídrico: HCl H+ + Cl-. O tamanho das setas indica 
o grau de deslocamento da reação. O HCl em solução aquosa tem grande 
facilidade em liberar H+ e Cl-. Isto quer dizer que o HCl é um ácido forte e terá 
uma base conjugada bastante fraca (Cl-). Portanto: "Se um ácido é forte, sua 
base conjugada será fraca e vice-versa". 
 
- Teoria de Lewis 
 
Base - é toda espécie química que possui um par de elétrons isolado na 
camada de valência capaz de efetuar uma ligação coordenada. 
 
Ácido - é toda espécie química que possui um orbital vazio capaz de 
comportar um par de elétrons proveniente de outra espécie 
química. 
 
 
 Para a reação: HCl + NH3 NH4+ + Cl- 
 
 
HCl é: 
Ácido de Bronsted-Lowry, porque 
cede H+ 
Ácido de Lewis, porque efetua ligação 
coordenada 
NH3 é: 
Base de Bronsted-Lowry, porque 
recebe H+ 
Base de Lewis, porque forma ligação 
coordenada com H+ 
 
ÁCIDOS 
 
Característica - Hidrogênio ionizável - átomo de hidrogênio que se converte 
no cátion H+. (HCl, H2SO4). 
 
Classificação: 
Número de hidrogênios ionizáveis: monoácidos, diácidos, triácidos... 
Presença de oxigênio: hidrácidos ou oxiácidos; 
Presença de carbonila (-COOH): inorgânicos ou orgânicos. 
 
Força: 
- observar o número de moléculas que se ionizam. 
Fortes = (> 50% de ionização); 
Moderados = (entre 5% e 50% de ionização); 
Fracos = (5% de ionização) 
 
Nomenclatura: 
-hidrácidos – terminação ídrico (ex: HCl = ácido clorídrico; HBr = ácido 
bromídrico; HCN = ácido cianídrico; 
H2S = ácido sulfídrico...) 
 
-oxiácidos – terminação ico ou oso: 
Exemplo genérico: HxEOy 
Nox de E = grupo periódico (ICO) 
2 unidades menor (OSO) 
4 unidades menor (prefixo HIPO + OSO) 
 
Exemplo: H2SO4 = ácido sulfúrico; H2SO3 = ácido sulfuroso; HNO3 = ácido 
nítrico; 
HClO3 = ácido clórico 
 
 
BASES 
 
Classificação: 
Conforme número de hidroxilas (oxidrila): monobase; dibase; tribase ou 
polibase. 
Solubilidade: solúveis em água (NaOH) ou insolúveis em água (Fe(OH)3. 
 
Força: 
- observar o número de moléculas que se dissociam, produzindo íons OH- 
(hidroxilas). 
Fortes = hidróxidos de metais alcalinos; Ca(OH)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2. 
Fracas = todas as demais. 
 
Nomenclatura: 
Hidróxido de (nome do cátion). 
ex: NaOH = hidróxido de sódio (soda cáustica); KOH = hidróxido de potássio 
(potassa); Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio (cal extinta ou apagada); Mg(OH)2 
= hidróxido de magnésio (leite de magnésia). 
 
Para cátions com mais de um Nox = terminação (ICO para o maior Nox; OSO 
para o menor Nox) 
 
Exemplo: Fe(OH)2 hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II; Fe(OH)3 = 
hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III. 
 
Lembrar (Cu+ e Cu2+; Au+ e Au3+; Co2+ e Co3+; Ni2+ e Ni3+; Cr2+ e Cr3+; Mn2+ e 
Mn4+; Pb2+ e Pb4+; Sn2+ e Sn4+). 
 
 
 
2. SAIS 
 
São compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de 
H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-. (FELTRE) 
 
Exemplo: 
 
Na Cl-1+1 11 1 2
+2 -1Ca Cl K (SO4)-2+1 12
cloreto de sódio cloreto de cálcio sulfato de potássio
.
 
 
A nomenclatura do sal é obtido a partir dos nomes dos radicais básico e ácido 
que o formaram. 
 
Esquema geral: 
nome do radical ácido
ídrico eto
ico ato
oso ito
de 
nome do radical básico .
 
 
exemplos: LiBr = brometo de lítio; NaF = fluoreto de sório; FeCl2 = cloreto 
ferroso; 
FeCl3 = cloreto férrico 
 
Classificação 
 
Solubilidade: solúveis em água (NaCl, Na2CO3) ou insolúveis em água 
(PbCl2) 
 
Hidrogeno-sais – possuem hidrogênios ionizáveis (NaHCO3 =carbonato 
monoácido de sódio) 
 
Duplos – apresentam dois cátions ou dois ânions diferentes (NaKSO4 = sulfato 
de sódio e potássio) 
 
 
3. ÓXIDOS 
 
 São compostos binários formados por um elemento químico qualquer e 
pelo oxigênio. 
 
Exemplo: 
 
Na O-2+1 12
.
1 1
+2 -2Ca O Fe O-2+2 11
óxido de sódio óxido de cálcio oxido ferroso
 
 
O nome do óxido é obtido pelo esquema geral: 
 
( óxido de .....elemento..... ) 
 
ou (óxido .....elemento + OSO ou ICO..... ) 
 
Os elementos que estão situados à direita e na parte superior da classificação 
periódica formam óxidos que recebem o nome particular de anidridos. 
 
Exemplo: 
 
 H2SO4 
- H2O
SO3
anidrido sulfúrico anidrido sulfuroso
SO2
 H2SO3 
- H2O
 H2CO3 
- H2O
CO2
anidrido carbônico
.
 
 
Classificação 
 
Básicos: metal ligado ao oxigênio, são compostos iônicos (a reação com água 
produz uma base) – ex: Na2O + H2O 2 NaOH 
 
Ácidos: ametal ligado ao oxigênio, são compostos moleculares (a reação com 
água produz um ácido) – ex: CO2 + H2O H2CO3 
 
Anfóteros: óxidos que reagem tanto com ácidos como com bases (Al2O3) 
 
Indiferentes: óxidos que não reagem com água (CO, NO e N2O) 
 
Peróxidos: compostos que apresentam o grupo [O2]2- (H2O2, Na2O2)