Funções Inorgânicas
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FUNÇÕES QUÍMICAS Definição: substâncias com propriedades químicas semelhantes. Classificação Geral: Funções Inorgânicas Funções Orgânicas INTRODUÇÃO Condutibilidade das Soluções: As experiências do Químico Arrhenius. NaCl + H 2O Solução eletrolítica açucar + H2O Solução não eletrolítica FUNÇÕES INORGÂNICAS CLASSIFICAÇÃO: ÁCIDOS ÓXIDOS HIDRETOS SAIS BASES Conceitos de Arrhenius: Ácidos, Hidretos e Bases Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+ (H3O+). aq Ex.: HCl H+ + ClHidretos: compostos binários de hidrogênio. Ex.: HCl, KH, NH3, etc. Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-. Ex.: NaOH Na+ + OH- Conceitos de Arrhenius: Óxidos e Sais Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc. Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion diferente do OH-. Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc. Definições Importantes Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica. Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica. Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa os íons já existentes. Solvatação – envolvimento dos íons do soluto iônico pelas moléculas de água. Ionização – processo de formação de íons que não existiam por reação com a água. Dissolução – processo de separação de componentes não eletrolíticos por ação da água. Definições Importantes Grau de ionização () – relação entre o n° de unidades ionizadas na solução pelo número de unidades inicial da substância. = n / N ou em porcentagem = n / N x 100 Eletrólito forte – 50% ( 0,5) Eletrólito semiforte – 5% 50% (0,05 0,5) Eletrólito fraco – 5% ( 0,05) Exercícios de fixação: 1. Os compostos abaixo são, respectivamente: AgNO3 NH4OH HClO4 a) ácido, base, sal b) base, sal, base c) sal, base, ácido d) ácido, sal, ácido e) sal, base, base 2. (UCSal) Considere a apaparelhagem desenhada abaixo, empregada para teste de condutibilidade elétrica. O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido? a) Oxigênio liquefeito. b) Nitrogênio liquefeito. c) Hélio liquefeito. d) água do mar. e) Gasolina. Exercícios de fixação: 3. Assinale as proposições verdadeira: (01) Todo eletrólito é um composto iônico. (02) A equação HBr + H2O H3O + Br- representa a dissolução do HBr. (04) O açúcar (C12H22O11) ao ser adicionado à água, sofre dissociação. (08) O HCl liquefeito conduz corrente elétrica. (16) O NaOH emágua forma uma solução eletrolítica. NOMENCLATURA DAS FUNÇÕES: ÓXIDOS, BASES E HIDRETOS ÓXIDOS: Nomenclatura Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido do nome do elemento. Ex.: Na2O – óxido de sódio / ZnO – óxido de zinco. Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lêse óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em algarismo romano. Ex.: FeO – óxido de ferro II. Au2O3 – óxido de ouro III. SO2 – óxido de enxofre IV. Óxidos: Nomenclatura Observações: 1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso ou ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: FeO – óxido ferroso Au2O3 – óxido áurico. PbO2 – óxido plumbico. Óxidos: Nomenclatura 2) A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o número de átomos de cada elemento: Ex.: Cl2O5 pentóxido de dicloro. 3) Nox dos principais metais: Fe, Co e Ni + 2 e +3 Hg e Cu +1 e +2 Pb e Pt +2 e +4 Au +1 e +3 Óxidos: Nomenclatura 4) Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham terminações em função do Nox, vide tabela. Terminação Per ico ico oso Hipo oso Nox +7 (+3 + 4) +5 e +6 +3 e +4 +1 e +2 (+3) ico apenas para o boro - B (+4) ico apenas para o carbono - C Ex.: SO3 anidrido sulfúrico / CO2 anidrido carbônico Cl2O anidrido hipocloroso / Cl2O5 anidrido clórico Mn2O7 anidrido permangânico, etc. BASES: Nomenclatura Bases de metais com Nox fixo: lê-se hidróxido seguido do nome do metal. Ex.: NaOH – hidróxido de sódio Bases de metais com dois Nox: lê-se hidróxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. Ex.: Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II. Observação: Hidróxidos de metais com dois Nox utilizase as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: Fe(OH)3 – hidróxido férrico. HIDRETOS: Nomenclatura Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido do nome do metal. Ex.: CaH2 – hidreto de cálcio. Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. Ex.: CuH2 – hidreto de cobre II. Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: NiH2 – hidreto niqueloso. Exercícios de fixação: Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 1. MgO 2. Pb3O4 3. Ca(OH)2 4. CuH 5. Fe(OH)3 6. Óxido de alumínio 7. Óxido de potássio 8. Óxido de ferro III 9. Óxido plumboso 10. Óxido estânico 11. Hidreto de lítio 12. Hidróxido de zinco 13. Hidróxido ferroso 14. Hidreto de fósforo CLASSIFICAÇÃO & REAÇÕES DAS FUNÇÕES: ÓXIDOS, BASES E HIDRETOS ÓXIDOS: Classificação Geral Óxidos básicos fortes: alcalinos e alcalinos terrosos. Óxidos ácidos: ametais Exceção: BeO (anfótero) Óxidos neutros: CO, N2O e NO (exceções) Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2 Óxidos ácidos: Nox > +4 Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4 Exceções: ZnO e PbO (anfóteros) Água Óxidos básicos fortes Óxidos básicos fracos, ácidos ou anfóteros Óxidos ácidos ou neutros Não formam óxidos ÓXIDOS: Regras de Classificação 1) Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal, ametal / semimetal. 2) Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás hilariante. 3) Metal de Nox = + 8/3 (fórmula Me3O4) - óxido salino. 4) Metal com Nox = +1 e +2 – óxido básico, exceção para o BeO, PbO e ZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O = -1 e superóxidos Nox do O = - ½. 5) Metal com Nox > +4 – óxido ácido. 6) Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero Óxidos: Classificação Química Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água formando uma base ou com ácido formando sal e água. Reações: 1) Na2O + H2O 2NaOH 2) FeO + 2HCl FeCl2 + H2O Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1. Reações: 1) CaO2 + 2H2O Ca(OH)2 + H2O2 2) CaO2 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + H2O2 Óxidos: Classificação Química Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1/2. Reações: 1) CaO4 + 2H2O Ca(OH)2 + H2O2 + O2 2) CaO2 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + H2O2 + O2 Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água formando um ácido. Reações: 1) SO3 + H2O H2SO4 2) Mn2O7 + 2NaOH 2NaMnO4 + H2O 3) SO3 + MgO MgSO4 4) NO2 + H2O HNO2 + HNO3 Óxidos: Classificação Química Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico. Reações: 1) ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O 2) ZnO + NaOH Na2ZnO2 + H2O Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem com água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O. Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento. Exemplos: Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4 Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O FeO + 2HCl FeCl2 + H2O Bases: Classificação 1) Quanto ao número de hidroxila (OH-): Monobase, ex.: NaOH / Dibase, ex.: Ba(OH)2 Tribase, ex.: Al(OH)3 / Tetrabase, ex.: Pb(OH)4 2) Quanto a solubilidade: Solúveis: bases do grupo 1A e NH4OH Pouco solúveis: a maioria das bases do grupo 2A Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2 e Mg(OH)2 Bases: Classificação 3) Quanto ao grau de dissociação: Fortes: bases dos grupos 1A e 2A. Fracas: as demais, inclue NH4OH 4) Quanto a volatilidade: Voláteis: NH4OH Fixas: as demais. BASES: Reações 1) Reações com óxidos ácidos: 2NaOH + 2NO2 NaNO3 + NaNO2 + H2O 2) Reações de neutralização: NaOH + HCl NaCl + H2O 3) Reações com sais: 2NaOH + CuCl2 Cu(OH)2 + 2NaCl NaOH + NH4Cl2 2NaCl + NH3 + H2O Obs. Na primeira reação há a preciptação do Cu(OH)2, na segunda liberação do gás NH3. Hidretos: Classificação 1) Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1 Ex.: NaH, CaH2 2) Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1 Ex.: BeH2, NH3 NOMENCLATURA, CLASSIFICAÇÃO & REAÇÕES DAS FUNÇÕES: ÁCIDOS E SAIS ÁCIDOS: Nomenclatura Ácidos não Oxigenados ou Hidrácidos: lê-se ácido seguido do nome do elemento com a terminação ídrico. Ex.: HCl – ácido clorídrico. H2S – ácido sulfídrico. HCN – ácido cianídrico (caso especial). Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o nome do anidrido que lhe deu origem. Ex.: H2SO4 – ácido sulfúrico (origem SO3 Nox do S = +6). HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5 Nox do Cl = +7) ÁCIDOS: Nomenclatura especial Ácidos originados de anidridos dos elementos P, Sb e As: reagem com um número variável de moleculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / piro - 2H2O / meta - 1H2O. Ex.: H3PO4 - ácido ortofosfórico (P2O5 + 3H2O 2H3PO4) Ácidos originados do B: reage com 3 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / meta - 1H2O. HBO2 – ácido metabórico (B2O3 + H2O HBO2) Ácidos originados do Si: pode reagir com 2 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: piro - 2H2O / meta - 1H2O. H4SiO4 – ácido silícico (SiO2 + 2H2O H4SiO4 ) Ácidos originados do Cr: pode reagir com 1 ou duas moléculas do óxido crômico com uma de água formando os ácidos crômico e dicromico, H2CrO4 e H2Cr2O7, respectivamente. Exercícios de fixação: Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: 1. HF 2. H2SO3 3. H2S 4. HNO3 5. H2Cr2O7 6. H3PO4 7. HNC 8. Ácido bromídrico 9. Ácido carbônico 10. Ácido permangânico 11. Ácido hiposulfuroso 12. Ácido brômico 13. Ácido cloroso 14. Ácido pirofosfórico ÁCIDOS: Classificação 1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: Monoácido (monoprótico), ex.: HCl O Diácido (diprótico), ex.: H2CrO4 Atenção: H3PO2 - monoácido H - P - O - H H H3PO3 - diácido O H-O-P-O-H H 2) Quanto a volatilidade: Voláteis: baixo ponto de ebulição - atomicidade < 7. Ex.: hidrácidos, HNO3,H2CO3, HClO3, etc. Fixos: alto ponto de ebulição - atomicidade 7. Ex.: H3PO4, H3BO3, H3PO4, etc. Ácidos: Classificação 3) Quanto ao grau de dissociação ( ) Ácido fraco: < 0,05 ( 5%) Ácido médio: 0,05 0,5 (5 - 50 %) Ácido forte: > 0,5 (50%) Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel e o número de O da molécula: HxEzOy (y - x) / z > 1 - forte (y - x) / z = 1 - médio (y - x) / z < 1 - fraco Exceção: H2CO3 - fraco ( = 0,18%) ÁCIDOS: Reações 1) Reações com metais: depende da reatividade, metais nobres não deslocam o Hidrogênio (Cu, Hg, Ag, Pt e Au) HCl + Cu não reage (metal nobre) HCl + Zn ZnCl2 + H2 2) Reações especiais: Cu + H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2 Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO * Estas reações acontecem também com Ag e Hg / Au só reage com água régia, HCl + HNO3, / Pt não reage. Ácidos: Reações 3) Desidratação dos oxiácidos: H2SO4 SO3 + H2O 4) Reações de neutralização: HCl + NaOH NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O SAIS: Nomenclatura x Classificação Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base dando origem a diversos tipos de sais: 1) Reação dos hidrácidos com monobases: HCl + NaOH NaCl + H2O Nomenclatura: ídrico êto – cloreto de sódio (normal - halóide) 2) Reação dos oxiácidos com monobases: H2SO4 + NaOH Na2SO4 + 2H2O Nomenclatura: ico ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal) H2SO3 + NaOH Na2SO3 + 2H2O Nomenclatura: oso ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal) SAIS: Nomenclatura x Classificação H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bisulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal) 3) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases: HCl + Ca(OH)2 CaOHCl + H2O Nomenclatura: hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio (hidroxi sal ou sal básico) Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que lhe deram origem e não da presença do H+ e OH- no sal. CuSO4 + 5H2O CuSO4.5H2O Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado). SAIS: Fórmula x Nomenclatura A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue a mesma seqüência da obtenção da fórmula dos ácidos: Ex. 1: Sulfato de ferro II Ato Nox do enxofre = 6+ SO3 SO3 + H2O H2SO4 FeSO4 Ex. 2: Hipoclorito de sódio Ito Nox do cloro = 1+ Cl2O Cl2O + H2O 2HClO NaClO Obs. A carga do ânion corresponde ao n° de H ionizável do ácido. Exercícios de fixação: Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: 1. KF 2. Na2SO3 3. ZnS 4. NaNO3 5. K2Cr2O7 6. RbH2PO4 7. NH4NC 8. Brometo de lítio 9. Hidróxi carbonato de cálcio 10. Permanganato de cálcio 11. Hiposulfito de sódio 12. Metaborato de potássio 13. Perclorato de bário 14. Hidrogenosulfato de potássio SAIS: Solubilidade É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou pouco solúvel em água, experimentalmente temos: Sais Regra geral Exceções KClO4 e NH4ClO4 1A e NH4+ Solúveis – Acetatos (CH3COO-) Solúveis – Nitratos (NO3-) e (NO2-) Solúveis Sr, Ba, Ca, e Pb Sulfatos (SO42-) Solúveis Ag, Pb e Hg Halogenetos (Cl-, Br- e I-) Solúveis 1A, 2A e NH4+ Sulfetos (S-) Insolúveis Demais sais Insolúveis 1A e NH4+ Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os demais são brancos. SAIS: Reações Sal + metal – depende da ordem de reatividade dos metais envolvidos na reação. Ex.: CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu Sal + ácido – ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um ácido mais fraco: Fe(CN)2 + 2HNO3 Fe(NO3)2 + 2HCN 2) Formação de um ácido volátil: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl 3) Formação de um sal insolúvel: BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl SAIS: Reações Sal + base – ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um sal ou base insolúvel: 2NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4 2) Formação de uma base mais fraca: 2NaOH + Ca(NO3)2 2NaNO3 + Ca(OH)2 3) Formação de uma base volátil: NaOH + NH4Cl NaCl + NH4OH (NH3 + H2O) Sal1 + Sal2 – ocorrem quando acontece a formação de um sal insolúvel: KCl + AgNO3 AgCl + KNO3 Exercícios de fixação: 1. A única alternativa incorreta é: a) Fe3O4 é um óxido salino. b) N2O é um óxido neutro. c) CaO é um óxido anfótero. d) Cl2O7 é um óxido ácido. e) H2O2 é um peróxido. 2. Com relação às bases é incorreto afirmar: a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH)x, onde M é um metal ou íon NH4+. b) As dibases têm fórmula geral M(OH)2. c) As bases alcalinas são fortes. d) O NH4OH é praticamente insolúvel em água. e) Todas as bases de metais de transição pode ser classificada em fraca e insolúvel. Exercícios de fixação: 3. O ácido que corresponde à classificação monoácido e ternário é: a) HNO3 b) H2SO4 c) H3PO4 d) HCl e) HCNO 4. Dentre os ácidos abaixo, o de maior grau de ionização é: a) H4P2O7 b) H2SO3 c) HNO2 d) HClO4 e) H3BO3 5. Os seguintes sais são solúveis em água: a) KCl e BaCO3 b) AgCl e NaNO3 c) K2Cr2O7 e KMnO4 d) KClO4 e NiS e) NaHCO3 e CaCO3 NOVOS CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES Complemento do Conceito de Arrhenius Ácidos – Conceito original: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+. aq Ex.: HCl H+ + ClÁcidos – Conceito atual: substâncias que reagem com água originando íons hidroxônio – H3O+ . Ex.: HCl + H2O H3O+ + ClBases – mantido o mesmo conceito. Limitações do Conceito de Arrhenius Restrito a soluções aquosas. Outros solventes também ionizam ácidos e dissociam bases. Incapaz de prever o caráter de ácidos não hidrogenados ou bases sem hidroxilas. Conceito de Brönsted-Lowry Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são espécies receptoras de prótons. Ex.: HCl + H2O H3O+ + ClObs. Na reação direta da equação o H+ é transferido do HCl para a água e na reação inversa o H+ é transferido do H3O+ para o íon Cl-. Reação geral: Ácido1 + Base1 Ácido2 + Base2 pares conjugados Conceito de Lewis Ácidos são espécies capazes de receber um par de elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron. Ex.: BF3 + NH3 F3 BNH3 F F B F H + N H H F F H B N F H H Exercícios de fixação: 1. (FUC-MT) No equilíbrio HCl + NH3 NH4+ + Cl-, podemos afirmar que de acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry: a) NH4+ atua como base. b) NH3 atua como base. c) HCl atua como base. d) Cl- atua como ácido. e) NH3 atua como ácido. 2. Julgue as proposições: (01) Na reação HCl + NH3 NH4+ + Cl-, o HCl funciona como ácido segundo Arrhenius. (02) Na reação HCl + HF H2 F + + Cl-, os pares conjugados são: HCl/Cl- e HF/ H2 F +. (04)Na reação Co+3 + 6NH3 [Co(NH3 )6 ]+3 o cátion cobalto (Co+3) funciona como ácido de Lewis. (08) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry. (16) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis.
