CuSO4 K2Cr2O7 Funções Inorgânicas NaOH NaCl Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. + H ÁCIDO: + ÂNION − BASE: CÁTION + OH SAL: CÁTION + ÂNION −2 ÓXIDO : ELEMENTO + O ÁCIDOS Arrhenius = são compostos que liberam H+ quando dissolvidos em água. Possuem como único cátion o íon H+. Ex: HCl, H2SO4, H3PO4. Classificação: 1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: a) monoácido - HCl b) diácido - H2SO4 , H3PO3 c) triácido - H3PO4 2) Quanto ao número de elementos presentes na fórmula: a) binário - HCl b) ternário - HCN c) quaternário - HCNS ÁCIDOS 3) Quanto à presença de oxigênio: a) hidrácido - HCl b) oxiácido - H2SO4 4) Quanto ao grau de ionização: a) hidrácidos fortes - HCl, HBr, HI moderado - HF fracos - os demais b) oxiácidos fortes - (nº de oxigênios - nº de hidrogênios ≥ 2). Ex: H2SO4 , HMnO4 moderados - (nº de oxigênios - nº de hidrogênios = 1). Ex: H2SO3 fracos - (nº de oxigênios ≤ nº de hidrogênios). Ex: H3PO3 ÁCIDOS NOMENCLATURA: HIDRÁCIDO: ácido _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ídrico Formam hidrácidos: grupo 17, grupo 16 e ciano ( -CN) HCl ácido clorídrico H2S ácido sulfídrico HCN ácido cianídrico ÁCIDOS OXIÁCIDO: ácido _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ OSO (menor NOX) ácido _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ICO (maior NOX) Grupo 13 Grupo 14 Único ácido: H3BO3 ácido bórico Único ácido: H2CO3 ácido carbônico Grupo 15: N, P e As Menor NOX = +3 → HNO2 ácido nitroso Maior NOX = +5 → HNO3 ácido nítrico ÁCIDOS Grupo 16: S, Se e Te Menor NOX = +4 → H2SO3 ácido sulfuroso Maior NOX = +6 → H2SO4 ácido sulfúrico Grupo 17 NOX = +1 → HClO ácido hipocloroso NOX = +3 → HClO2 ácido cloroso NOX = +5 → HClO3 ácido clórico NOX = +7 → HClO4 ácido perclórico DESIDRATAÇÃO DE ÁCIDOS MONOÁCIDO intermolecular: 2 x HNO3 = H2N2O6 - H2O N2O5 anidrido nítrico TRIÁCIDO intramolecular H3PO4 - H2O HPO3 ácido metafosfórico intermolecular: 2 x H3PO4 = H6P2O8 - H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico DIÁCIDO intramolecular H2SO4 - H2O SO3 anidrido sulfúrico H3PO4 ácido (orto) fosfórico HPO3 ácido metafosfórico H4P2O7 ácido pirofosfórico NOX = +5 ÁCIDOS 9Apresentam sabor azedo; 9Desidratam a matéria orgânica; 9Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; 9Neutralizam bases formando sal e água; BASES Arrhenius = são compostos que liberam OH− quando dissolvidos em água. Compostos que possuem como único ânion OH- . Ex: NaOH, Ca(OH)2 , Al(OH)3. Classificação: 1) Quanto ao número de hidroxilas: a) monobase - NaOH b) dibase - Ca(OH)2 c) tribase - Al(OH)3 d) tetrabase - Pb(OH)4 3) Quanto ao grau de dissociação iônica: a) fortes - do grupo 1 b) moderadas - do grupo 2 c) fracas - as demais 2) Quanto à solubilidade em água: a) solúveis - dos metais alcalinos ( grupo 1) b) parcialmente solúveis - dos metais alcalinos-terrosos ( grupo 2) c) insolúveis - as demais BASES OBS: NH4OH é uma base solúvel e fraca. É a única base volátil ! Usos do amoníaco ( hidróxido de amônio): -Indústria de fertilizantes -Industria de plásticos (acido nítrico) -Tratamento e águas (pH) -Soluções amoniacais (detergentes caseiros) -Industria de refrigeração -Extração de metais -Industria farmacêutica BASES 1) Quando o metal tem NOX fixo ( grupos 1 e 2, Ag+, Zn+2, Al+3 ) HIDRÓXIDO DE nome do metal 2) Quando o metal tem NOX variado HIDRÓXIDO DE nome do metal + nº romano = NOX do metal Exemplos: NaOH - hidróxido de sódio CuOH – hidróxido de cobre I Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio Fe(OH)2 - hidróxido de ferro II Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III Al(OH)3 – hidróxido de alumínio BASES 9Apresentam sabor caústico; 9Estriam a matéria orgânica; 9Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; 9Neutralizam ácidos formando sal e água; SAIS Compostos que não possuem como único cátion o H+ , nem como único ânion OH- . A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização. Ácido + Base ↔ Sal + Água HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O SAIS Os sais podem ser: a) normais – NaCl (cloreto de sódio), K2SO4 (sulfato de potássio). Obtido através da neutralização total entre um ácido e uma base ( n° de H+ = n° de OH−) 2 KOH + 1 H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O (H – OH) b) hidrogenossais - NaHCO3 ( carbonato ácido de sódio, hidrogeno-carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio) – obtidos a partir da neutralização parcial de um ácido. Observe que a presença do H não confere caráter ácido ao sal ! 1 NaOH + 1 H2CO3 → NaHCO3 + 1 H2O c) hidroxissais - CaOHCl ( hidróxi-cloreto de cálcio, cloreto básico de cálcio). Obtido através da neutralização parcial de uma base. 1 Ca(OH)2 + 1 HCl → Ca(OH)Cl + 1 H2O SAIS NOMENCLATURA (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) SAIS - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl - Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O O sulfato de cobre apresenta-se sob a forma de cristais azuis em paralelepípedos oblíquos. Perde sua água de cristalização a cerca de 200 ºC, transformando-se no sulfato de cobre anidro (CuSO4), pó branco, muito higroscópico (tem facilidade de absorver umidade), que se torna instantaneamente azul ao contato da menor quantidade de água. - Coloridos: com metais de transição NiSO4 Cr2(SO4)2 Co(NO3)2 ÓXIDOS Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. x+ E 2 2O X Todos os elementos, com exceção do Flúor e dos Gases Nobres, formam óxidos. Alguns formam vários, como o nitrogênio: N2O, NO, NO2, N2O3, NO2 e N2O5. ÓXIDOS Nox fixo → óxido de elemento OFICIAL USUAL ΔNox - óxido de elemento + nºromano Prefixo + óxido de + prefixo + elemento Prefixo = mono, di, tri, tetra, penta, hexa ou hepta N2O3 óxido de nitrogênio III trióxido de dinitrogênio óxido de carbono IV CO2 dióxido de carbono gás carbônico ÓXIDOS A ligação entre o oxigênio e outro elemento pode ser iônica ou covalente. - Óxidos iônicos são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um metal de baixa eletronegatividade, isto é, alcalinos e alcalino-terrosos, que fornecem elétrons para o oxigênio. Exemplos: Li2O e MgO - Óxidos moleculares são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um elemento de grande eletronegatividade. Exemplos: CO2 , SO2 e NO. -Óxidos covalentes cristalinos são compostos que apresentam estrutura cristalina. -Ex: minérios de SiO2 (quartzo, ametista, cristal de rocha) ÓXIDOS Em função do seu comportamento na presença de outros elementos: Óxidos básicos: sicos o metal presente em sua fórmula, geralmente apresenta “carga elétrica” +1 e +2, ou seja, possuem caráter iônico. Exemplos: Na2O (Óxido de sódio), BaO (Óxido de bário). Óxidos ácidos: cidos são formados por ametais e apresentam caráter covalente. Na presença de água produzem ácidos e na presença de bases originam sal e água. Exemplo: SO2 (óxido de enxofre). Óxidos neutros: neutros eles não reagem com água, ácido ou base, são covalentes, ou seja, sua composição é de ametais. Exemplo: monóxido de carbono (CO). Óxidos duplos ou mistos: mistos originados da junção de dois óxidos de um mesmo elemento. Exemplo: magnetita (Fe3O4). Aplicação: ímã natural. Óxidos anfóteros: teros apresentam ambiguidade, na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos, e na presença de uma base como óxidos ácidos. Exemplo: óxido de zinco (ZnO). Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O2)2- . Exemplos: Água oxigenada (H2O2) e Peróxido de sódio (Na2O2). Aplicação: são usados na indústria como alvejantes para clarificar tecidos e polpa de celulose (confecção de papel). ÓXIDO BÁSICO São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação. Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos. São compostos iônicos, sólidos cristalinos que podem ser mais ou menos solúveis em água. Na2O - óxido de sódio CaO - óxido de cálcio (cal viva) BaO - óxido de bário (barita) CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) Cu2O - óxido decobre (I) (óxido cuproso/cuprita) FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso) CaO ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO BÁSICO + ÁGUA → BASE Na2O + H2O → 2 NaOH K2O + H2O → 2 KOH CaO + H2O → Ca(OH)2 FeO + H2O → Fe(OH)2 ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO BÁSICO + ÁCIDO → SAL + ÁGUA Na2O + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2O Cu2O + 2HCl → 2 CuCl + H2O CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 3FeO + 2H3PO4 → Fe3(PO4)2 + 3 H2O Não há variação de NOX. ÓXIDO ÁCIDO São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso. SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico. Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico. Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico. ÓXIDO ÁCIDO ÓXIDO ÁCIDO + ÁGUA → ÁCIDO SO2 + H2O → H2SO3 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 N2O3 + H2O → 2HNO2 CO2 + H2O → H2CO3 ÓXIDO ÁCIDO ÓXIDO ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA SO2 + 2 KOH → K2SO3 + H2O P2O5 + 6 NaOH → 2 Na3PO4 + 3 H2O N2O3 + Mg(OH)2 → Mg(NO2)2 + H2O CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O ÓXIDO ANFÓTERO São compostos que apresentam caráter intermediário entre o dos óxidos ácidos e dos óxidos básicos. Reagem com substâncias de caráter químico pronunciado: ácido ou base fortes. Não reagem com água. • COMO ÓXIDO BÁSICO ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O cloreto de zinco • COMO ÓXIDO ÁCIDO ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O zincato de sódio ÓXIDO ANFÓTERO Óxidos anfóteros são sólidos iônicos e insolúveis em água. Principais: ZnO, Al2O3, SnO e SnO2, PbO e PbO2 , As2O3 e As2O5 , As2O3 e As2O5 Litargírio: PbO Bauxita: óxido de alumínio (A2O3) ÓXIDO ANFÓTERO Cromo e manganês formam vários óxidos e o caráter passa de básico para anfótero e depois para ácido, a medida que o NOX aumenta. +2 CrO +3 Cr2O3 +6 CrO3 óxido básico óxido anfótero óxido ácido +2 MnO +4 MnO2 +3 Mn2O3 óxidos básicos Óxido anfótero +6 MnO3 +7 Mn2O7 óxidos ácidos ÓXIDO NEUTRO São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. PRINCIPAIS: CO óxido de carbono II ou monóxido de carbono NO óxido de nitrogênio II N2O óxido de nitrogênio I (gás hilariante) ÓXIDO DUPLO ou MISTO São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos. Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4 Exemplo de reação: Fe3O4 + 8 HCl → 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O FeO óxido de ferro II Fe3O4 Fe2O3 óxido de ferro III 2 PbO óxido de chumbo II Pb3O4 PbO2 óxido de chumbo IV zarcão magnetita PERÓXIDO São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (G.1) e metais alcalinos terrosos (G.2) e pelo oxigênio com NOX igual a -1. Grupo 1 Grupo 2 H2O2 peróxido de hidrogênio + O2-2 Na2O2 peróxido de sódio CaO2 peróxido de cálcio PERÓXIDO PERÓXIDO + ÁGUA → BASE + O2 Na2O2 + H2O → 2 NaOH + ½ O2 CaO2 + H2O → Ca(OH)2 + ½ O2 PERÓXIDO + ÁCIDO → SAL + H2O2 CaO2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O2 DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA CATALISADA PELA ENZIMA CATALASE PRESENTE NA BATATA. Reações Inorgânicas SÍNTESE Ocorre quando duas ou mais substâncias unem-se formando um só produto. Também são chamadas de reações de ADIÇÃO. 1) Processo Haber – síntese da amônia a partir do ar N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) SÍNTESE 2) Formação da chuva a) normal (pH ≈ 6) CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq) b) ácida (pH < 5) queima de combustíveis fósseis: S (s) + O2 (g) → SO2 (g) oxidação do SO2 : SO2 (g) + ½ O2 g) → SO3 (g) reação com a água: SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq) queima do N2 do ar junto com a gasolina: N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) SÍNTESE 3) Reações de síntese envolvendo as funções ÓXIDO BÁSICO + ÁGUA → BASE K2O + H2O → 2 KOH CaO + H2O → Ca(OH)2 ÓXIDO ÁCIDO + ÁGUA → ÁCIDO SO2 + H2O → H2SO3 N2O5 + H2O → 2 HNO3 ÓXIDO BÁSICO + ÓXIDO ÁCIDO → SAL K2O + SO2 → K2SO3 CaO + CO2 → CaCO3 ANÁLISE Ocorre quando uma única substância decompõe-se formando duas ou mais substâncias novas. A decomposição é, geralmente, provocada por um agente externo. 1) PIRÓLISE - Decomposição provocada pelo calor. CaCO3 → CaO + CO2 2) FOTÓLISE - Decomposição provocada pela luz. H2O2 → H2O + O2 3) ELETRÓLISE - Decomposição provocada pela eletricidade. 2NaCl → 2Na + Cl2 SIMPLES TROCA Ocorre quando uma substância simples desloca um dos elementos de uma substância composta. São sempre reações de oxi-redução. Somente ocorrem quando a substância simples é mais reativa que o elemento deslocado. a) série de reatividade dos metais: M + CA → MA + C O metal desloca o cátion. Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pd Pt Au Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu b) série de reatividade dos não-metais: N + CA → CN + A O não-metal desloca o ânion. F O Cl Br I S F2 + CaCl2 → CaF2 + Cl2 SIMPLES TROCA Reação de metais com água Grupos 1 e 2 (-Mg) + H2O (l) → base + H2 2 Na + 2 H2O (l) → 2 NaOH + H2 Ocorre a frio e forma hidróxido Metais de transição + H2O (v) → óxido + H2 Fe + H2O (v) → FeO + H2 Ocorre com aquecimento e forma óxido Metais nobres (Cu, Ag, Au, Pt e Hg) não reagem com água DUPLA TROCA Ocorre quando dois elementos que pertencem a substâncias compostas diferentes trocam de lugar entre si. Há três situações que possibilitam a ocorrência desse tipo de reação. 1- formação de água 2- formação de um precipitado (produto insolúvel) 3- formação de um produto volátil DUPLA TROCA 1) formação de água - reação de neutralização. Ocorre devido à formação de um produto mais molecular (menos iônico) que os reagentes. a) ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO3 + 2 KOH → K2SO3 + 2 H2O b) ÓXIDO BÁSICO + ÁCIDO → SAL + ÁGUA Na2O + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2O MgO + H2SO3 → MgSO3 + H2O c) ÓXIDO ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA SO2 + Mg(OH)2 → MgSO3 + H2O N2O5 + 2 KOH → 2 KNO3 + H2O DUPLA TROCA 2) formação de produto insolúvel ácidos - são todos solúveis. bases - somente as do grupo 1 são totalmente solúveis sais - solubilidade variada, dependendo do ânion e do cátion. Todos os sais do grupo 1 são solúveis. Todos os nitratos são solúveis. a) SAL1 + SAL2 → SAL3 + SAL4 NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s) b) SAL1 + ÁCIDO1 → SAL2 + ÁCIDO2 CaCl2 + H2SO4 → CaSO4 (s) + 2 HCl c) SAL1 + BASE1 → SAL2 + BASE2 FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2 (s) DUPLA TROCA 3) formação de produto volátil (líquido que evapora com facilidade) compostos sais bases ácidos voláteis ---NH4OH hidrácidos, H2CO3 , HNO3 fixos todos as demais H2SO4 , H3PO4 a) SAL DE AMÔNIO + BASE → SAL + AMONÍACO ↑ NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH ↑ b) SAL DE CARBONATO + ÁCIDO → SAL + H2O + CO2 ↑ CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + CO2 ↑ mármore chuva ácida gesso