6. FUNÇÕES INORGÂNICAS

Prof.a M.a Nayara Lais Boschen

Universidade Estadual do Centro-Oeste -

UNICENTRO

ÁCIDOS E BASES

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Fonte Imagem: https://pixabay.com/pt/photos/flores-hort%C3%AAnsias-sun-ver%C3%A3o-2062232/

INTRODUÇÃO AS FUNÇÕES INORGÂNICAS

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• Substâncias orgânicas:

• Apresentam átomos de carbono, formam estruturas de carbono ligadas entre si;

• Exemplos: sacarose, etanol e ácido acético;

• Substâncias Inorgânicas:

• São de origem mineral;

• Sulfato de cálcio, nitrato de sódio, dióxido de carbono e carbonato de cálcio.

SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS E NÃO ELETROLÍTICAS

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• Teoria da dissociação iônica (Arrhenius)

• Explica a condutibilidade elétrica de algumas soluções;

• Levou a estabelecimento de critérios para classificar as substâncias em função dos

íons presentes nas soluções;

• As soluções capazes de conduzir corrente elétrica eram as que apresentavam

partículas carregadas eletricamente com liberdade e movimento;

• Existência de transportadores de cargas – íons – e de uma força capaz de

movimentar esses transportadores – bateria ou fonte de energia elétrica.

SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS E NÃO ELETROLÍTICAS

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• Substâncias que conduzem corrente elétrica, quando dissolvidas em água são

chamadas de eletrólitos;

• As misturas formadas denominadas soluções iônicas ou eletrolíticas;

• Os íons livres ou solvatados, ou seja, cercados de água, são responsáveis

pela condutibilidade das soluções eletrolíticas;

• Todos os compostos iônicos solúveis em água são eletrólitos porque sofrem

dissociação iônica em água, e as soluções aquosas resultantes apresentam íons livres.

SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS E NÃO ELETROLÍTICAS

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• Soluções eletrolíticas conduzem bem eletricidade por apresentarem íons

livres;

• São formadas por compostos iônicos, os quais sofreram dissociação iônica, ou

por compostos moleculares que sofrem ionização em água;

• Soluções não eletrolíticas conduzem mal a eletricidade por apresentarem

íons livres numa concentração muito pequena.

ÁCIDOS

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• São eletrólitos

• Sofrem ionização em água, gerando uma solução condutora de corrente elétrica.

Ex.: HCl – ácido clorídrico;

• Reagem com vários metais

• Corroendo-os e produzindo gás hidrogênio.

• Ex.: Um pedaço de zinco (Zn) colocado dentro de uma solução de ácido

clorídrico, observa-se a formação de bolhas de gás hidrogênio.

• Ex.: Magnésio em contato com uma solução aquosa de ácido sulfúrico.

ÁCIDOS

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• Reagem com carbonatos e bicarbonatos

• Produzindo gás carbônico, CO2;

• Atuam sobre a cor de indicadores ácido-base

• Incolor em meio ácido;

• Rosa em meio básico;

• Papel tornassol;

Fonte Imagem: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/indicadores-

acido-base.htm

PRINCIPAIS ÁCIDOS

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• Ácido Sulfúrico (H2SO4)

• Solução aquosa de sulfato de hidrogênio, que contém 97% em

massa dessa substância;

• É um líquido muito viscoso e incolor;

• Corrosivo e denso (d= 1,84 g cm-3);

• Se funde a 10,5 ºC;

• Entra em ebulição a 338 ºC (1 atm);

• Agende desidratante perigoso, provoca sérias queimaduras

quando em contato com a pele e carboniza alguns compostos

orgânicos, como os açúcares e a celulose.

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https://pixabay.com/pt/vectors/corros

ivo-%C3%A1cido-aviso-

aten%C3%A7%C3%A3o-ghs-98674/

Fonte Imagem:

http://clubedaquimica.com/index.ph

p/2018/02/02/bateria-de-chumbo/

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PRINCIPAIS ÁCIDOS

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• Ácido Nítrico (HNO3)

• Solução aquosa que contém cerca de 70% em massa de nitrato

de hidrogênio;

• Líquido incolor, muito corrosivo;

• Entra em ebulição 83 ºC (1 atm);

• Vapores são extremamente tóxicos;

• Causa queimaduras e manchas em contato com a pele;

• Utilizado na fabricação de corantes, pesticidas, fertilizantes,

explosivos (TNT e nitroglicerina) e fibras sintéticas (náilon,

seda artificial).

Fonte Imagem:

https://ec.europa.eu/taxation_c

ustoms/dds2/SAMANCTA/PT/

Safety/SymbolsOfHazard_PT.h

tm

Fonte Imagem:

https://pixabay.com/pt/vectors/c

orrosivo-%C3%A1cido-aviso-

aten%C3%A7%C3%A3o-ghs-

98674/

PRINCIPAIS ÁCIDOS

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• Ácido Clorídrico (HCl)

• Solução aquosa que contém cerca de 37% do gás cloreto de

hidrogênio;

• Gás incolor, muito tóxico e corrosivo;

• Solução aquosa muito utilizada na limpeza e galvanização de

metais;

• No curtimento de couro e na obtenção de vários produtos;

• Uma solução aquosa de ácido clorídrico – ácido muriático – é

comercializada para limpeza de pisos, azulejos e superfícies

metálicas.

Fonte Imagem:

https://pixabay.com/pt/vectors/c

orrosivo-%C3%A1cido-aviso-

aten%C3%A7%C3%A3o-ghs-

98674/

Fonte Imagem:

https://www.reach-

compliance.ch/ghsclp/ghspictogra

ms/index.html

PRINCIPAIS ÁCIDOS

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• Ácido Fosfórico (H3PO4)

• Substância incolor e líquida nas condições ambientes, nas quais apresenta

densidade de 1,7g cm-3;

• Soluções aquosas empregadas como conservantes na fabricação de

refrigerantes do tipo cola, na indústria farmacêutica, no preparo de

fertilizantes, em produtos antiferrugem, além de outras aplicações.

TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS

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• Permite associar o comportamento dos ácidos à formação do íon H+(aq.),

quando esse tipo de substância era acrescentado à água;

• O íon H+(aq.) forma-se quando um átomo de hidrogênio perde um elétron e,

por isso, corresponde a um próton;

• A estabilidade do íon é devida a solvatação;

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS INORGÂNICOS

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• Presença ou não de oxigênio em sua estrutura;

• Número de átomos de hidrogênio que podem sofrer ionização;

• Grau de ionização (força).

Classificação Presença de Oxigênio Exemplos

Hidrácido Não HCl, H2S, HBr, HCN

Oxiácido Sim HNO3, H2SO4, H3PO4, H4SiO4

FORÇA DOS ÁCIDOS

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• Com a medida de condutibilidade elétrica das soluções, é possível verificar a

extensão da ionização dos ácidos e classifica-los de acordo com seu grau de

ionização (𝛼), que corresponde à percentagem de moléculas que se ionizam

em relação ao total de moléculas dissolvidas.

(𝛼) =𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠

𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎𝑠

• Exemplos.

FORÇA DOS ÁCIDOS

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Classificação Grau de ionização em %

(𝛼 %)

Exemplos

Forte 𝛼% > 50% HCl (𝛼%= 92%)

Moderado ou médio 5% < 𝛼 % < 50% HF (𝛼%= 8%)

Fraco 𝛼% < 5% H2CO3 (𝛼%= 0,18%)

BASES OU HIDRÓXIDOS

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• Reagem com ácidos

• Por meio de reação de neutralização

𝐻(𝑎𝑞)+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)

− → 𝐻2𝑂(𝑙)

• Atuam sobre a cor dos indicadores ácido-base.

PRINCIPAIS BASES E APLICAÇÕES

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• Hidróxido de Sódio (NaOH)

• Sólido branco bastante solúvel em água comercializado comosoda cáustica;

• Utilizado em etapas de fabricação de papel, tecidos e produtosde uso doméstico;

• Reage com óleos e gorduras e é matéria-prima na fabricação desabões;

• Usado para desentupir pias;

• Altamente corrosiva;

• Provoca queimaduras severas na pele.

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https://pixabay.com/pt/vectors/corros

ivo-%C3%A1cido-aviso-

aten%C3%A7%C3%A3o-ghs-98674/

PRINCIPAIS BASES E APLICAÇÕES

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• Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2)

• Usado na produção de argamassas e tintas para

construção cível, na correção da acidez do solo, no

tratamento de água, em tratamentos odontológicos e

etc.;

• Sólido branco, pouco solúvel em água;

• Chamado de cal hidratada, cal extinta ou cal apagada,

quando misturado com água e depois filtrado, obtém-se

uma solução aquosa chamada de água de cal.

PRINCIPAIS BASES E APLICAÇÕES

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• Amônia (NH3)

• Também chamado amoníaco, é um gás incolor de cheiro forte e irritante;

• É utilizado na fabricação de ácido nítrico, HNO3, na produção de fertilizantes, em

amaciantes de roupas, em tintas e alisantes para cabelos e em desinfetantes;

• Também utilizado em sistemas de refrigeração;

• Possui baixo grau de ionização;

𝑁𝐻3 (𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑁𝐻3. 𝐻2𝑂(𝑎𝑞.) → 𝑁𝐻4 (𝑎𝑞.)+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞.)

−

TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS

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• Uma base é definida em virtude da presença do íon OH-(aq.);

• Bases sofrem dissociação iônica quando dissolvidas em água, liberando o

cátion e o ânion hidróxido (OH-);

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)

𝐻2𝑂𝑁𝑎(𝑎𝑞.)

+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞.)−

𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑠)𝐻2𝑂

𝐶𝑎(𝑎𝑞.)2+ + 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞.)

−

CLASSIFICAÇÃO DAS BASES INORGÂNICAS

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Classificação Nº de hidróxido (OH-) Exemplos

Monobase 1 NaOH, KOH

Dibase 2 Ca(OH)2, Zn(OH)2

Tribase 3 Al(OH)3, Fe(OH)3

Tetrabase 4 Pb(OH)4, Sn(OH)4

FORÇA DE BASES

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Classificação Nº de hidróxido

(OH-)

Ocorrência Exemplos

Fortes 𝛼% = 100% Hidróxidos de metais

alcalinos (grupo 1) e

alcalinoterrosos (grupo 2)

LiOH, NaOH,

KOH, Ca(OH)2,

Sr(OH)2,Ba(OH)2

Fracas 𝛼% < 5% Demais hidróxidos Fe(OH)3

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Fonte Imagem: https://pt.vecteezy.com/arte-vetorial/292506-uma-escala-de-ph-no-fundo-branco

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SAIS

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• São substâncias iônicas que podem ser obtidas de reação entre ácidos e bases;

• Reação de neutralização

REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

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• Neutralização total

• Todos os átomos de hidrogênio ionizáveis provenientes do ácido são neutralizados

por todos os ânions hidróxido provenientes da base, produzindo água e sal.

𝐾𝑂𝐻 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐾𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞.)

− 𝐻(𝑎𝑞.)+ 𝐻𝑂𝐻(𝑙)

• Neutralização parcial

• Ocorre quando nem todos os hidrogênios ionizáveis do ácido ou nem todas as

hidroxilas da base são neutralizados.

1 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 1 𝐻3𝑃𝑂4 → 1 𝑁𝑎𝐻2𝑃𝑂4 + 𝐻2𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞.)

− 𝐻(𝑎𝑞.)+ 𝐻𝑂𝐻(𝑙)

𝐻2𝑃𝑂4 (𝑎𝑞.)−

CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS

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• Quanto à natureza dos íons presentes

• Sais normais: apresentam um único tipo de cátion e um único tipo de ânion.

Podem ser obtidos por neutralização total de ácidos e bases;

• Ex.: Na2SO4, KCl, CaCO3, NH4NO3.

• Hidrogenossais: possuem um ou mais hidrogênios ionizáveis. Obtidos pela

neutralização parcial de um ácido poliprótico (mais de um átomo de hidrogênio

ionizável por molécula) e uma base;

• Ex.:NaHCO3, NaHSO4, KH2PO4, K2HPO4.

• Hidroxissais: possuem um ou mais íons hidróxido e podem ser obtidos pela

reação de neutralização parcial de uma polibase (duas ou mais OH-) por um ácido;

• Ex.: Ca(OH)Cl, Fe(OH)2NO3,Al(OH)Cl2.

CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS

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• Quanto à natureza dos íons presentes

• Sais duplos ou mistos: apresentam dois tipos de cátion ou dois tipos de ânion.

Podem ser obtidos pela reação de neutralização total de uma base por dois ácidos

ou de um ácido por duas bases;

• Ex.: KNaSO4 e Ca(NO3)Br.

𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐾𝑁𝑎𝑆𝑂4 + 2 𝐻2𝑂

CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS

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• Quanto à presença de água

• Sais hidratados: apresentam água em sua estrutura cristalina;

• Ex.: CuSO4. 5 H2O, CaCl2. 2 H2O.

• Sais anidros: não há água em sua estrutura cristalina;

• Ex.: CuSO4, CaCl2.

• Quanto à solubilidade em água

• Dependerá da intensidade das interações entre os íons do sal e as moléculas de

água e da temperatura.

SAIS E ALGUMAS APLICAÇÕES

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• Cloreto de sódio (NaCl)

• Principal constituinte do sal de cozinha;

• Utilizado para conservar carnes, produção de soro fisiológico e soro caseiro, na

obtenção da soda cáustica (NaOH), gás cloro (Cl2) e hipoclorito de sódio (NaClO);

• Pode ser obtido da cristalização a partir da água do mar nas salinas ou retirado de

depósitos de sal-gema.

Fonte Imagem: https://blog.helenacristais.com.br/halita-significado/

SAIS E ALGUMAS APLICAÇÕES

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• Carbonato de cálcio (CaCO3)

• Principal constituinte do calcário e do mármore;

• Presente em conchas, nos recifes de corais e nas cascas de ovos, nas

estalactites e estalagmites;

Fonte Imagem: http://www.encimat.cefetmg.br/2017/12/14/calcario/ Fonte Imagem: https://biologo.com.br/bio/recifes-de-coral/

ÓXIDOS

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• Substâncias formadas pelo oxigênio e outro elemento qualquer,

com exceção do flúor;

• Exemplos: CO2, cal¹, CaO, Fe2O3 (hematita)², Al2O3 (bauxita), MnO2

(pirolusita) e SiO2 (quartzo)³.

²Fonte Imagem:

https://www.mmgerdau.org.br/descubra/inventario-

mineral/hematita/

¹Fonte Imagem: https://calcruzeiro.com.br/³Fonte Imagem:

https://pt.wikipedia.org/wiki/Quartzo

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

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1. Óxidos básicos;

2. Óxidos ácidos;

3. Óxidos anfóteros;

4. Óxidos neutros;

5. Óxidos duplos ou mistos;

6. Peróxidos.

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