2 - Leila da Gama

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