Apresentação do PowerPoint
Propaganda
Prof. Carlos Busato Funções Inorgânicas Prof. Busato Química Funções químicas Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Prof. Busato Química Em função de suas propriedades: •Acidos: Substancias com sabor azedo e altera a cor de alguns corantes vegetais; •Bases: Substancias com sabor adstringente, capazes de tornar a pele lissa e escorregadia e de alterar a coloração de certos corantes vegetais; Segundo Arrhenius: •Substâncias Eletrolíticas: Substancias que na presença de água de dividem em entidades menores carregadas eletricamente (íons) conduzem eletricidade. •Substâncias não eletrolíticas: Substancias que na presença de água se dividem em entidades menores (moleculas) sem carga não conduzem eletricidade. Prof. Busato Química Teoria da dissociação eletrolítica • Dissociação iônica: Numa solução aquosa, os íons positivos e negativos que formam o reticulo cristalino são separados pelas moléculas da água, ficando livres na solução e conduzindo corrente elétrica; NaCl(aq) Na+ + Cl•Ionização: Numa solução aquosa molecular, a explicação para a condução de corrente elétrica está na formação de íons devido à interação entre as moléculas polares de ambos os compostos. HCl (g) + H2O (l) H3O+ + Cl-(aq) Prof. Busato Química Eletrólitos são as substâncias que em solução aquosa, sofre ionização ou dissociação. CONCEITO ÁCIDO – BASE Prof. Busato Química Ácidos Ácidos de Arrhenius: são substâncias que dissolvidas em água se ionizam liberando como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H2O H3O+ + Cl- ou HCl + H2O H+ (aq) + Cl-(aq) H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO42ou Prof. Busato H2SO4 + 2H2O 2H+ + SO42-(aq) Química Classificação dos Ácidos Quanto a presença ou ausência de Carboxila (COOH) Orgânicos Inorgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH) (H2CO3, H2CO2, HCN) Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl, H2S, HBr) Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4) Prof. Busato Química Classificação dos Ácidos Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quaternário (H4[Fe(CN)6]) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2) Tetrácidos (H4P2O7) Prof. Busato Química Nomenclatura Oficial: Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: 1. Quando o elemento for apenas um oxiacido Ácido __________________ ico Radical do Elemento 2. Quando o elemento for mais de dois oxiacido ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Prof. Busato Radical do Elemento oso (- oxigênio) Química Exemplo: +2 - 2 H 2S Ácido sulfídrico +2 +4 - 6 H2SO3 Ácido sulfuroso *Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”. +2 +6 - 8 H2SO4 Prof. Busato Ácido sulfúrico Química Características gerais dos ácidos Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água; Prof. Busato Química Ácidos importantes: 1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações: S + O2 SO2 SO2 + ½O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país. Prof. Busato Química Ácidos importantes: 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano. *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem. Prof. Busato Química Ácidos importantes: 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais , produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH3 CH3 + 3HNO3 NO2TNT Prof. Busato -NO2 + 3H2O *As manchas na pele são causadas NO2 pela reação xantoprotéica. Química Ácidos importantes: 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338) É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo. *Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”. Prof. Busato Química Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, sofre dissociação iônica, liberando como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila). NaOH Na+ + OHCa(OH)2 Ca2+ + 2OH- Possuem OH- (direita); Metais; Lig. Iônicas; Sólidas; Fixas. Al(OH)3 Al3+ + 3OHProf. Busato Química Nomenclatura Hidróxido de _________________ Nome do Elemento NaOH hidróxido de sódio Fe(OH)2 hidróxido de ferro II Fe(OH)3 hidróxido de ferro III Prof. Busato Química Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: - Dibases: - Tribases: - Tetrabases: NaOH; NH4OH Ca(OH)2; Mg(OH)2 Al(OH)3; Fe(OH)3 Pb(OH)4; Sn(OH)4 Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1) e metais alcalinos terrosos (G2). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases. Prof. Busato Química Classificação Quanto à Solubilidade em Água - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (G2). - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. KOH Prof. Busato Monobase Forte Solúvel Al(OH)3 Tribase Fraca Insolúvel Química Características gerais das bases Apresentam sabor caústico; Estriam a matéria orgânica; Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam ácidos formando sal e água; Prof. Busato Química Bases importantes: 1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico. Prof. Busato Química Bases importantes: 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem). É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces. CaO + H2O Ca(OH)2 Cal Virgem Prof. Busato Cal Apagada Química Bases importantes: 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É usada como antiácido estomacal e também como laxante. Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O *Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis. Prof. Busato Química Bases importantes: 4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox) É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax . Prof. Busato Química Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias. ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+. HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido Prof. Busato Base Química Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: HCl + H2O H3O+ + ClÁCIDO BASE ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA NH3 + H2O NH4+ + OHBASE Prof. Busato ÁCIDO ÁCIDO CONJUGADO BASE CONJUGADA Química Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Forças relativas Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Prof. Busato 7/26 Química Sais Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion de H+ e um ânion de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Ácido + Base Sal + Água Salificação HCl + NaOH NaCl + H2O Neutralização Prof. Busato Química Nomenclatura Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido ídrico ico oso Sufixo do ânion eto ato ito H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2O Sulfato de cálcio (gesso) Prof. Busato Química Sais neutros ou normais São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-): H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2 H2O 2 NaOH + H2SO4 Prof. Busato NaSO4 + 2 H2O Química Classificação Quanto à Presença de Oxigênio - Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: NaCl , KBr , CaCl2 - Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 - Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6 Prof. Busato Química Classificação Quanto à Presença de Água - Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O - Anidro: KCl; NaCl; CaSO4 Quanto à Natureza - Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 - Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 - Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr Prof. Busato Química Sais importantes: 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal) É um pó branco que perde CO2 com facilidade (efervescência). É usado como antiácido estomacal , fermento químico e nos extintores de incêndio. H2CO3 NaHCO3 + H2O NaOH + H2O+ CO2 *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga rançosa. Prof. Busato Química Sais importantes: 2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo) É um sólido branco que por aquecimento perde CO2 e produz CaO (calcinação). É usado na fabricação de cimentos(Portland), como corretivo do solo e como fundente em metalurgia. CaCO3 CaO + CO2 *Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral (aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore Carrara). Prof. Busato Química Sais importantes: 3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile) É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além de ser um ótimo oxidante para reações químicas. É usado na fabricação de fertilizantes e explosivos. *Nos Andes era higroscópico. Prof. Busato utilizado na conservação da carne por ser Química Sais importantes: 4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco) É um sólido granulado obtido do líquido amoniacal das fábricas de gás. É usado na fabricação de fabricação de pilhas secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na fabricação de tecidos. *Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas. Prof. Busato Química Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: x+ E 2 2O X Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 Prof. Busato Química Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO -monóxido de monocarbono N2O5 -pentóxido de dinitrogênio P2O3 -trióxido de difosforo H2O -monóxido de dihidrogênio Nox fixo(g1e g2)- óxido de elemento Para metais: Nox - óxido de elemento+valência Na2O -óxido de sódio Al2O3 -óxido de alumínio FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe2O3 -óxido de ferro III (óxido férrico) Prof. Busato Química Óxidos importantes: 1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós) É um sólido branco de caráter anfótero (anfiprótico). É usado na fabricação de cremes dermatológicos, na industria de tintas e na galvanização do ferro. *A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de sacrifício é chamada de proteção anódica. Prof. Busato Química Óxidos importantes: 2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina) É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é extraído por eletrólise o alumínio metálico. Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e nos rubis. *É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de Coríndon. Prof. Busato Química Óxidos importantes: 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada) É uma solução aquosa que se decompõe facilmente em presença de luz (fotólise). É utilizada como agente oxidante e bactericida. H2O2 H2O + ½O2 *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para impedir a entrada de luz. Prof. Busato Química Óxidos importantes: 4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã) É um sólido escuro que apresenta características ferromagnéticas. É utilizado na fabricação de caixas de som e aparelhos eletrônicos em geral. FeO + Fe2O3 Fe3O4 *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido . Prof. Busato Química REVISANDO Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa. Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água Bases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água Arrhenius: ácido + base sal + água. Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. Prof. Busato Química Reações de transferência de H+ Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+. Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-. exemplo: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base. Água = comportamento de ácido ou de base. Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases. Prof. Busato Química Escala de pH Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC. pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido Prof. Busato Química Prof. Busato Química Escala de pH Indicadores ácido-base São substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro. Prof. Busato Química pH – Uma Medida de Acidez pH da solução (def.): é o simétrico do logaritmo decimal da concentração de hidrogeniões (em mol/L) pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] [H+][OH-] = Kw = 1,0 x10-14 - (log[H+] + log[OH-]) = -log(1,0 x10-14) -log[H+]-log[OH-] = 14,0 pH + pOH = 14,0 Prof. Busato Química Potencial hidrogeniônico (pH) A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+] pH = -log [H+] A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14. Prof. Busato Química pH x homeostasia Homeostasia é a constância do meio interno equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia . pH do Sangue Arterial pH normal Acidose Alcalose Prof. Busato 7,8 7,0 7,4 Faixa de sobrevida Química Alterações no pH Acúmulo de ácidos Perda de bases Aumento da [H+] Acidose Queda do pH 7,4 Escala de pH Aumento do pH Alcalose Diminuição da [H+] Perda de ácidos Prof. Busato Acúmulo de bases Química Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos Metabolismo aeróbico da glicose Metabolismo anaeróbico da glicose Ácido Carbônico Ácido Lático H+ Corpos Cetônicos Ácidos Ácido Sulfúrico Ácido Fosfórico Oxidação de Amino ácidos Sulfurados Oxidação incompleta de ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas Prof. Busato Química Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3
