funÇÕes inorgÂnicas: Ácidos; bases ou hidrÓxidos; sais; Óxidos; [email protected] prof....
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ÁCIDOS:
Toda substância que, em solução aquosa ioniza-se liberando, como único tipo de cátions, íons H+.
Conceito de Arrhenius -
Exemplo:
HClH2O Cl-H+ +
IONIZAÇÃOIONIZAÇÃO
“Formação de íons.”
Características de substâncias ácidas:
- Liberam H+ ou H3O+ ;
- As substâncias ácidas possuem “H” no início da molécula, exceção da água e água oxigenada;
- Possuem sabor azedo.
Ionização:
Parcial – liberação um a um de H+;
Total – liberação da quantidade real de H+;
Ex.: H2SO4
H2OHSO4
-H+ +
HSO4-
H2OH+ + SO4
=
H2SO4
H2O2H+ + SO4
=(TOTAL)
(PARCIAL)
NOMENCLATURA
Para Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio;
Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento.
Ácido ( nome do elemento ) ídrico
HF – ácido fluorídrico
HBr – ácido bromídrico
HCl – ácido clorídrico
HI
H2S – ácido sulfídrico
– ácido iodídrico
Para Oxiácidos – ácidos com oxigênio;
Terminação dos Ânions
Terminação dos Ácidos
ATO ICO
ETO ÍDRICO
ITO OSO
SO4= - ânion sulfato
S= - ânion sulfeto
SO3= - ânion sulfito
H2SO4 – ácido sulfúrico
H2S – ácido sulfídrico
H2SO3 – ácido sulfuroso
H2SO4 – ácido sulfúrico
HClO3 – ácido clórico
Outras nomenclaturas:
HClO4 – ácido perclórico
HClO2 – ácido cloroso HClO – ácido hipocloroso
(padrão)
(padrão)
Obs.:
per + ico = + 1 “O” na molécula em relação ao ácido padrão.
oso = - 1 “O” na molécula em relação ao ácido padrão.
hipo + oso = -2 “O” na molécula em relação ao ácido padrão.
HIO3 – ácido iódico (padrão)
CLASSIFICAÇÃO• Quanto à presença de oxigênio na molécula;
•Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis;
HIDRÁCIDOS OXIÁCIDOS
H2CO3, HBrO3,...HF, HCN, HI,...
MONOÁCIDOS
1H+
DIÁCIDOS
2H+
TRIÁCIDOS
3H+
TETRÁCIDOS
4H+
FracoFraco: os demais. ModeradoModerado: HFFortesFortes: HCl, HBr, HI
Força dos hidrácidos:
(nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizável) = x
Força dos oxiácidos:-Regra de Pauling:
x = 3 e 2 = Fortes x = 1 = Moderados x = 0 = Fraco
Ácidos mais comuns na química do cotidiano
1. Ácido clorídrico (HCl)2. Ácido Sulfúrico (H2SO4)3. Ácido Nítrico (HNO3)4. Ácido Fosfórico(H3PO4)5. Ácido Ácetico (CH3 - COOH)6. Ácido carbônico (H2CO3)
BASES OU HIDRÓXIDOS:
Base de Arrhenius Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH. (hidroxila ou oxidrila)
H2ONaOH OH-Na+ +
DISSOCIAÇÃODISSOCIAÇÃO
IÔNICAIÔNICA
“Separação de íons.”
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
monobase: 1 OH1- , NaOH, KOH
tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3
dibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2
tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4
I) Número de OH- presente na fórmula:
Formulação
Adicionam-se tantos OH- quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion.
Bx+ + (OH)x
K1+ + (OH) KOHH2O
Ba2+ + (OH) Ba(OH)2H2O
Al3+ + (OH) Al(OH)3
H2O
NOMENCLATURA
Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion.
hidróxido de potássio
hidróxido de bário
hidróxido de alumínio
KOH
Ba(OH)2
Al(OH)3
Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência.
Exemplos:
CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre I
CuOH2 hidróxido cúprico hidróxido de cobre II
Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de ferro III
Bases ou Hidróxidos mais comuns do cotidiano
1. Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH);2. Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2);3. Hidróxido de amônio (NH4OH);4. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2);5. Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)
SAIS
Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positivo diferente do H1+ e pelo menos um íon negativo diferente do OH1-:
CaCl2 Ca2+ + 2 Cl1-H2O
OH- H+
Sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base.
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
1 Na2SO4 + 2 H2O1 H2SO4 + 2 NaOH H2O
Sais deste tipo são classificados como normais.
NaHSO4 + H2O1 H2SO4 + 1 NaOHH2O
São classificados como sais ácidos.
1. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente.
2. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido.
3) Reação de neutralização parcial da base:
1 Ba(OH)Cl + 1 H2O1 Ba(OH)2 + 1 HClH2O
Sais deste tipo são classificados como básicos.
1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl.
Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula,
o sal produto será básico.
NOMENCLATURA
NOME DO SAL
NOME DO ÂNION
NOME DO CÁTION
de
Exemplo:
d) CaBr2c) Al(NO3)3b) CuSO4a) KClCloreto de potássio Sulfato de cobre II
1. Cloreto de sódio(NaCl);
2. Nitrato de sódio (NaNO3);
3. Carbonato de sódio (NaCO3);
4. Bicarbonato de sódio (NaHCO3);
ALGUNS SAIS IMPORTANTES:
ÓXIDOS
Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais mais eletronegativoeletronegativo entre eles.
Exemplos:
d) SO3
c) CaO
b) H2O
a) CO2
•Óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são classificados como óxidos moleculares e recebem a seguinte nomenclatura:
Prefixo que indica a quantidade de oxigênio
Mono –
Di –
Tri –
Tetra –
Penta -
óxido de
Prefixo que indica a quantidade de outro elemento
Di –
Tri –
Tetra –
Penta -
NOMENCLATURA:
ÓXIDOS BÁSICOS:
-Possuem caráter iônico;
-Nox +1, +2 ou +3;
-Exs: Na2O, BaO, Fe2O3;
Óxido básicos
+ ácido+ ácido
+ água+ água
sal + água
base
ÓXIDOS ÁCIDOS:
-Possuem caráter covalente;
-Geralmente são formados por ametais;
-Exs.: CO2, SO2, N2O5
Óxido ácidos
+ água+ água
+ base+ base
ácido
sal + água
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