estudo das funÇÕes da quÍmica inorgÂnica

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14/06/22 prof. Gilberto Telmo Sidn ey Marques 1 ESTUDO DAS FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA Universidade Estadual do Ceará – UECE Curso de Licenciatura em Química Geral ESTE MATERIAL SE ENCONTRA NO DISCO VIRTUAL HISTÓRIA DA QUÍMICA NO ENDEREÇO: http:// historiadaquimica.4shared.com

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Page 1: ESTUDO DAS FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA

12/04/23 prof. Gilberto Telmo Sidney Marques

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ESTUDO DAS FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA

Universidade Estadual do Ceará – UECE

Curso de Licenciatura em Química Geral

ESTE MATERIAL SE ENCONTRA NO DISCO VIRTUAL HISTÓRIA DA QUÍMICA NO ENDEREÇO:

http://historiadaquimica.4shared.com

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FUNÇÃO ÁCIDO

1.0 Conceito de Arrhenius - ácido é toda substância que, em presença de água, libera como único cátion H3O+.

Ex. HCl + H2O --> H3O+ + Cl - A reação de um ácido com a água

chama-se ionização (formação de íons) Exercício: faça a ionização, por

etapas, do H4Fe(CN)6 e do H3PO4.

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Classificação

2.1 De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: HCl, HNO3, H3PO2, etc. Diácidos: H2S, H2SO4, H3PO3,etc Triácidos: H3PO4, H3Fe(CN)6, etc. Tetrácidos: H4Fe(CN)6, etc 2.2 De acordo com a presença de

oxigênio: Hidrácidos: HCl, HBr,H2S,etc. Oxiácidos: HNO2, HClO4, etc.

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Classificação (2)

2.3 De acordo com o número de elementos: Binários: HF, H2Se, etc. Terciários: HClO, H2SO3, etc. Quaternários: HCNO, HSCN, etc. 2.4 De acordo com a presença do grupo - COOH

(carboxila): Inorgânicos: HCl, HNO3, HIO4, etc. Orgânicos: HCOOH, H3COOH, etc. Alguns ácidos possuem carbono, são

considerados inorgânicos mas, podem estar presentes na química orgânica: H2CO3, HCN, HNC,

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Classificação (3) 2.5 De acordo com a volatilidade: Fixos: H3BO3, H3PO4, H3PO3, etc. Voláteis: (baixos pontos de ebulição) : HCl, HBr, HI,

H2S, HCN, etc. 2.6 De acordo com a força ácida: ( = grau de

ionização) Fortes: > 50% ex. HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,

etc. Médios: 5% ≤ ≤ 50% ex. HF, H3PO4, etc. Fracos: < 5% ex. H2S, H3BO3 α = número de moléculas que ionizam número de moléculas que se dissolvem na

água

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Força ácida Obs. Com relação à força ácida, podemos dizer: Para os Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Médios: HF Fracos: H2S, H2Se, HCN, etc. Para os Oxiácidos: observar a regra de Linus Pauling :

fazer a diferença entre o número de átomos de oxigênio e o número de hidrogênio ( m = número de átomos de hidrogênio - número de átomos de oxigênio).

Quando m = 0 --> ácido fraco Quando m = 1 --> ácido médio ou moderado) Quando m = 2 --> ácido forte Quando m = 3 --> ácido muito forte Exercício: classificar quanto à força os ácidos: H2SO4,

H3BO3, HClO4, H3PO4 Detalhes sobre este tópico Exemplos e informações de suporte Como isso se relaciona com o público

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Nomenclatura de Hidrácidos

Nomenclatura IUPAC : nome do elemento + eto + de hidrogênio

Ex. HCl = cloreto de hidrogênio; H2S = sulfeto de hidrogênio, etc.

Nomenclatura usual: ácido + nome do elemento + ídrico

Ex. HCl = ácido clorídrico; H2S = ácido sulfídrico,

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Nomenclatura de oxiácidos

Nomenclatura IUPAC - utilizam-se prefixos que indicam a quantidade de átomos de hidrogênio e também de radicais ácidos.

Ex. HNO3 - trioxinitrato de hidrogênio; H2SO4 - tetróxissulfato de hidrogênio; H2P2O7 - heptóxidifosfato de hidrogênio.

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Nomenclatura usual - utilizar a tabela abaixo:

Nox do el. Prefixo terminação

+1 ou +2 Hipo oso

+3 ou + 4 - oso

+5 ou +6 - ico

+7 (hiper) ico

Exceções: os ácidos H3BO3, H2CO3 e H4SiO4 têm terminação ico. Ex. H3BO3 - ácido bórico (pela tabela seria boroso)

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Ácidos orto, meta e piro (*) ácidos orto, meta e piro - os termos são usados

em função da "quantidade" de água na molécula. ácidos orto - o termo orto se refere aos ácidos

comuns. Ex. H3PO4 - ácido (orto)fosfórico; H3PO3 - ácido

(orto)fosforoso, etc. ácidos meta - obtém-se um ácido meta, quando se

retira uma molécula de água de uma molécula do ácido orto.

Ex. H3PO4 - H2O --> HPO3 ácido ortofosfórico ácido

metafosfórico ácidos piro - obtém-se um ácido piro, quando se

retira uma molécula de água de duas moléculas do ácido orto.

Ex. 2 H2SO4 - H2O --> H2S2O7 ácido ortossulfúrico ácido pirossulfúrico

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Reações dos ácidos

ácido + base → sal + água ácido + óxido básico → sal + água ácido + óxido anfótero→ sal + água ácido + metal → sal + H2

ácido1 + sal1 → ácido2 + sal2

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Obtenção de ácidos

síntese direta. Ex. H2 + Cl22 HCl

síntese de óxidos ácidos. Ex. CO2 + H2O H2CO3

reação de dupla troca entre ácido e sal - visto acima

hidrólise de certos haletos. Ex. AlCl3 + H2O Al(OH)3 + 3 HCl

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Função base

Conceito de Arrhenius: Base, hidróxido ou álcali é toda a

substância que, em presença de água, libera como único ânion OH -.

Ex. NaOH água Na+ + OH - A reação da base com a água é

denominada dissociação iônica (separação de íons).

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Classificação

Quanto à presença de metal Não-metálicas: NH3 e NH4OH Metálicas: as demais Quanto ao número de hidroxilas: monobases. Ex. NaOH, KOH, NH4OH, etc.

dibases. Ex. Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc.

tribases. Ex. Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.

tetrabases. Ex. Mn(OH)4, Sn(OH)4, etc.

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Quanto à força: fortes: bases de metais alcalinos: > 50%

Ex. NaOH, KOH, etc. médias: bases de metais alcalino-terrosos:

5% ≤ ≤ 50% Ex. Ba(OH)2, Ca(OH)2,etc. fracas: as demais. < 5% Ex. Al(OH)3,

etc. α = número de íons-fórmula dissociados número total de íons-fórmula α = grau de ionização

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Solubilidade das bases

solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH

pouco solúveis: bases de metais alcalino-terrosos

insolúveis: as demais

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Nomenclatura

Bases cujo metal não muda o nox: lê-se hidróxido de ..............

Ex. NaOH - hidróxido de sódio Bases cujo metal muda o nox: 3.1 Nomenclatura IUPAC - lê-se

hidróxido de ..................... nox do metal em algarismos romanos. Ex. Fe(OH)2 - Hidróxido de ferro II; Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III

3.2 Nomenclatura usual - terminações oso e ico. Ex. Sn(OH)2 - hidróxido estanoso; Sn(OH)4 hidróxido estânico

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Reações das bases Base + ácido → sal + água Base + óxido ácido → sal + água Base + óxido anfótero → sal + água Base1 + sal1 → base2 + sal2 Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O

Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O

Ca(OH)2 + SnO → CaSnO2 + H2O

2 NaOH + CuCl2 → 2 NaCl + Cu(OH)2

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Obtenção das bases:

Reação de metal com a água . Ex. 2 Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Reação de óxido básico com a água. Ex. CaO + H2O → Ca(OH)2

Reação de um sal com a água - já visto acima.

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FUNÇÃO SAL

Conceito de Arrhenius - sal é um composto iônico que possui pelo menos um cátion diferente de H3O+ e pelo menos um ânion diferente de OH-. No plano teórico, todo sal deriva de uma reação ácido-básica, conhecida como salificação ou neutralização. Assim como as bases, os sais sofrem dissociação iônica em presença de água.

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Classificação dos sais 2.1 Quanto ao número de elementos: binários. Ex. NaCl ternários: Ex. K2SO4 quaternários. Ex. KCNO3 2.2 Quanto à presença do oxigênio: não oxigenados. Ex. KCN oxigenados (oxissais). Ex. AlPO4 2.3 Quanto aos cátions e ânions presentes: Sais normais. Ex. KBr Sais ácidos ou hidrogenossais. Ex. NaHCO3 Sais básicos ou hidroxissais. Ex. Ca(OH)Cl Sais duplos ou mistos. Ex. NaKSO4 (quanto ao

cátion ou quanto à espécie) CaClBr (quanto ao ânion

ou quanto ao gênero

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3.0 Nomenclatura dos sais 3.1 Sais não oxigenados - terminação eto.

Ex. KBr - brometo de potássio 3.2 Sais oxigenados - observar a tabela

Nox do el. Prefixo terminação

+1 ou + 2 hipo ito

+3 ou +4 - ito

+5 ou +6 - ato

+7 Per ato

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Reações dos sais

Os sais são menos reativos que os ácidos e as bases. Nos ítens anteriores vimos reação de sal com ácido e reação de sal com base. Os sais apresentam ainda as reações:

hidrólise (alguns) Ex. AlCl3+ 3H2O → Al(OH)3 + 3 HCl reação com metal (observar a fila de

reatividade) Ex. 3 K + AlCl3 → 3 KCl + Al

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A importância dos compostos da química inorgânica

I. Informações importantes sobre óxidos:

Ocorrência na Natureza: Quartzo, cristal de rocha, sílica (SiO3)

Hematita (Fe2O3, principal minério do ferro)

Pirolusita (MnO2, minério de manganês)

Cassiterita (SnO2, minério do estanho)

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Outros óxidos Bauxita (Al2O3, hidratado, minério do alumínio) Magnetita (Fe3O4, pedra-ímã natural) Óxido de hidrogênio - (H2O) - a água corresponde a 70% da

matéria da crosta terrestre. Peixes: 80%, corpo humano: 70%, plantas aquáticas: 90 a 95%, argilas: 14%. Grande parte dos minerais encontra-se na forma hidratada.

Dióxido de carbono - CO2 - responsável pelo efeito estufa e chuva ácida

Monóxido de carbono - CO - incolor e tóxico - muita afinidade pela hemoglobina

Dióxido de enxofre - SO2 - incolor e tóxico - combustíveis (gasolina, querosene e óleo diesel) - chuva ácida.

Dióxido de nitrogênio - castanho-avermelhado, cheiro forte e irritante, tóxico. É liberado nos escapamentos de carros, reagindo com o oxigênio do ar e produzindo ozônio que é forte poluente atmosférico.

Óxido de cálcio - CaO - obtido pela decomposição térmica do calcário (CaCO3)

Óxido nítrico liberado aviões supersônicos, age como catalisador na decomposição do ozônio na camada estratosférica

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Informações importantes sobre ácidos Ácidos mais comuns no cotidiano Ácido clorídrico - HCl - usado na indústria, nos laboratórios e na

limpeza. Encontrado no estômago (suco gástrico) Ácido sulfúrico - H2SO4 - usado na fabricação de fertilizantes

(superfosfato e sulfato de amônio), em baterias e acumuladores de chumbo, na indústria petroquímica, na fabricação de papel e corantes

Ácido nítrico - HNO3 - fabricação de explosivos como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão de pólvora), preparação do salitre da pólvora negra e usado como fertilizante. Encontrado nas chuvas ácidas e em ambientes poluídos com óxidos de nitrogênio. Muito corrosivo e tóxico.

Ácido fluorídrico - HF - venenoso: concentração máxima 2mg/m3. Corroí o vidro, sendo acondicionado em frascos de polietileno. Utilizado para gravar vidros obter fluoretos (ex. NaF - anticárie)

Ácido carbônico - H2CO3 - encontrado nas águas minerais gaseificadas e nos refrigerantes. Formado pela reação do CO2 com a água.

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Mais informações sobre ácidos Ácido fosfórico - H3PO4 - É usado na fabricação

de fertilizantes e como aditivo de refrigerantes (coca-cola).

Ácido cianídrico- HCN - é terrivelmente tóxico: age sobre a hemoglobina do sangue. Explosivo na presença de luz. Usado na câmara de gás (execução).

Ácido sulfídrico - H2S - tão venenoso quanto o HCN, paralisa os centros de respiração e bloqueia as vias respiratórias (concentração letal 2mg/l de ar).Formado pela putrefação de substâncias orgânicas e de bactérias aeróbicas sobre as proteínas. Na putrefação o S das proteínas forma H2S (cheiro de ovo podre).

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Informações importantes sobre as bases Bases mais comuns no cotidiano Hidróxido de sódio (soda cáustica) - NaOH - Cristais brancos

fortemente higroscópicos. Aplicações: fabricação de sabão e glicerina, produção de salitre (NaNO3), indústria petroquímica, fabricação de papel e celulose, corantes e limpeza doméstica. Bastante corrosivo Obtido pela eletrólise do NaCl.

Hidróxido de cálcio (cal extinta) - Ca(OH)2 - obtida da cal viva (CaO) pela reação com a água. Sua suspensão aquosa é chamada leite de cal e consumida em grandes quantidades nas pinturas.

Hidróxido de magnésio (leite de magnésia) - Mg(OH)2 - pouco solúvel na água é usado como antiácido estomacal: neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. É utilizado ainda na refinação do açúcar, na fabricação do papel e na indústria farmacêutica

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Mais informações sobre bases Hidróxido de alumínio - Al(OH)3 - entra na

composição de vários antiácidos estomacais como o Maalox, Pepsamar,etc.

Amônia (NH3) e Hidróxido de amônio (NH4OH) - O hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia também conhecida como amoníaco:

NH3(g) + H2O --> NH4OH A amônia é um gás incolor de cheiro forte e

irritante obtida por síntese:

N2 + 3H2 --> 2NH3

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Informações importantes sobre sais:

Sais mais importantes do cotidiano Cloreto de sódio - NaCl - Utilizado na alimentação, na conservação

de carnes, peles, pescado. No soro fisiológico combate a desidratação. Com gelo produz uma mistura refrigerante que baixa a temperatura até -22oC. A partir dele se obtém: Na, Cl2, NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl.

Nitrato de sódio - NaNO3 - Usado como fertilizante e na fabricação da pólvora

Carbonato de sódio - (barrilha) Na2CO3 - Utilizado na fabricação de vidro comum, de sabões e no tratamento da água das piscinas.

Bicarbonato de sódio - NaHCO3 - antiácido estomacal : NaHCO3 + HCl --> NaCl + H2O + CO2. É o principal componente

do Alka- Seltzer, Sonrisal, Sal de frutas Eno. É utilizado nas fabricação de fermento para pães, bolos, biscoitos e em extintores de incêndio.

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Mais informações sobre sais Fluoreto de Sódio - NaF - utilizado na fluoretação de água potável e

na fabricação de pastas de dente para diminuir a incidência de cáries. Carbonato de cálcio - CaCO3 - utilizado na fabricação da cal viva da

qual se obtém a cal hidratada (hidróxido de cálcio). Utilizado na fabricação do vidro comum e do cimento:

calcário + argila + areia --> cimento . Sob a forma de mármore é utilizado em pias, pisos escadarias, monumentos, etc.Uma

variedade mais pura (terra alba) é utilizado na fabricação de cerâmica.

Fosfato de cálcio - Ca3(PO4)2 - Utilizado para a obtenção do elemento fósforo e para a fabricação de fertilizantes. Encontrado nos minerais fosforita e apatita e ainda na farinha de osso obtida pela incineração de ossos de animais.

Sulfato de cálcio - CaSO4 - matéria prima usada na fabricação do giz. Na forma de gesso é usado em ortopedia, no tratamento de fratura de ossos

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Quem foi Arrhenius?

Químico sueco(1859-1927.) Ingressou na Universidade com 17 anos de idade e depois estudou na Universidade de Estocolmo. Ensinou física na Escola Técnica Superior, tornou-se catedrático. Em 1904 passou a dirigir o Instituto Nobel de Química e Física.. Investigou as propriedades condutoras das soluções eletrolíticas, que formulou em sua tese de doutorado. Sua tese foi aprovada com a qualificação mínima possível e foi objeto de muitos ataques, especialmente por lord Kelvin, sendo apoiada por Jacobus Van't Hoff, em cujo laboratório havia trabalhado como bolsista estrangeiro ( 1886-1890 ), e por Wilhelm Ostwald. Posteriormente esta teoria foi aceita por todos, convertendo-se num dos pilares da físico-química , no ramo da eletroquímica Obteve o Prêmio Nobel de Química em 1903, "em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”. Além disso, trabalhou em diversos ramos da físico-química, como velocidade das reações, sobre a prática da imunização e sobre astronomia. Como consequência, em 1889, descobriu que a velocidade das reações químicas aumenta com a temperatura, numa relação proporcional com a concentração de moléculas existentes.Em 1909 entrou como membro estrangeiro da Royal Society. Em 1911, durante uma visita aos Estados Unidos, foi condecorado com a primeira medalha Willard Gibbs e, em 1914, recebeu a medalha Faraday .Fonte: Wikipédia -

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Por hoje...

É só