ICET – Instituto de Ciências Exatas e Tecnologia

ICS – Instituto de Ciências e Saúde
Curso – Nutrição
Química Geral I - Prof. Barbieri
Funções Inorgânicas
FUNÇÕES INORGÂNICAS: é um conjunto de
substâncias com propriedades químicas semelhantes,
denominadas propriedades funcionais.
Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas
em água, conduzem a corrente elétrica.
Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica.
O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua
teoria que os eletrólitos, em solução, se dissociariam
em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa.
Isso explicaria a condução de corrente elétrica por
estas soluções.
 Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já
se encontram presentes. A água, neste caso,
somente separa (dissociação) os íons já
existentes.
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 Nos compostos covalentes que são eletrólitos, a
água cria condições para que os íons sejam
formados e separados. Este processo recebe o
nome de ionização.
ionização
dissociação
HCl
Na+Cl-
= H+
+
= Na+
Cl+
Cl-
Seguindo critério baseado na dissociação/ionização,
Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação
Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos
com características químicas distintas.
1.ÁCIDOS:
Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que,
quando em solução aquosa, se dissociam, originando
exclusivamente H+ como íons positivos.
1.1. Classificações dos ácidos
 presença ou não de oxigênio
Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.
Exemplos: H2SO4 , HNO3
Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN
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 número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl
H+
=
+
Cl-
Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4
=
2 H+
+
SO42-
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4
=
3 H+
+
PO43-
 volatilidade
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto
de ebulição: HNO3 , HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e
H3PO4
 grau de ionização
Representado pela letra grega alfa (), o grau de
ionização é a relação entre a quantidade de moléculas
dissociadas e o total de moléculas dissolvidas.
Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência
do ácido a se dissociar.
alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas
dissolvidas) x 100
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ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl,
HNO3, H2SO4.
ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4,
HF.
ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3,
HCN. ácidos orgânicos.
1.2. Formulações sobre os ácidos
Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para
neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com
carga x-, e utiliza-se x hidrogênio para formular o
ácido.
Hx AxExemplos:
NO31-
HNO3
SO42-
H2SO4
PO43-
H3PO4
1.3. Nomenclatura dos ácidos
a) Hidrácidos:o nome é feito com a terminação ídrico
Ácido
nome do anion
ídrico
Ex: HCl: ácido clorídrico; HI: ácido iodrídico
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b)Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de
um oxiáxido e sua terminação é ico
Ácido
nome do anion
ico
Ex: H2CO3: ácido carbônico ; H3BO3: ácido bórico
B2)quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e
sua terminação é ico
Ácido
nome do anion
ico
oso
Maior nox
Menor nox
Ex: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso
2. BASES:
As bases, segundo Arrhenius, são substâncias
que, em solução, se dissociam, originando como
único íon negativo o OH1-.
2.1. Classificações dos ácidos
 número de OH1- 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
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 solubilidade em água
solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalinoterrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base
fraca e volátil).
insolúveis: todas as demais.
 grau de dissociação
fortes (>50%): as de metais alcalinos e metais
alcalino-terrosos.
fracas: todas as demais.
2.2. Formulações sobre as bases
Adicionam-se tantos OH-1 quantos forem necessários
para neutralizar a carga do cátion.
Bx+ (OH)x
K1+
KOH
Ba2+
Ba(OH)2
Al3+
Al(OH)3
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2.3. Nomenclatura das bases
a) Quando o elemento forma apenas uma base
Hidróxido de
nome do elemento
Ex: NaOH: hidroxido de sódio;
b) Quando o elemento forma duas bases
Hidróxido de
nome do elemento
ico
Hidróxido de
nome do elemento
oso
Maior nox
Menor nox
Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico;
Fe(OH)2: hidróxido ferroso
3. SAIS:
Segundo Arrhenius, sais são substâncias que,
quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um
íon positvo diferente do H1+ e pelo menos um íon
negativo diferente do OH1-:
CaCl2
Na2SO4
Ca2+
=
=
+
2 Na1+
2 Cl1+
SO42-
Como os sais são provenientes de reações de
neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina
do ácido e o cátion da base.
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ÁCIDO
+
BASE
=
SAL
+
ÁGUA
3.1. Classificações dos ácidos
As reações de neutralização podem ser de três
tipos:
 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
= 1 NaSO4
+ 2 H2O
Sais deste tipo são classificados como normais.
 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
=
NaHSO4
+
H2O
Sais deste tipo são classificados como ácidos.
 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 íonfórmula, o sal produto será básico.
1 Ba(OH)2
+
1 HCl
= 1 Ba(OH)Cl
+
1 H2O
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Sais deste tipo são classificados como básicos.
3.2. Nomenclatura dos sais
------------------------- de -------------------nome do ânion
nome do cátion
Segue-se a mesma regra das terminações usada nos
ácidos.
Ácido Ânion
ídrico eto
oso ito
ico ato
HCl
ácido clorídrico
KCl
cloreto de potássio
HNO2
ácido nitroso
NaNO2
nitrito de sódio
HNO3
ácido nítrico
KNO3
nitrato de potássio
No caso de sais que na sua constituição possuam
cátion que possam ter nox diferentes, deve-se utilizar
algarismos romanos para identificação.
Fe(NO3)2
nitrato de ferro II
Fe(NO3)3
nitrato de ferro III
No caso de o cátion possuir somente dois nox
possíveis, pode-se também optar por utilizar os
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sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e
maior nox.
Fe(NO3)2
nitrato ferroso
Fe(NO3)3
nitrato férrico
4. Óxidos:
Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio
é o elemento mais eletronegativo. Os óxidos podem
ser iônicos ou moleculares.
Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do
oxigênio com um metal.
Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da
união do oxigênio com um não metal.
4.1.Nomenclatura dos óxidos
a) Iônicos
óxido de ______________ nome do elemento +
(carga do cátion em romanos)
a carga do cátion em algarismos romanos é
dispensável se o mesmo apresentar nox fixo.
Na2O
óxido de sódio
Cu2O
óxido de cobre I CuO
óxido de cobre II
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b)Moleculares
Prefixos indicam as quantidades de átomos de
oxigênio e não-metal contidos na fórmula.
(mono ou di ou tri ...) óxido de (mono ou di ou tri
...) + nome do elemento
O prefixo mono é somente opcional quando indicar a
quantidade de átomos do não metal.
CO
monóxido de carbono; CO2 dióxido de carbono
N2O monóxido de dinitrogênio;
dinitrogênio
N2O5
pentóxido de
4.2. Classificação dos óxidos
 Óxidos básicos: resultantes da união do
oxigênio com metais alcalinos e alcalinoterrosos. Reagem com água, originando base.
Na2O
BaO
+
+
H 2O
H2O
=
2 NaOH
=
Ba(OH)2
Reagem com ácido, originando sal e água:
Na2O
BaO
+
+
2 HCl
2 HNO3
=
=
2 NaCl
+
Ba(NO3)2
H2 O
+
H2O
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 Óxidos ácidos: originam-se da desidratação de
ácidos. Por este motivo, possuem uma
nomenclatura opcional especial que especifica o
ácido de origem.
H2CO3 menos 1 H2O = CO2 anidrido carbônico
H2SO4 menos 1 H2O =
SO3
anidrido sulfúrico
Reagem com água, originando ácido.
CO2
+
H2O
=
H2CO3
SO3
+
H2O
=
H2SO4
Reagem com base, originando sal e água.
SO3
+
2 NaOH
=
Na2SO4
+
H2O
 Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido,
originando sal e água. Não reagem com água.
ZnO , SnO , PbO , MnO2 , SnO2 , PbO2 , Al2O3 .
 Óxidos neutros ou indiferentes: não reagem
com água, base ou ácido.
CO , NO , N2O
 Peróxidos: resultam da união de metais
alcalinos, alcalino-terrosos e hidrogênio com o
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radical O22-. Este radical tem a seguinte
estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯ .
H2O2 , Na2O2 , K2O2 , CaO2, BaO2
Os peróxidos reagem com ácidos, originando sal e
água oxigenada.
CaO2
+
H2SO4
=
BaSO4
+
H2 O2
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