funÇÕes i[1]

QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES QUÍMICAS

Profa. DSc. Valéria Dutra Ramos

Funções Químicas� INTRODUÇÃO

� Grupo de substâncias dotadas de propriedades comuns → Essas propriedades são porisso conhecidas por propriedades funcionais.

Exemplo: Podemos generalizar para qualquer ácido as seguintes propriedades dafunção ácido:

a) Possuem sabor ácido, isto é, azedo, semelhante ao vinagre;

b) Atuam sobre certos corantes denominados indicadores modificando-lhes a cor, porexemplo, a solução azul de tornassol e alaranjado de metila ficam vermelhas em meioácido; O indicador vermelho congo fica azul e a solução alcoólica de fenolftaleína(vermelha) fica incolor em meio ácido;

c) Reagem com as bases formando sal e água:

H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2Od) Reagem com os carbonatos, produzindo efervescência, devido ao desprendimento de gás carbônico:

H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2↑

e) Em solução aquosa conduzem corrente elétrica;f) Possuem um ou mais átomos de "hidrogênio ácido", isto é, átomos de "hidrogênioionizável".

� Funções Químicas Inorgânicas →→→→ óxidos, ácidos, bases e, sais.

� Óxidos

� São compostos binários que apresentam o oxigênio ligado a outro elemento. � De um modo geral, todos os elementos, metais e não-metais, combinam-se com o

oxigênio, direta ou indiretamente, formando óxidos. A exceção dos gases nobres.� São geralmente sólidos, maus condutores de calor e de eletricidade.

Nomeclatura:

� Dá-se a palavra óxido seguida do nome do outro elemento, intercalando-se a preposiçãode. Exemplos:

CaO = óxido de cálcio

Al2O3 = óxido de alumínio

SiO2 = óxido de silício

� Havendo dois óxidos do mesmo elemento, usa-se o sufixo oso para identificar o elementode menor estado de oxidação e o sufixo ico para identificar o elemento de maior estadode oxidação. Exemplos:

FeO = óxido ferroso ou óxido de ferro (II) (Fe2+)

Fe2O3 = óxido férrico ou óxido de ferro (III) (Fe3+)

SnO = óxido estanoso ou óxido de estanho (II) (Sn2+)

SnO2 = óxido estânico ou óxido de estanho (IV) (Sn4+)

NO2 = óxido de nitrogênio (IV) ou dióxido de nitrogênio

N2O4 = óxido de nitrogênio (IV) ou tetróxido de dinitrogênio

N2O5 = óxido de nitrogênio (V) ou pentóxido de dinitrogênio

Classificação:

� Conforme a natureza do elemento combinado ao oxigênio os óxidos obedecem a seguinte classificação: ácidos (ou anidridos), básicos, anfóteros, salinos (oucompostos), peróxidos e neutros.

1) Óxidos ácidos (ou anidridos): são ácidos que apresentam o oxigênio ligadoa um não-metal e, em certos casos, a metais fracamente eletropositivos. Exemplos: SO2, CO2, CrO3 (óxido crômico), MnO2 (óxido de manganês (IV))

Propriedades químicas:

� Reagem com H2O dando ácido e reagem com bases formando sal mais água:

SO2 + H2O →→→→ H2SO3 (ácido sulfuroso)SO3 + H2O →→→→ H2SO4 (ácido sulfúrico)

CO2 + H2O →→→→ H2CO3 (ácido carbônico)CrO3 + H2O →→→→ H2CrO4 (ácido crômico)

SO2 + 2 NaOH →→→→ Na2SO3 (sulfito de sódio) + H2OCO2 + Ca(OH)2 →→→→ CaCO3 (carbonato de cálcio) + H2OCrO3 + 2 KOH →→→→ K2CrO4 (cromato de potássio) + H2O

2) Óxidos básicos: são óxidos que apresentam o oxigênio ligado a metais, isto é, são portanto óxidos metálicos.


� Reagem com a água dando bases e reagem com os ácidos dando sal mais água:

Na2O + H2O →→→→ 2 NaOHMgO + H2O →→→→ Mg(OH)2BaO + H2O →→→→ Ba(OH)2

Na2O + 2 HCl →→→→ 2 NaCl + H2OMgO + 2 HNO3 →→→→ Mg(NO3)2 (nitrato de magnésio) + H2O

BaO + H2SO4 →→→→ BaSO4 + H2O

3) Óxidos anfóteros: são certos óxidos metálicos que podem funcionar como óxidosácidos ou básicos.


� Diante de ácidos reagem como óxidos básicos, enquanto, frente as bases reagemcomo óxidos ácidos, dando sempre sal mais água. Os óxidos anfóteros maisimportantes são: Al2O3, ZnO, PbO, SnO, Cr2O3, Fe2O3 e MnO2.

Al2O3 + 6 HCl →→→→ 2 AlCl3 + 3 H2OAl2O3 + 2 NaOH →→→→ 2 NaAlO2 (aluminato de sódio) + H2O

ZnO + 2 HCl →→→→ ZnCl2 + H2OZnO + 2 NaOH →→→→ Na2ZnO2 (zincato de sódio) + H2O

4) Óxidos salinos (ou compostos): são óxidos metálicos resultantes da combinaçãode um óxido básico com um óxido ácido de um mesmo elemento.

Óxido básico + Óxido ácido = Óxido salinoFeO + Fe2O3 →→→→ Fe3O4

2 MnO + MnO2 →→→→ Mn3O4

2 PbO + PbO2 →→→→ Pb3O4


� Reagem com os ácidos dando a formação de dois sais mais água.

Fe3O4 + 4 H2SO4 →→→→ FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4 H2OObservação: FeO.Cr2O3 (cromita)

5) Peróxidos: são óxidos que apresentam estrutura singular, isto é, ligação entre doisátomos de oxigênio, constituindo o íon peróxido (O2

2-). Formam peróxido oselementos: H, Na, K, Rb, Cs e Ba.

Exemplo: H-O-O-H (peróxido de hidrogênio)

� Os peróxidos metálicos são compostos iônicos contendo o íon metálico e o íonperóxido (O2

2-).


� Reagem com ácidos diluídos dando sal mais H2O2.

Na2O2 + 2 HCl →→→→ 2 NaCl + H2O2

BaO2 + H2SO4 →→→→ BaSO4 + H2O2

� Reagem com a H2O, mesmo na temperatura ambiente, liberando oxigênio.

2 Na2O2 + 2 H2O →→→→ 4 NaOH + O2↑↑↑↑

Observação: o PbO2 e o MnO2 não são peróxidos, visto que reagemcom os ácidos sem produzir H2O2.

6) Óxidos neutros: são óxidos que não reagem com a H2O, ácidos ou bases. Sãopoucos os óxidos neutros. Exemplos: H2O, CO, N2O, NO.

Estado Natural dos Óxidos

� A maior parte dos óxidos metálicos encontra-se na natureza constituindo os minérios.

� Sob o ponto de vista químico, minério é uma mistura heterogênea formada de um composto químico definido (parte pura) e as impurezas.

� Os principais minérios cuja parte pura é encontrada na forma de óxidos são: hematita(Fe2O3), magnetita (Fe3O4), pirolusita (MnO2), cromita (FeO.Cr2O3), cassiterita(SnO2), cuprita (Cu2O)(óxido cuproso), bauxita (Al2O3.H2O).

� Ácidos e Bases

� Definição de Arrhenius:

� Ácido: qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidrônio(H3O+) em solução aquosa.

� Base: qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidróxido(OH-) em solução aquosa.

Exemplos:

HCl + H2O →→→→ H3O+ + Cl-

CO2 + H2O ↔↔↔↔ H2CO3 (ácido carbônico)

H2CO3 + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + HCO3-

NaOH (s) + H2O →→→→ Na+ (aq) + OH- (aq)

NH3 + H2O ↔↔↔↔ NH4+ + OH-

N2H4 (hidrazina) + H2O ↔↔↔↔ N2H5+ (íon hidrazínio) + OH-

� Definição de Bronsted-Lowry (1923):

� Ácido: substância capaz de doar um próton, isto é, um íon hidrogênio (H+) a umaoutra substância.

� Base: substância capaz de aceitar um próton de um ácido.

� ácido é um doador de próton e a base é um aceptor de próton.

Exemplos:

HCl (ácido) + H2O (base) ↔↔↔↔ H3O+ (ácido) + Cl- (base)NH3 (base) + H2O (ácido) ↔↔↔↔ NH4

+ (ácido) + OH- (base)

Observação:

� Podemos observar nos dois exemplos acima que a H2O em um caso funciona comobase, enquanto no outro caso funciona como ácido. Substâncias que podem atuarde ambas as formas dependendo das condições são chamadas de anfóteras.

Exemplos de substâncias anfóteras:

ácido + base ↔↔↔↔ ácido + base

H2O + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + OH-

H3CCOOH + H3CCOOH ↔↔↔↔ H3CCOO+H2 + H3CCOO-

NH3 (l) + NH3 (l) ↔↔↔↔ NH4+ + NH2

-

� O conceito de Bronsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius, visto queele não restringe o conceito de ácido e base a soluções aquosas, já que podemosencontrar reações ácido-base que ocorrem até na ausência de um solvente. Exemplo:

NH3 (g) (base) + HCl (g) (ácido) →→→→ NH4Cl (s) (sólido iônico branco)

� Definição de Gilbert N. Lewis:

� Ácido: é toda substância que pode aceitar um par de elétrons para a formação de uma ligação.

� Base: é toda substância que pode doar um par de elétrons para a formação de umaligação.

Exemplos:

1.

2.

3. Óxidos metálicos c/ óxidos não-metálicos:

Na2O + H2O → 2 NaOH

SO3 + H2O → H2SO4

2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4

� Entretanto, a formação de Na2SO4, a partir de Na2O e SO3, pode ocorrer

diretamente, sem a presença de água.

Na2O (s) [base] + SO3 (g) [ácido] → Na2SO4 (s) [sal]

Observação: A reação entre Na2O e SO3 ilustra as limitações do conceito de

Bronsted-Lowry, uma vez que nenhum próton está envolvido na reação.

H (ácido) + [ O . . . . . .

H ] +

(base) -

H H

O . .

H

H

N

H

. . (ácido) F (base) + B

F

F

H

H

N

H

F

F

B F

.

.

Classificação dos ácidos (conforme critério adotado):

� Hidrácidos e Oxiácidos� Monoácidos e Poliácidos

� Fortes e Fracos

� Hidrácidos e Oxiácidos: conforme apresenta ou não oxigênio em sua molécula.

Exemplos:

Hidrácidos = HCl, HBr, HI, HCN, H2S, HCNS (ác. sulfocianídrico), outros.Oxiácidos = HNO3, HClO3 (ác. clórico), H2SO4, H3PO4 (ác. ortofosfórico), HClO4

(ác. perclórico), H2CO3, H3CCOOH, outros.

Observações:

� Nos hidrácidos todos os átomos de hidrogênio tem caráter ácido, isto é, são capazesde se ionizar e, portanto, são substituíveis por metal.

� Entretanto, nos oxiáciados somente os átomos de hidrogênio que se encontramligados a átomos de oxigênio apresentam cárater ácido podendo, então, em soluçãoaquosa se ionizar.

� Monoácidos e Poliácidos: conforme o número de íons H+ produzidos.

Exemplos:Monoácidos = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, outros.

Poliácidos = H2S, H2SO4, H3PO3 (ác. fosforoso), H3PO2 (ác. hipofosforoso).

� Fortes e Fracos: Conforme o grau de ionização.

� Ácidos fortes = são aqueles que em solução aquosa se encontram muitoionizados.

Exemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4

HCl (0,1 N →→→→ αααα = 0,92 ou seja 92% ionizado)

� Ácidos fracos = são aqueles que em solução aquosa se encontram poucoionizados.

Exemplos: HF, HCN, H2S, H2CO3, CH3COOHCH3COOH (0,1 N →→→→ αααα = 0,013 ou seja 1,3% ionizado)

O P

OH

OH

H

O P

OH

H

H

Observações:

� Conclui-se que a força de um ácido está ligada ao seu grau de ionização e não aoseu poder de destruição. Exemplos: HCl é um ácido forte e não corrosivo; H2SO4 ébastante corrosivo e, no entanto, não é um ácido dos mais fortes; HCN é o maistóxico dos ácidos e um dos mais fracos.

� Ionização: os monoácidos ou ácidos monopróticos em solução aquosa ionizam-se como se segue.

HCl ↔↔↔↔ H+ + Cl-

HNO3 ↔↔↔↔ H+ + NO3-

Generalizando: HA ↔↔↔↔ H+ + A-

Produzem apenas H+ e, por isso, dão sais neutros.

HCl + NaOH →→→→ NaCl + H2OHNO3 + KOH →→→→ KNO3 + H2O

� Os poliácidos ou ácidos polipróticos em solução aquosa podem sofrer mais de umaionização.

H2SO4 ↔↔↔↔ H+ + HSO4-

HSO4- ↔↔↔↔ H+ + SO4

-2

H3PO4 ↔↔↔↔ H+ + H2PO4-

H2PO4- ↔↔↔↔ H+ + HPO4

-2

HPO4-2 ↔↔↔↔ H+ + PO4

-3

H2S ↔↔↔↔ H+ + HS-

HS- ↔↔↔↔ H+ + S-2

� Podem formar portanto sais ácidos e sais neutros.

Nomenclatura:

� Hidrácidos: dá-se a palavra ácido seguido do nome do elemento (ou radical) combinado ao hidrogênio com a terminação ídrico.

Exemplos:HCl = ácido clorídrico

HBr = ácido bromídrico

H2S = ácido sulfídrico

� Oxiácidos: se houver dois ácidos do mesmo elemento dá-se a terminação oso e icopara designar o elemento no menor e maior estado de oxidação.

Exemplos:

H+1N+3O2-2 = ácido nitroso

H+1N+5O3-2 = ácido nítrico

H2+2S+4O3

-2 = ácido sulfuroso

H2+2S+6O4

-2 = ácido sulfúrico

Outras definições:

H+1Cl+1O-2 = ácido hipoclorosoH+1Cl+3O2

-2 = ácido cloroso

H+1Cl+5O3-2 = ácido clórico

H+1Cl+7O4-2 = ácido perclórico

H+1P+3O2-2 = ácido metafosforoso (P2O3 + H2O →→→→ H2P2O4 →→→→ HPO2)

H4+1P2

+3O5-2 = ácido pirofosforoso (P2O3 + 2 H2O →→→→ H4P2O5)

H3+1P+3O3

-2 = ácido ortofosforoso (P2O3 + 3 H2O →→→→ H6 P2O6 →→→→ H3PO3)


� HCl = ácido forte, volátil, não possuindo propriedades oxidantes.

� H2SO4 e HNO3 = ácidos que tem o enxofre e o nitrogênio no mais alto estado de oxidação e, por isso, atuam como agentes oxidantes.

� Ação dos ácidos sobre os metais → os ácidos atacam os metais com desprendimento de gases e formação de sal metálico.

� Ação dos ácidos sobre as bases → os ácidos reagem com as bases formandosempre sal mais água.

� Ação dos ácidos sobre os sais → os ácidos reagem com os sais e, dependendo do ácido e do sal envolvidos na reação podem formar sais insolúveis, ocorrerdesprendimento de gás, ácidos insolúveis, ou ácidos mais voláteis.

Classificação das bases (conforme critério adotado):

� Monobases e Polibases

� Fortes e Fracas

� Monobases e Polibases: conforme o número de íons (OH-) produzidos.

Exemplos:

Monobases = NaOH, KOH, LiOH, NH4OHPolibases = Ca(OH)2, Mg(OH)2

Tribases = Al(OH)3, Fe(OH)3

Observação:

� A função base tem poucos representantes devido a insolubilidade da maioria dos hidróxidos metálicos. Ela se restringe aos hidróxidos solúveis que são os dos metaisalcalinos, metais alcalinos - terrosos (pouco solúveis) e o NH4OH.

� Fortes e Fracas: Conforme o grau de dissociação.

� Bases fortes = são aquelas que em solução aquosa se encontram muitodissociadas.

Exemplos: NaOH, KOH, LiOHKOH (αααα = 0,91 ou seja 91% dissociada)

� Bases fracas = são aquelas que em solução aquosa se encontram poucodissociadas.

Exemplos: NH4OH

Nomenclatura:

� No caso das bases usa-se a palavra hidróxido seguido do nome do metal.

� No caso de metais de valência variável, usam-se também as terminações oso e ico.

Exemplos: NaOH = hidróxido de sódio

KOH = hidróxido de potássioFe(OH)2 = hidróxido ferrosoFe(OH)3 = hidróxido férrico


� As bases são compostos sólidos, sem brilho.� Os hidróxidos dos metais alcalinos são solúveis na H2O, possuindo reação alcalina

intensa e, por isso, recebem o nome de álcalis.� Os hidróxidos dos metais alcalinos - terrosos são pouco solúveis na H2O e as demais

bases são insolúveis.� As bases solúveis quando estão em solução, fornecem íons (OH-) que em

concentração elevada conduzem bem a corrente elétrica.� Atuam sobre os indicadores.� Deslocam hidrogênio quando atacadas por certos metais:

2 Al + 2 NaOH + 2 H2O →→→→ 2 NaAlO2 + 3 H2 ↑↑↑↑(aluminato de sódio)

� Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos, enquanto que o hidróxido de amônio(NH4OH) é um composto covalente.

� Sais

Definição:

� Termo geral empregado para qualquer composto iônico que em solução aquosaproduza íons diferentes de H+ e OH-.

� Compostos iônicos que em solução aquosa conduzem corrente elétrica.

Exemplos:

NaCl ↔↔↔↔ Na+ + Cl-

K2SO4 ↔↔↔↔ 2 K+ + SO42-

Classificação dos sais (conforme a sua composição):

� Sais neutros ou normais

� Sais ácidos

� Sais básicos

� Sais halóides e oxissais, conforme resultante de hidrácidos e oxiácidos → Os saishalóides terminan em eto e os oxissais em ito e ato.

1) Sais neutros ou normais: são aqueles que não contêm átomos de hidrogênionem grupamentos hidróxila substituíveis.

Exemplos: NaCl, KNO3, CaCO3, CH3COONa, NH4Cl, outros.

Observação:

� A condição para formar sal neutro é o número de H+ do ácido ser igual ao número de OH- da base.

2) Sais ácidos: são aqueles que contêm átomos de hidrogênio substituíveis.

Exemplos: NaHCO3, KHSO4, Na2HPO4, outros.

Observação:

� Na nomenclatura dos sais ácidos em alguns casos é comum antepor o prefixo bi aonome do sal suposto neutro.

� A condição para formar sal ácido é o predomínio do número de íon H+ sobre o número de íon OH-. Portanto, somente os poliácidos podem formar sais ácidos.

3) Sais básicos: são aqueles que contêm grupamentos hidróxila substituíveis.

Exemplos: MgOHCl (hidróxi cloreto de magnésio), Bi(OH)2NO3 (dihidróxi nitrato de bismuto), Fe(OH)2C2H3O2 (dihidróxi acetato de ferro)

Nomenclatura:

� Na nomenclatura dos sais, dá-se o nome do ácido que lhe gerou trocando-se apenas a terminação:

Ácido Sal

ídrico eto

oso ito

ico ato

Exemplos:

HCl (ácido clorídrico) + NaOH → NaCl (cloreto de sódio) + H2OH2SO3 (ácido sulfuroso) + Ba(OH)2 → BaSO3 (sulfito de bário) + 2 H2O

2 H3PO4 (ácido fosfórico) + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 (fosfato de cálcio) + 6 H2O

Propriedades físicas:

� Os sais são geralmente sólidos, inodoros, com exceção de alguns sais amoniacaisque tem cheiro característico de amônia.

� São geralmente insípidos, com exceção dos sais de sódio, que são salgados, dos sais de magnésio que são amargos e dos sais de chumbo que são adocicados.

� A cor dos sais é muito variável e depende da cor do cátion ou do ânion. Assim, casoo ânion seja incolor, a cor do sal dependerá do cátion, e vice-versa.

Exemplos:

Cátions: Cu2+ = azuis ou verdes, Fe3+ = alaranjados, Ni2+ = verdes, Fe2+ = verdes, outros.

Ânions: CrO4- = amarelos, Cr2O7- = alaranjados, MnO4

- = violáceos, outros.

� Os sais podem ser solúveis ou insolúveis na água dependendo do seu grau de solubilidade.


� Ação dos sais sobre os sais solúveis → há dois casos a considerar que dependemdos dois sais envolvidos na reação, podendo resultar em um sal mais volátil ou emum sal mais insolúvel.

� Ação das bases sobre os sais → as bases reagem com os sais e, dependendo dabase e do sal envolvidos na reação podem formar sais insolúveis, ocorrerdesprendimento de gás, bases insolúveis, ou bases mais voláteis.

� Os sais neutros ou normais apresentam reação neutra aos indicadores. Entretanto, devido ao fenômeno de hidrólise, certos sais neutros apresentam reação ácida, oualcalina aos indicadores.

Observação: Os sais de ácido forte e base fraca apresentam reação ácida. Enquanto, os sais de ácido fraco e base forte apresentam reação alcalina.

Hidrólise

� É a reação dos íons do sal com a água.

� Até agora vimos que as soluções ácidas são causadas pelos íons H+, provenientesda ionização de um ácido e que as soluções alcalinas também são causadas pelosíons OH- provenientes de uma base.

� Agora vamos deparar com soluções ácidas sem a presença de qualquer ácido comotambém soluções alcalinas sem a presença de bases. Em outras palavras, épossível a formação de íon H+ e de íon OH- em solução aquosa sem a participaçãode um ácido ou de uma base.

� A hidrólise explica a formação de íon H+ e de íon OH- a partir da reação dos íonsdo sal com a água. Os sais que sofrem a hidrólise são os sais derivados de ácidosfortes e bases fracas e os sais derivados de ácidos fracos e bases fortes.

Hidrólise de sais derivados de ácido forte e base fraca

� Seja por exemplo o NH4Cl, sal derivado de um ácido forte, HCl, e de uma base fraca, NH4OH:

NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl-

NH4Cl HCl

Cancelando os íons comuns, tem-se: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+

� Temos que o ácido clorídrico sendo um ácido forte tende para a forma iônicaenquanto o hidróxido de amônio, base fraca, tende para a forma molecular. Devido a presença do íon H+ é que o cloreto de amônio em solução aquosa apresenta reaçãoácida.

Hidrólise de sais derivados de ácido fraco e base forte

� Seja por exemplo o Na2CO3, sal derivado de um ácido fraco, H2CO3, e de uma base forte, NaOH:

2 Na+ + CO3-2 + 2 H2O ↔ H2CO3 + 2 Na+ + 2 OH-

Ou

CO3-2 + 2 H2O ↔ H2CO3 + 2 OH-

� A formação do íon hidróxila explica porque o carbonato de sódio em solução aquosatem reação alcalina. Devido a sua reação alcalina intensa o carbonato de sódio étambém conhecido como álcali.

Na2CO3NaOH

� A hidrólise também explica porque o bicarbonato de sódio (NaHCO3) embora sejaum sal ácido apresenta contudo em solução aquosa reação alcalina. Assim:

Na+ + HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-

Ou

HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-

� Portanto não se deve confundir sal ácido e sal básico (quanto a composição) com sal de reação ácida e sal de reação básica ou alcalina.

NaHCO3NaOH

funÇÕes i[1]

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