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Funções e reações inorgânicas/Quantidades, medidas e análise elementar
Funções inorgânicas
As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas propriedades comuns.
Estas propriedades comuns são chamadas de propriedades funcionais. Em função dessas
propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamaremos de funções
inorgânicas.
As principais funções inorgânicas são:
. Função ácido.
. Função base ou hidróxido.
. Função sal.
. Função óxido.
ÓXIDOS
Óxido é um composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.
1) Nomenclatura
Óxido ExOy, onde E= metal / ÓXIDO BÁSICO:
· Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são
óxidos básicos.
Metal com NOx fixo: óxido de + nome do metal
Metal com NOx variável: óxido + nome do metal + oso (menor valência)
óxido + nome do metal + ico (maior valência )
Obs: Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1:
nome do óxido = peróxido de + [nome de Metal ]
Óxido ExOy, onde E= ametal / ÓXIDOÁCIDO:
· Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos.
Exceções: CO, NO e N2O.
Ametal com NOx fixo: anidrido + nome do ametal + oso
Ametal com NOx variável: anidrido + nome do ametal + oso (menor valência)
anidrido + nome do ametal + ico (maior valência)
ÓXIDO ANFÓTERO
· Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região
central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.
Óxidos ácidos
Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7
Reações características
Exemplos de reações
óxido ácido + água  ácido
SO3 + H2O  H2SO4
SO3 +2KOH  K2SO4 + H2O
óxido ácido + base  sal + água
N2O5 + H2O  2HNO3
N2O5 + 2KOH  2KNO3 + H2O
Óxidos ácidos mistos
NO2
Reações características
Exemplos de reações
óxido ácido misto + água  ácido(1) +
2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2
ácido(2)
2NO2 + 2KOH  KNO3 + KNO2 + H2O
óxido ácido misto + base  sal(1) +
sal(2) + água
Óxidos básicos
Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaO
Cu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO
Reações características
Exemplos de reações
óxido básico + água  base
óxido básico + ácido  sal + água
Na2O + H2O  2NaOH
Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O
CaO + H2O  Ca(OH)2
CaO + 2HCl  CaCl2
Óxidos anfóteros
As2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2
Reações características
Exemplos de reações
óxido anfótero + ácido  sal + água
óxido anfótero + base  sal + água
ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O
ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2KOH  2KAlO2 + H2O
Óxidos neutros
NO N2O CO
Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
Óxidos salinos
Fe3O4 Pb3O4 Mn3O4
Reações características
Exemplos de reações
óxido salino + ácido  sal(1) + sal(2) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
+ água
Peróxidos
Li2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2
Reações características
Exemplos de reações
peróxido + água  base + O2
peróxido + ácido  sal + H2O2
Na2O2 + H2O  2NaOH + 1/2 O2
Na2O2 + 2HCl  2NaCl + H2O2
FUNÇÃO ÁCIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS )
Segundo Arrhenius toda substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo como
cátion, apenas o íon H +, é um ácido.
Exemplos:
H2O
HCl
H+ +
→
Cl –
H2O
H2SO4
→
2 H + + SO4 2 –
Os ácidos podem ser classificados seguindo vários critérios.
a)
Quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: Possuem 1 H + → HCl; HCN; HNO3
Diácidos: Possuem 2 H + → H2S; H2CO3; H2SO4
Triácidos: Possuem 3 H + → H3BO3; H3PO4
Tetrácidos: Possuem 4 H + → H4SiO4; H4P2O7
b)
Quanto à presença do oxigênio
Hidrácidos: Não possuem oxigênio → HBr; HCN; H2S; H4[Fe(CN)6]
Oxiácidos: Possuem oxigênio → HClO3; H2SO3; H3PO4
c)
Quanto ao nº de elementos
Binários: Possuem 2 elementos → HBr; H2S; HCl
Ternários: Possuem 3 elementos → HCN;HNO2; HClO4
Quaternários: Possuem 4 elementos → H4[Fe(CN)6]
d)
Quanto ao grau de ionização
Fracos : Possuem a < 5%. → H2CO3 : a = 0,2%
Médio : Possuem 5% < a
< 50% → H3PO4 : a = 27%
Fortes : Possuem a > 50% → HCl: a = 92%
Quando não conhecemos o grau de ionização podemos aplicar as seguintes observações para
classificar o ácido.
1) Para os hidrácidos:
São fortes: HCl;HBr e HI
Médio: HF
São fracos: Todos os demais.
2) Para os oxiácidos:
Fazemos a diferença entre o nº de átomos de oxigênio e o nº de hidrogênios ionizáveis ( x ).
Se:
x = 0 é Fraco → H3BO3: x = 3 – 3 = 0
x =1 é Médio → HNO2: x = 2 – 1 = 1
x = 2 é Forte → H2SO4: x = 4 – 2 = 2
x = 3 é Muito forte → HClO4: x = 4 – 1 = 3
Propriedades Funcionais Dos Ácidos
Os ácidos possuem algumas propriedades características: sabor, condutibilidade elétrica, ação
sobre indicadores e ação sobre as bases.
Sabor: Apresentam sabor azedo.
Condutibilidade elétrica: Em solução conduz a corrente elétrica.
Ação sobre indicadores: algumas substâncias adquirem colorações diferentes quando estão na
presença dos ácidos, estas substâncias são chamadas de indicadores.
Indicador
Fenolftaleína
Tornassol
Metilorange
Cor na presença do ácido
Incolor
Róseo
Vermelho
Ação sobre bases: Reagem com as bases produzindo sal e água.
Nomenclatura Dos Ácidos
HIDRÁCIDOS:
Palavra ácido + Elemento formador + ÍDRICO
Exemplos:
HCl: ácido clorídrico
H2S: ácido sulfídrico
HCN: ácido cianídrico
H2Se: ácido selenídrico
HBr: ácido bromídrico
OXIÁCIDOS: Usamos os prefixos hipo e per e os sufixos oso e ico, que dependem do Nox do
elemento central, de acordo com a tabela abaixo.
Ácido hipo .................................
oso
Ácido ........................................... oso
Ácido ........................................... ico
Ácido per .................................... ico
Existem casos em que o mesmo elemento central forma ácidos diferentes, porém com o mesmo
Nox. Nestes casos, a diferença se encontra no grau de hidratação e usamos os prefixos orto, meta e
piro (ver exemplo molecular).
BASES (CONCEITO DE ARRHENIUS )
Bases ou Hidróxidos são substâncias que, ao serem dissolvidas em água, sofrem dissociação
iônica, originando um ânion, denominado hidroxila ou oxidrila. Os hidróxidos são compostos
formados por um metal ou um íon positivo, ligado a hidroxila. Observe abaixo a dissociação iônica
de algumas bases em solução aquosa:
Características das Bases





Apresentam sabor amargo;
Reagem com os ácidos produzindo sal;
Tornam azul o papel tornassol vermelho e a fenolftaleína de incolor para vermelha;
Conduzem corrente elétrica em solução aquosa;
São untuosas ao tato.
Classificação das Bases
Classifica-se as bases quanto à:
a) Número de Hidroxilas (



)
Monobase: possui apenas uma hidroxila. Exemplo: KOH;
Dibase: possui apenas duas hidroxilas. Exemplo: Ca(OH)2;
Tribase: possui três duas hidroxilas. Exemplo: Al(OH)3;

Tetrabase; possui apenas quatro hidroxilas. Exemplo: Pb(OH)4.
b) Solubilidade em Água


Solúveis: bases formadas pelas famílias
Insolúveis: todas as demais bases.
,
(pouco solúvel) e NH4OH;
c) Força


Forte: quando a base é dissolvida em água, ocorre dissociação iônica quase que totalmente.
Bases de metais alcalinos (
) e de metais alcalinos terrosos (
);
Fraca: todas as demais bases.
d) Nomenclatura das bases
Para os hidróxidos de metais (M) com NOx fixo : hidróxido de + nome do elemento
Para metais com NOx variável : hidróxido + nome do elemento + oso (menor valência)
hidróxido + nome do elemento + ico (maior valência )
Sal
Sal é todo composto que em solução aquosa possui pelo menos um cátion diferente do H + e pelo
menos um ânion diferente do OH –. Podemos também afirmar que sal é um composto obtido pela
neutralização de um ácido por uma base.
Exemplos:
HCl
+ NaOH → NaCl
+ H2O (onde o NaCl possui o Na +, que é diferente do H +, e
o Cl –, que diferente do OH –).
HNO3 + Ca(OH)2 → CaOHNO3 + H2O (onde o CaNO3 possui o Ca2+, que é diferente do H +,
e o NO3 –, que é diferente do OH –).
A reação entre um ácido e uma base recebe o nome especial de neutralização ou salificação.
A neutralização entre um ácido e uma base pode ser total ou parcial.
a) Neutralização total
É quando o total de hidrogênios ionizáveis do ácido é igual ao total de oxidrilas da base, neste
caso o sal formado é classificado como um sal normal.
Exemplos:
b) Neutralização parcial
Ocorre quando o número de hidrogênios ionizáveis do ácido for diferente do número de
oxidrilas da base. Exemplos:
HCl + Ca(OH)2
Ca(OH)Cl + H2O
sal básico
H3PO4 + AgOH
AgH2PO4 + H2O
sal ácido
HNO3 + Al(OH)3
Al(OH)2NO3 + H2O
sal básico
H2SO4 + NaOH
NaHSO4 + H2O
sal ácido
Podemos também efetuar a reação entre dois ácidos diferentes e uma única base ou, entre duas
bases diferentes e um único ácido, formando nestes casos sais duplos. Exemplos:
HCl + HBr + Ca(OH)2
CaBrCl + 2 H2O
sal duplo
H2SO4 + NaOH +KOH
NaKSO4 + 2 H2O
sal duplo
A nomenclatura dos sais normais é feita citando-se o nome do ânion, proveniente do ácido
(mudando-se a terminação) seguido do nome do cátion, proveniente da base.
Terminações dos ácidos e sais
ÁCIDO
ÍDRICO
OSO
ICO
Exemplos:
HCl
ácido
clorídrico
+
NaOH → NaCl + H2O
hidróxido
de
sódio
cloreto
de
sódio
HNO2 + AgOH → AgNO2 + H2O
ácido
hidróxido
nitrito
nitroso
de
de
prata
prata
SAL
ETO
ITO
ATO
H2CO3 + Fe(OH)2 → FeCO3 + 2 H2O
ácido
carbônico
hidróxido
ferroso
carbonato
ferroso
Os sais obtidos pela neutralização parcial de um ácido por uma base são classificados como:
1) Sais ácidos ou hidrogenossais
Restaram hidrogênios ionizáveis do ácido
Exemplos:
NaHCO3; KH2PO4
2) Sais básicos ou hidróxissais
Restaram oxidrilas da base.
Exemplos: Ca(OH)Cl; Fe(OH)2NO3
A nomenclatura desses sais é feita citando-se a presença do H + ou da OH –, pelos termos
hidrogeno ou hidroxi ao nome do sal normal, respectivamente. Exemplos:
NaHCO3: hidrogeno-carbonato de sódio
Fe(OH)2NO3: di-hidroxi-nitrato férrico
Para os sais duplos devemos citar o nome dos dois cátions ou dos dois ânions.
Exemplos:
CaBrCl: cloreto brometo de cálcio
NaKSO4: sulfato de sódio e potássio
Quantidades, medidas e análise elementar
MOL - MASSA MOLAR - MASSA MOLECULAR
MOL
Segundo a IUPAC, mol é o número de átomos que existem em 12g de carbono, isótopo 12. Esse
número é 6,02 . 1023 que também é considerado número de avogrado
MASSA MOLAR
É a massa de 1 mol (6,0 x 1023 ) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massa molar dos átomos
de um elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa em gramas. Essa massa já foi
denominada átomo-grama. Exemplos:
ELEMENTO
MASSA
ATÔMICA
MASSA
MOLAR
Nº DE
ÁTOMOS
Hidrogênio
1,008u
1,008 g/mol
6 . 1023
Oxigênio
16,00 u
16,00 g/mol
6 . 1023
Enxofre
32,06 u
32,06 g/mol
6 . 1023
Para resolução de exercícios podemos, então, fazer a relação:
Exemplo: O número de átomos de ferro (Fe = 55,847 ou 56, aproximado) em 2,3 g desse
metal é:
6 . 1023 átomos
1 mol de átomos
x
átomos
_________
56 g
_________
2,3 g
x = 2,46 . 1022 átomos de ferro
PARA SUBSTÂNCIAS
A massa molar, será a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de moléculas, íons-fórmula, etc. A massa
molar das moléculas de uma substância, por exemplo, é a massa molecular expressa em gramas.
Essa massa já foi denominada molécula-grama. Exemplos:
Substância Massa Molecular Massa Molar Nº de Moléculas
Água
18u
18 g/mol
6,0 x 1023
Gás carbônico
44u
44 g/mol
6,0 x 1023
Podemos dizer, ainda, que 1 mol de uma substância gasosa ocupa nas CNTP (Condições
Normais de Temperatura e Pressão) o volume aproximado de 22,4 L.
Resumindo:
Se quisermos o número de mols de 22 g de CO2 (C = 12, O = 16), por exemplo:
1 mol de moléculas
6 . 1023 moléculas
44 g
22,4L (CNTP)
x
x = 0,5 mol ou seja: 3 . 1023 moléculas ou
22 g
11,2 L de CO2 nas CNTP