PISM II – CPC / PJF – 2018QUÍMICA 1 - MÓDULO I

SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS:

Ao longo dos anos, os cientistas foram descobrindo inúmeras substâncias e passaram a estudar suas propriedades e possíveis utilizações. Mas, como a quantidade de substâncias descobertas foi aumentando cada vez mais, os químicos decidiram dividi-las em grupos para que seu estudo se tornasse mais fácil e organizado.

Assim, uma classificação fundamental das substâncias químicas é que elas podem ser inorgânicas ou orgânicas. Essa classificação surgiu na metade do século XVIII e dizia o seguinte:

Segundo esse conceito, o termo “orgânico” era usado porque essas substâncias só eram produzidas por “organismos vivos”. Isso se baseava na teoria da força vital, proposta pelo químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848), que dizia que dentro das células dos organismos vivos havia uma espécie de força que era necessária para produzir as substâncias orgânicas, tais como carboidratos, amidos, açúcares, proteínas etc. Ele ainda dizia que o ser humano jamais conseguiria reproduzir em laboratório essa força vital. Porém, essa teoria caiu por terra quando Friedrich Wöhler (1800-1882) conseguiu produzir pela primeira vez em laboratório a ureia, que é um composto orgânico, por meio do aquecimento do cianato de amônio.

Com isso, o conceito de substâncias inorgânicas e orgânicas mudou e, atualmente, temos a seguinte definição:

Com isso, surgiram dois ramos importantes de estudo da Química, a Química Inorgânica e a Química Orgânica, que também são subdivididas em outros grupos, veja:

ÁCIDOS E BASES

Ácidos, azedos e agressivos, estão em todos os lugares: no tempero de salada, na água da chuva, nas baterias de carro, nos refrigerantes e no seu estômago. Eles podem queimar, corroer, digerir ou adicionar um gosto agradável ao alimento ou bebida...

Bases, amargas e escorregadias, podem ser menos familiares, mas são tão comuns quanto os ácidos. Você irá encontra-las nos antiácidos, sabões, no fermento químico, e nos desentupidores de canos...

Ácidos e bases são úteis, às vezes perigosos, mas sempre uma grande oportunidade de lidar com constantes de equilíbrio!

Para os ácidos, existem várias definições, sendo que a mais utilizada é a de Arrhenius, que afirma que os ácidos são substâncias que se ionizam em solução aquosa, liberando íons H+. Um exemplo é o ácido clorídrico que se decompõe em:

HCl(aq) H+(aq) + Cl –(aq)

As características encontradas nos ácidos são muito viventes no nosso dia-a-dia tendo, por exemplo, o sabor azedo de alguns alimentos (como o vinagre que possui o ácido acético e o limão que possui o ácido cítrico), os ácidos também trazem alterações de cor nos corantes vegetais (por exemplo: alteram a cor do repolho roxo de roxo para vermelho), reagem com metais (como o zinco, o magnésio e o ferro) produzindo hidrogênio gasoso e ainda as suas soluções aquosas conduzem a eletricidade. Para compreender a nomenclatura dos ácidos é preciso assimilar a tabela de cátions e ânions e consequentemente a periódica, acontecendo da seguinte forma:

ácido + nome do ânion com a terminação alteradasendo assim:

Exemplos:H+

(aq) + Cl –(aq) HCl(aq)

cloreto (ânion) ácido clorídrico

H+(aq) + ClO4

–(aq) HClO4(aq)

perclorato (ânion) ácido perclórico

H+(aq) + NO2

–(aq) HNO2(aq)

nitrito (ânion) ácido nitrosoExercícios:• Dê o nome dos seguintes ácidos:• H2SO4

• H2SO3

• HNO2

• H3PO3

• HNO3

• H3PO4

• HBr• HF

• Elementos de um mesmo grupo apresentam similaridades nas propriedades e também nas fórmulas que podem formar. Por exemplo, existem alguns halogênios, como o cloro, o bromo e o iodo, que têm a capacidade de formar quatro tipos de oxiácidos diferentes. Veja o caso do cloro: HClO (ácido hipocloroso), HClO2 (ácido cloroso), HClO3 (ácido clórico) e HClO4 (ácido perclórico). De acordo com essas informações, indique o nome correto do seguinte ácido: HBrO2:• Ácido bromídrico;• Ácido hipobromoso;• Ácido brômico;• Ácido perbrômico;• Ácido bromoso.

• Os ácidos são substâncias químicas sempre presentes no cotidiano do homem. Por exemplo, durante a amamentação, era comum usar-se água boricada (solução aquosa que contém ácido bórico) para fazer a assepsia do seio da mãe; para limpezas mais fortes da casa, emprega-se ácido muriático (solução aquosa de ácido clorídrico); nos refrigerantes, encontra-se o ácido carbônico; e, no ovo podre, o mau cheiro é devido à presença do ácido sulfídrico.

Esses ácidos podem ser representados, respectivamente, pelas seguintes fórmulas moleculares:

• H3BO3, HCl, H2CO2 e H2SO4

• H2BO3, HCl, H2CO3 e H2S• H3BO3, HClO3, H2SO3 e H2CO2

• H2BO3, HClO4, H2S e H2CO3

• H3BO3, HCl, H2CO3 e H2S

• Escreva a fórmula química dos seguintes ácidos: Ácido hipobromoso, Ácido hipofosforoso, Ácido cianídrico e Ácido bórico.

BASES:

As bases podem ser conhecidas como as substâncias que apresentam sabor “amargo” como, por exemplo, a banana, o caju e o leite de magnésia que são exatamente aquelas que possuem sabor adstringente.

As bases também permitem a condutividade elétrica através da dissociação iônica que é a separação dos íons, que ocorre quando uma substância iônica se dissolve em água. Logo após esse processo a solução ganha íons livres para se movimentar e conduzir corrente elétrica. Entre outros assuntos que envolvem bases, estão as bases de Arrhenius, que são compostos iônicos formados por um cátion de um elemento metálico se ligando a uma hidroxila (OH - ). A nomenclatura desses compostos baseia-se nessa sua formação, da seguinte forma:

Hidróxido de + nome do cátion

Exemplos:NaOH : Hidróxido de sódioCa(OH)2 : Hidróxido de cálcio

Al(OH)3 : Hidróxido de alumínio

No entanto, essa regra aplica-se somente no caso de bases em que seus cátions só possuem uma eletrovalência, isto é, uma única carga. Mas existem aqueles casos em que os cátions podem apresentar mais de uma eletrovalência e formar bases diferentes, como é o caso do ferro que pode perder dois ou três elétrons, formando, respectivamente, os cátions Fe2+ e Fe3+ e as bases Fe(OH)2 e Fe(OH)3. Nesse tipo de caso, a nomenclatura pode acontecer de duas formas:

• Acrescenta-se o algarismo romano que indica o número da carga. Assim, no caso do ferro, teríamos:

Fe(OH)2 : Hidróxido de Ferro IIFe(OH)3 : Hidróxido de Ferro III

• Acrescenta-se o sufixo “oso” para o cátion de menor carga e o sufixo “ico” para o sufixo que tiver maior carga:

No caso das bases de ferro, temos:Fe(OH)2 : Hidróxido ferrosoFe(OH)3 : Hidróxido férrico

Exercícios:• Escreva as bases que podem ser formadas com os cátions abaixo:• Na+

• Li+

• Sr2+

• Pb4+

• Al3+

• Mg+

• K+

• Ca2+

• Fe3+

• Fe2+

• Complete a tabela abaixo:FÓRMULA NOME

KOH

Zn(OH)2

Hidróxido Cuproso ou Hidróxido de Cobre I

AgOH

Hidróxido de Amônio

Hidróxido de Bário

Cu(OH)2

• No cotidiano, as bases possuem inúmeras aplicações. No entanto, ao serem utilizadas puras ou misturadas com água, elas são comumente denominadas por nomenclaturas usuais. Assim, associe as nomenclaturas oficiais das bases com as suas respectivas nomenclaturas usuais, nas colunas a seguir:

• Hidróxido de sódio apagada;• Hidróxido de cálcio;• Hidróxido de amônio;• Hidróxido de magnésio

( ) Cal hidratada, cal extinta ou cal( ) Amoníaco( ) Soda cáustica( ) Leite de magnésia

REAÇÕES ÁCIDO-BASE

As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro).

Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP.O esquema de uma reação de neutralização total pode ser representado pela reação genérica a seguir:

HX(aq) + YOH(aq) -> YX(aq) + H2O(l)

Seguem alguns exemplos de reação de neutralização total (não levando em consideração problemas de solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos):

H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O

2HCl + Ca(OH)2 -> CaCl2 + 2H2O

HNO3 + LiOH -> LiNO3 + H2O

H2P2O7 + Mg(OH)2 -> MgP2O7 + 2H2O

3HCl + Fe(OH)3 -> FeCl3 + 3H2O

Como pode ser observado, os sais produzidos possuem caráter praticamente neutro, pois são derivados de ácidos e bases de mesma força. Entretanto, nem todas as reações ácido-base são de neutralização total. Ou seja, o sal resultante da reação possui caráter ácido ou básico pela presença de um ou mais íons H + ou OH- não consumidos para formação de uma ou mais moléculas de água.Seguem alguns exemplos de reações parciais de neutralização:

H2SO4 + NaOH -> NaHSO4 + H2O

H2CO3 + NaOH -> NaHCO3 + H2O

HCl + Mg(OH)2 -> Mg(OH)Cl + H2O

Fe(OH)3 + H2SO4 -> Fe(OH)SO4 + H2O

Portanto, as reações parciais de neutralização se tornam ocorrentes quando as quantidades estequiométricas entre ácidos e bases não são proporcionais à reação de neutralização total. Isso se deve à quantidade de íons hidroxila ou hidrogênio dissociável de cada espécie química.Assim, para um ácido diprótico deve ser fornecido o dobro da quantidade de matéria de “monobase”. Bem como, para uma “dibase” devem ser fornecidos o dobro da quantidade de matéria de um ácido monoprótico para que haja neutralização total.

SAIS

Os sais são os produtos das reações de neutralização entre ácidos e bases. Por exemplo:

HI + NaOH → NaI + H2OH2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

Os sais provenientes de neutralização total são chamados de sais neutros (normais); os que apresentam grupos básicos (OH) são chamados de sais básicos (hidroxissais), e os que apresentam hidrogênios ácidos são chamados de sais ácidos (hidrogenossais).

O nome dos sais é dado da seguinte forma:

Nome do ânion + de + nome do cátion

Por exemplo:

NaCl -> Cloreto de sódio

CaCl2 -> Cloreto de cálcio

Na2CO3 -> Carbonato de sódio

KNO2 -> Nitrito de potássio

O nome de um sal normal guarda correspondência com o nome do ácido que o origina: Se o nome do ácido termina em ídrico, o do sal termina em eto.Se a terminação do ácido é oso, a do sal será Ito.Se a terminação do ácido é iço, a do sal será ato.

Temos, por exemplo, o sal NaCl, que é originado da reação:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

HCl = ácido clorícricoNaOH = hidróxido de sódio

NaCl = cloreto de sódio

Nomeando hidrogenossais e hidroxissaisO nome desses sais é formado pelo acréscimo dos prefixos numéricos gregos mono, di, tri, tetra, etc., de acordo com o número de hidrogênios ou de hidroxilas da fórmula.Exemplo:

NaH2PO4 → diidrogenofosfato de sódio

Na2HPO4 → monoidrogenofosfato de sódio

Al(OH)2F → diidroxifluoreto de alumínio

Ca(OH)Cl → hidroxicloreto de cálcio

MgHCO3 → hidrogenocarbonato de magnésio

Nomeando sais hidratadosIndicamos o número de moléculas de água de hidratação com os prefixos numéricos gregos.Exemplos:

CaCl2 . 2H2O → cloreto de cálcio diidratado

Na2SO4 . 10H2O → sulfato de sódio decaidratado

Nomeando sais mistosIndicamos os nomes de todos os cátions e ânions da fórmula.Exemplos:

NaCa(PO)4 → fosfato de sódio e cálcio

KAl(SO4)2 → sulfato de potássio e alumínio

Mg(NH4)(PO4) → fosfato de magnésio e amônio

Exercício:• Escreva a reação, dê o nome e o caráter dos sais formados nas reações entre:• Ácido carbônico e hidróxido de sódio• Ácido carbônico e hidróxido de amônio• Ácido clorídrico e hidróxido de amônio• Ácido fluorídrico e hidróxido de estanho II• Ácido nítrico e hidróxido de prata• Ácido sulfúrico e hidróxido de bário• Ácido sulfúrico e hidróxido de magnésio• Acido sulfúrico e hidróxido de ferro III• Ácido clorídrico e hidróxido de magnésio

ÓXIDOS

Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico. Para reconhecermos um óxido basta observarmos as substâncias que possuem o elemento oxigênio à direita da fórmula Os óxidos podem ser classificados em três diferentes grupos: ácidos, básicos ou peróxidos.

Óxidos ácidos: também chamados de anidridos, eles se formam a partir da reação com água originando ácidos. Exemplo: o ácido sulfúrico (H2SO4) se forma a partir do trióxido de enxofre (SO3) em presença de água(H2O).

Óxidos básicos: nesse caso a reação é com bases levando à formação de sal e água. Exemplo: o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) provém da reação do óxido de cálcio (CaO) com a água.

Peróxidos: esses óxidos possuem dois oxigênios ligados entre si. Exemplo:(O-O) 2-.

Na indústria, os peróxidos são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, poupa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio. A solução aquosa com concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, popularmente conhecida como água oxigenada, é usada como anti-séptico e algumas pessoas a utilizam para a descoloração de pêlos e cabelos.

O dióxido de silício é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um dos componentes dos cristais, das rochas e da areia.

GABARITO:Ácidos:•

• Ácido sulfúrico• Ácido sulfuroso• Ácido nitroso• Ácido fosforoso• Ácido nítrico• Ácido fosfórico• Ácido bromídrico• Ácido fluorídrico

• E• E• HBrO3, H3PO4, HCN, H3BO3

Bases:•

• NaOH• LiOH• Si(OH)2

• Pb(OH)4

• Al(OH)3

• MgOH• KOH• Ca(OH)2

• Fe(OH)3

• Fe(OH)2

• ------ hidróxido de potássio------ hidróxido de zincoCuOH ----------------------------- hidróxido de prataNH4OH -----------------------Ba(OH)2 -----------------------------

• (B)

(C)(A)(D)