6. funÇÕes inorgÂnicas...2019/06/06 · introduÇÃo as funÇÕes inorgÂnicas 3 •substâncias...
Post on 26-Jul-2020
4 Views
Preview:
TRANSCRIPT
6. FUNÇÕES INORGÂNICAS
Prof.a M.a Nayara Lais Boschen
Universidade Estadual do Centro-Oeste -
UNICENTRO
ÁCIDOS E BASES
2
Fonte Imagem: https://pixabay.com/pt/photos/flores-hort%C3%AAnsias-sun-ver%C3%A3o-2062232/
INTRODUÇÃO AS FUNÇÕES INORGÂNICAS
3
• 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
4
• 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
5
• 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
6
• 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
7
• 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
8
• 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
9
• 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.
Fonte Imagem:
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/
10
PRINCIPAIS ÁCIDOS
11
• 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
12
• 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
13
• 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
14
• 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
15
• 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
16
• 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
17
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
18
• 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
19
• 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.
Fonte Imagem:
https://pixabay.com/pt/vectors/corros
ivo-%C3%A1cido-aviso-
aten%C3%A7%C3%A3o-ghs-98674/
PRINCIPAIS BASES E APLICAÇÕES
20
• 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
21
• 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
22
• 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
23
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
24
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
25
Fonte Imagem: https://pt.vecteezy.com/arte-vetorial/292506-uma-escala-de-ph-no-fundo-branco
26
SAIS
27
• São substâncias iônicas que podem ser obtidas de reação entre ácidos e bases;
• Reação de neutralização
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
28
• 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
29
• 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
30
• 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
31
• 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
32
• 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
33
• 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
34
• 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
35
1. Óxidos básicos;
2. Óxidos ácidos;
3. Óxidos anfóteros;
4. Óxidos neutros;
5. Óxidos duplos ou mistos;
6. Peróxidos.
36
top related