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FUNÇÕES INORGÂNICAS: •ÁCIDOS; •BASES OU HIDRÓXIDOS; •SAIS; •ÓXIDOS; Prof. GIANA: [email protected] ÁCIDOS: Conceito de Arrhenius Toda substância que, em solução aquosa ioniza-se liberando, como único tipo de cátions, íons H+. Exemplo: HCl H2O H+ IONIZAÇÃO “Formação de íons.” + Cl- Características de substâncias ácidas: - Liberam H+ ou H3O+ ; - As substâncias ácidas possuem “H” no início da molécula, exceção da água e água oxigenada; - Possuem sabor azedo. Ionização: Parcial – liberação um a um de H+; Total – liberação da quantidade real de H+; Ex.: H2SO4 HSO4 - H2SO4 H2O H2O H2O H+ + HSO4- H+ + SO4= 2H+ + (PARCIAL) SO4= (TOTAL) NOMENCLATURA Para Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio; Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento. Ácido ( nome do elemento ) HF – ácido fluorídrico ídrico HI – ácido iodídrico HBr – ácido bromídrico HCl – ácido clorídrico H2S – ácido sulfídrico Para Oxiácidos – ácidos com oxigênio; Terminação dos Ânions ATO Terminação dos Ácidos ICO ETO ÍDRICO ITO OSO SO4= - ânion sulfato H2SO4 – ácido sulfúrico S= - ânion sulfeto H2S – ácido sulfídrico SO3= - ânion sulfito H2SO3 – ácido sulfuroso Outras nomenclaturas: HClO3 – ácido clórico (padrão) HClO4 – ácido perclórico HClO2 – ácido cloroso HClO – ácido hipocloroso H2SO4 – ácido sulfúrico (padrão) HIO3 – ácido iódico (padrão) Obs.: per + ico = + 1 “O” na molécula em relação ao ácido padrão. oso = - 1 “O” na molécula em relação ao ácido padrão. hipo + oso = -2 “O” na molécula em relação ao ácido padrão. CLASSIFICAÇÃO • Quanto à presença de oxigênio na molécula; HIDRÁCIDOS HF, HCN, HI,... OXIÁCIDOS H2CO3, HBrO3,... •Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis; MONOÁCIDOS 1H+ DIÁCIDOS 2H+ TRIÁCIDOS 3H+ TETRÁCIDOS 4H+ Força dos hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF Fraco: os demais. Força dos oxiácidos: -Regra de Pauling: (nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizável) = x x = 3 e 2 = Fortes x = 1 = Moderados x = 0 = Fraco Ácidos 1. 2. 3. 4. 5. 6. mais comuns na Ácido clorídrico (HCl) Ácido Sulfúrico (H2SO4) Ácido Nítrico (HNO3) Ácido Fosfórico(H3PO4) Ácido Ácetico (CH3 - COOH) Ácido carbônico (H2CO3) química do cotidiano BASES OU HIDRÓXIDOS: Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH-. (hidroxila ou oxidrila) NaOH H2O DISSOCIAÇÃO IÔNICA “Separação de íons.” Na+ + OH- CLASSIFICAÇÃO DAS BASES I) Número de OH- presente na fórmula: monobase: 1 OH1- , NaOH, KOH dibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2 tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3 tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4 Formulação Adicionam-se tantos OH- quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. Bx+ K1+ + (OH) H2O + (OH)x KOH Ba2+ + (OH) H2O Ba(OH)2 Al3+ H2O Al(OH)3 + (OH) NOMENCLATURA Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion. KOH hidróxido de potássio Ba(OH)2 hidróxido de bário Al(OH)3 hidróxido de alumínio Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência. Exemplos: CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre I CuOH2 hidróxido cúprico hidróxido de cobre II Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de ferro II Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de ferro III Bases ou Hidróxidos mais comuns do cotidiano 1. 2. 3. 4. 5. Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH); Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2); Hidróxido de amônio (NH4OH); Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2); Hidróxido de alumínio (Al(OH)3) SAIS Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positivo diferente do H1+ e pelo menos um íon negativo diferente do OH1-: CaCl2 H2O Ca2+ H+ + 2 Cl1 OH- Sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base. ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA 1. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente. 1 H2SO4 + 2 NaOH H2O 1 Na2SO4 + 2 H2 O Sais deste tipo são classificados como normais. 2. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido. 1 H2SO4 + 1 NaOH H2O NaHSO4 São classificados como sais ácidos. + H2 O 3) Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. 1 Ba(OH)2 + 1 HCl H2O 1 Ba(OH)Cl + Sais deste tipo são classificados como básicos. 1 H2 O NOMENCLATURA NOME DO SAL NOME DO ÂNION de NOME DO CÁTION Exemplo: a) KCl Cloreto de potássio b) CuSO4 Sulfato de cobre II c) Al(NO3)3 d) CaBr2 ALGUNS SAIS IMPORTANTES: 1. Cloreto de sódio(NaCl); 2. Nitrato de sódio (NaNO3); 3. Carbonato de sódio (NaCO3); 4. Bicarbonato de sódio (NaHCO3); ÓXIDOS Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles. Exemplos: a) CO2 c) CaO b) H2O d) SO3 NOMENCLATURA: •Óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são classificados como óxidos moleculares e recebem a seguinte nomenclatura: Prefixo que indica a quantidade de oxigênio Prefixo que indica a quantidade de outro elemento Mono – Di – óxido de Di – Tri – Tri – Tetra – Tetra – Penta - Penta - ÓXIDOS BÁSICOS: -Possuem caráter iônico; -Nox +1, +2 ou +3; -Exs: Na2O, BaO, Fe2O3; + água base + ácido sal + água Óxido básicos ÓXIDOS ÁCIDOS: -Possuem caráter covalente; -Geralmente são formados por ametais; -Exs.: CO2, SO2, N2O5 + água ácido + base sal + água Óxido ácidos Continue estudando, faça o máximo de exercícios e tire suas dúvidas!
