Slide 1 - UniFOA

FUNÇÕES INORGÂNICAS
1 - ÁCIDOS
São compostos que, quando em presença de água, sofrem
ionização liberando como único cátion íons H+ (hidrônio).
Exemplo:
HCl
H + + Cl -
H 3 PO 4
3H + + PO 4 3-
1.1 – Classificação
a) QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS
• Monoácidos: ionizam apenas 1 H +;
Exemplo: HCl 3, HCl
• Diácidos: ionizam 2 H +;
Exemplo: H2S, H2SO4
• Triácidos: ionizam 3 H+;
Exemplo: H3BO3, H3PO4
• Tetrácidos: ionizam 4 H+.
Exemplo: H4P2O7
b) QUANTO À PRESENÇA DE OXIGÊNIO:
Hidrácidos: são os que não apresentam átomos de oxigênio na
molécula.
Exemplo: HCl, H2S, HF.
Oxiácidos: contêm átomos de oxigênio na molécula.
Exemplo: H3BO3, HNO3, H2SO4.
1.2 - Nomenclatura
Ácidos não-oxigenados ou hidrácidos:
Ácido___________ídrico
elemento
Exemplo:
HCl - Ácido clorídrico;
HBr - Ácido Bromídrico;
HF - Ácido Fluorídrico;
HI - Ácido Iodídrico;
H2S - Ácido Sulfídrico.
Ácidos oxigenados (oxiácidos):
Ácido___________ico
elemento
Exemplo:
H3BO3 - Ácido Bórico;
HClO3 - Ácido Clórico;
H2SO4 - Ácido Sulfúrico;
H3PO4 - Ácido Fosfórico;
H2CO3 - Ácido Carbônico;
HNO3 - Ácido Nítrico.
Pelo acréscimo ou retirada de oxigênio em sua molécula obtemos a
fórmula dos demais oxiácidos.
PER _____________ICO
elemento
_____________ICO
elemento
_____________OSO
elemento
HIPO ____________OSO
elemento
-O
-O
-O
Exemplos:
HClO4
Ac. Perclórico
HClO3
Ac. Clórico
HNO3
Ac. Nítrico
HNO2
Ac. Nitroso
H3PO4
Ac. fosfórico
H3PO3
Ac. Fosforoso
HClO2
Ac. Cloroso
HClO
Ac. Hipocloroso
H3PO2
Ac. Hipofosforoso
2 - BASES
São compostos iônicos que, quando em presença de
água, sofrem dissociação, liberando como único ânion
íons OH - (hidroxila).
Exemplo:
H2O
NaOH
H2O
Al(OH) 3
Na + + OH -
Al 3+ + 3OH -
2.1 – Classificação
a) QUANTO AO NÚMERO DE OH• Monobases: dissociam apenas 1 OH-;
Exemplo: LiOH, CuOH, NaOH.
• Dibases: dissociam 2 OH-;
Exemplo: Ca(OH) 2, Pb(OH) 2, Cu(OH) 2.
• Tribases: dissociam 3 OH-;
Exemplo: Fe(OH) 3, Au(OH) 3.
• Tetrabase: dissociam 4 OH-.
Exemplo: Pb(OH) 4, Sn(OH) 4.
2.2 - Nomenclatura
Quando o elemento forma apenas uma base:
Hidróxido de ___________
elemento
Exemplo:
Al(OH) 3 - Hidróxido de Alumínio
Ca (OH) 2 - Hidróxido de Cálcio
Li OH - Hidróxido de Lítio
Quando o elemento forma duas bases, pelo fato de o metal
envolvido possuir mais de uma carga.
Hidróxido de ___________(CARGA) - Indicado em algarismo romano
elemento
Lembrando que os metais mais comuns a apresentar mais de uma carga (N.º de
Oxidação) são os seguintes:
Cu+1
Cu +2
Au +1
Au +3
Fe +2
Fe +3
Pb +2
Pb +4
Sn +2
Sn +4
Exemplo:
Fe(OH) 3 - Hidróxido de Ferro III
Fe(OH) 2 - Hidróxido de Ferro II
AuOH - Hidróxido de Ouro I
Au(OH) 3 - Hidróxido de Ouro III
Ou, em lugar do algarismo romano (indicando o n.º de Oxidação do elemento),
usando também as terminações ICO e OSO para quando os elementos tiverem
maior e menor NOX, respectivamente.
Fe(OH) 3 - Hidróxido Férrico
Fe(OH) 2 - Hidróxido Ferroso
AuOH – Hidróxido Auroso
Au(OH) 3 - Hidróxido Áurico
3 – ÓXIDOS
São compostos binários em que o oxigênio é o mais eletronegativo.
Exemplo: CO 2, Fe 2O3, P2O4
3.1 – Formulação
Nox = -2
E x+ O-2
E2Ox
Caso X seja múltiplo de 2, simplificaremos.
3.2 – Classificação
a)
ÓXIDOS ÁCIDOS: Reagem com água, dando ácidos. Geralmente, são óxidos
de ametais.
Exemplo:
CO2
+
H2O
H2CO3
Óxido
Ácido
ácido
Outros exemplos: SO3, P2O5, CrO3cc
b) ÓXIDOS BÁSICOS: Reagem com água, dando bases. Geralmente, são óxidos de
metais.
Exemplo:
Na2O + H2O
2 NaOH
Óxido
Base
básico
Outros exemplos: MgO, CrO
c) ÓXIDOS NEUTRO: Não reage com água, ácido e base.
Exemplo: CO, NO e N2O.
3.3 - Nomenclatura
Quando o elemento forma apenas um óxido:
Óxido de ___________
elemento
Li2O - Óxido de Lítio
MgO - Óxido de Magnésio
Al2O3 - Óxido de Alumínio
Quando o elemento forma dois óxidos:
Óxido de ___________
elemento
ICO
OSO
NOX maior
NOX menor
Fe2O3 ÓXIDO FÉRRICO - (NOX DO FERRO = + 3)
FeO ÓXIDO FERROSO - (NOX DO FERRO = + 2)
Au2O3 ÓXIDO ÁURICO - (NOX DO OURO = + 3)
Au2O ÓXIDO AUROSO - (NOX DO OURO = +1)
Podemos, ainda, neste caso, indicar o n.º de oxidação do elemento por algarismos
romanos:
Fe2O3 - Óxido de Ferro III
FeO - Óxido de Ferro II
Au2O3 - Óxido de Ouro III
Au2O - Óxido de Ouro I
Ou, ainda, podemos indicar o n.º de átomos de oxigênio e o n.º de átomos do
elemento como auxílio dos prefixos MONO, DI, TRI, ...
Fe2O3 - Trióxido de Diferro
FeO - Monóxido de Ferro
N2O5 - Pentóxido de Dinitrogênio
CO2 - Dióxido de Carbono
4 – SAIS
São substâncias iônicas que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e
um ânion diferente de OH- ou O-2.
Os sais podem ser formados a partir de reação de neutralização ocorrida entre
ácidos e bases.
Exemplos:
HCl
Ácido
+
+
NaOH
Base
NaCl
Sal
+
+
H2O
Água
4.1 – Classificação
Sal normal ou neutro: É o sal cujo cátion não possui H+ ionizável e ânion OH-.
Resultado de uma reação de neutralização total, ou seja, quando reagem todos
os H+ e todos os OH- da base.
Exemplo: 2 HNO3 + Ca(OH) 2
Ca(NO3) 2 + 2 H2O
Um sal normal é formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion
proveniente de um ácido.
4.2 – Nomenclatura
A nomenclatura dos sais segue a regra: (Nome do ânion) de (nome do cátion).
Os nomes dos ânions são formados trocando-se as terminações dos nomes dos
ácidos pelas terminações –eto, -ato e –ito.
TERMINAÇÕES DOS ÁCIDOS
ídrico
oso
Ico
ÂNION
eto
ito
ato
Exemplos:
HCl
+
Ácido
Clorídrico
NaOH
Hidróxido
de Sódio
NaCl
+
Cloreto
de Sódio
H2O
H2SO4 +
Ácido
Sulfúrico
Ca(OH) 2
Hidróxido
de Cálcio
CaSO4 +
Sulfato
de Cálcio
H2O