Funções químicas

Química
Funções químicas
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Funções químicas

Definição: substâncias com propriedades químicas
semelhantes.

Classificação geral

funções inorgânicas

funções orgânicas
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Funções inorgânicas
Ácidos
Bases
Óxidos
Hidretos
Sais
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Ácidos, bases e óxidos - Arrhenius

Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam
originando apenas cátions H+ (H3O+).


→ H+ + Cl-
Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.


Ex.: HCl
aq
aq
Ex.: NaOH → Na+ + OH-
Óxidos: compostos binários onde o elemento mais
eletronegativo é o oxigênio.

Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
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Hidretos e sais

Hidretos: compostos binários de hidrogênio.


Ex.: HCl, NaH, NH3, etc.
Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando um cátion diferente do H+ e um
ânion diferente do OH-.

Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.
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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.
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Brønsted-Lowry

Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são
espécies receptoras de prótons.

Próton = H+
Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl-

Obs. 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
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Lewis

Ácidos são espécies capazes de receber um par de
elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron.
Ex.: BF3 + NH3  F3 B-NH3

F
F
B
H
+
F
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N
H
F
H
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F
H
B
N
F
H
H
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Número de oxidação - Nox


indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde
ou ganha para adquirir estabilidade química.
carga que um átomo assume quando a ligação que o
une a um outro é quebrada e os elétrons ficam com o
átomo mais eletronegativo.

Quando o átomo ou o íon perde elétrons, seu Nox
aumenta, quando ganha elétrons, seu Nox diminui.
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Número de oxidação - Nox

A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula
neutra é sempre igual a zero.

Substâncias simples apresentam Nox igual a 0;

Íons simples apresentam Nox igual a sua carga;

A soma dos Nox de um íon composto ou complexo é
igual a sua carga.
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Nomenclatura
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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: lê-se
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.
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Óxidos: Nomenclatura

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.
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
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Óxidos: Nomenclatura

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.
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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
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Óxidos básicos fracos,
ácidos ou anfóteros
Óxidos ácidos ou
neutros
Não formam
óxidos
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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
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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) 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
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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.
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Óxidos: Classificação Química

Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de
fórmula geral Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos
do elemento.

Exemplo:
Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4

Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O
FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O
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Óxidos: Regras de Classificação





Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é:
metal, ametal / semimetal.
Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os
óxidos neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás
hilariante.
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.
Metal com Nox > +4 – óxido ácido.
Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero
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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 ou mais 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 utiliza-se as
terminações oso no cátion de menor Nox e ico no cátion de
maior Nox.
▪
Ex.: Fe(OH)3 – hidróxido férrico.
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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)
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Ácidos: Classificação

Quanto ao grau de dissociação ( α)




Hidrácidos:


Ácido fraco: α < 0,05 ( 5%)
Ácido médio: 0,05 ≤ α ≤ 0,5 (5 - 50 %)
Ácido forte: α > 0,5 (50%)
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
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Exceção: H2CO3 - fraco
( = 0,18%)
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Bases: reações

Reações com óxidos ácidos:
2NaOH + 2NO2 → NaNO3 + NaNO2 + H2O


Reações de neutralização:
NaOH + HCl → NaCl + H2O


Reações com sais:
2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NH4Cl2 → 2NaCl + NH3 + H2O



Obs. Na primeira reação há a precipitação do Cu(OH)2, na
segunda liberação do gás NH3.
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Ácidos: Reações

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



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.
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Ácidos: Reações

Desidratação dos oxiácidos:


H2SO4 → SO3 + H2O
Reações de neutralização:


HCl + NaOH → NaCl + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
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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 no cátion de menor Nox e ico no cátion
de maior Nox. (em desuso)

Ex.: NiH2 – hidreto niqueloso.
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Hidretos: Classificação

Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1


Ex.: NaH, CaH2
Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1

Ex.: BeH2, NH3
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Sais: Nomenclatura x Classificação

Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma
base dando origem a diversos tipos de sais:

Reação dos hidrácidos com monobases:


HCl + NaOH → NaCl + H2O
Nomenclatura: ídrico → eto – cloreto de sódio (normal halóide)
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Sais: Nomenclatura x Classificação

Reação dos oxiácidos com monobases:






H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Nomenclatura: ico → ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal)
H2SO3 + 2NaOH → Na2SO3 + 2H2O
Nomenclatura: oso → ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal)
H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O
Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de
sódio ou bissulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal – oxisal)
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Sais: Nomenclatura x Classificação

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 OHno sal.
CuSO4 + 5H2O → CuSO4.5H2O
Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato
cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado).
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Sais: Fórmula x Nomenclatura

A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal
segue a mesma sequência 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.


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Sais: Solubilidade

É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou
pouco solúvel em água, experimentalmente temos:
Sais
Regra geral
Exceções
1A e NH4+
Solúveis
KClO4 e NH4ClO4
Acetatos (CH3COO-)
Solúveis
–
Nitratos (NO3-) e (NO2-)
Solúveis
–
Sulfatos (SO42-)
Solúveis
Sr, Ba, Ca, e Pb
Halogenetos (Cl-, Br- e I-)
Solúveis
Ag, Pb e Hg
Sulfetos (S-)
Insolúveis
1A, 2A e NH4+
Demais sais
Insolúveis
1A e NH4+

Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os demais são brancos
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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
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Sais: Reações

Sal + base – ocorrem em três hipóteses:
1) Formação de um sal ou base insolúvel:


2) Formação de uma base mais fraca:


2NaOH + Ca(NO3)2 → 2NaNO3 + Ca(OH)2
3) Formação de uma base volátil:



2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4
NaOH + NH4Cl → NaCl + NH4OH (NH3 + H2O)
Sal1 + Sal2 – ocorrem quando acontece a formação de
um sal insolúvel:

KCl + AgNO3 → AgCl + KNO3
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Funções orgânicas
Funções Orgânicas
Hidrocarbonetos
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contendo
Oxigênio
contendo
Nitrogênio
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contendo
Enxofre
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Hidrocarbonetos

Alcanos
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Funções orgânicas
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Funções orgânicas
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Hidrocarbonetos
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Exercícios de fixação

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes
compostos:
MgO 
Ca(OH)2 
NaH 
Fe(OH)3 
Óxido de alumínio 
Óxido de ferro III 
Hidreto de lítio 
Hidróxido de zinco 
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Exercícios de fixação

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Dê o nome para os seguintes compostos:
HF 
H2SO3 
H2S 
HNO3 
H2Cr2O7 
H3PO4 
HCN 
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Exercícios de fixação

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Dê a fórmula para os seguintes compostos:
Ácido bromídrico 
Ácido carbônico 
Ácido permangânico 
Ácido hiposulfuroso 
Ácido brômico 
Ácido cloroso 
Ácido pirofosfórico 
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Exercícios de fixação

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes
compostos:
KF 
Na2SO3 
ZnS 
NaNO3 
Brometo de lítio 
Permanganato de cálcio 
Hiposulfito de sódio 
Perclorato de bário 
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Exercícios de fixação
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
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Exercícios de fixação
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.
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Exercícios de fixação
(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.
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Exercícios de fixação
Julgue as proposições:

( ) Na reação HCl + NH3  NH4+ + Cl-, o HCl
funciona como ácido segundo Arrhenius.

( ) Na reação HCl + HF  H2 F + + Cl-, os pares
conjugados são: HCl/Cl- e HF/ H2 F +.

( )Na reação Co+3 + 6NH3  [Co(NH3 )6 ]+3 o
cátion cobalto (Co+3) funciona como ácido de Lewis.

( ) As bases de Lewis são também bases de
Brösted-Lowry.

( ) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos
segundo Lewis.
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