tópico 2 funcoes inorganicas

Tópico2 – Funções Inorgânicas

INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA

Na próxima aula, vamos fazer uma revisão nas funções químicas inorgânicas. Você vai aprender a caracterizar as substâncias inorgânicas, que serão necessárias para as próximas aulas.

Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral

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Funções Inorgânicas

Metas da aula

Conhecer como está dividido as substâncias químicas e por que estudar as funções inorgânicas.

Compreender o que ionização e dissociação.

Descrever os conceitos de ácidos, bases, sais e óxidos, para saber classificar as substâncias em uma dessas classes .

Conhecer a importância de alguns dessas substância em nossa vida diária.

Objetivos

Esperamos que, ao final desta aula, você seja capaz de: • Classificar as substâncias inorgânicas em um dos quatros grupos. • Saber diferenciar quando ocorre uma ionização e uma dissociação. • Classificar os ácidos quanto à presença de oxigênio na sua composição, ao número de hidrogênios ionizáveis, à volatilidade, ao grau de ionização e saber a sua nomenclatura. • Classificar as bases quanto ao número de hidroxilas, ao grau de dissociação, à solubilidade em água e saber suas nomenclaturas • Aprender a classificar os sais e os óxidos em seus diferentes tipos. • Conhecer algumas substâncias inorgânicas mais usadas.


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Aula 2 – Funções Inorgânicas

Função Química – é o conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, chamadas de propriedades funcionais. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções:

• Ácidos • Bases • Sais • Óxidos

2.1 Ácidos São compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como cátion exclusivamente H3O+, chamado de hidroxônio ou hidrônio e ânions, cuja natureza varia de um ácido para outro. Exemplo: HBr + H2O → H3O+ + Br- 2.1.1 Propriedades funcionais

• Apresentam hidrogênio em sua composição. • Têm sabor azedo. • Mudam a cor dos indicadores ácido-base:

• o papel tornassol azul fica vermelho; • a solução de fenolftaleína permanece incolor na sua presença; • a solução de alaranjado de metila passa de levemente alaranjado para

fortemente alaranjado. • Conduzem corrente elétrica quando em soluções aquosas. • Reagem com base formando sais e água. • Corroem metais, apresentando maior ou menor velocidade de corrosão em

função da força e da concentração do ácido.

2.1.2 Classificação dos Ácidos 2.1.2.1 Quanto à presença de oxigênio na sua composição

• Hidrácidos – não apresentam oxigênio. Exemplos: HCl, HBr • Oxiácidos – apresentam oxigênio. Exemplos: HNO3, H2SO4

2.1.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

• Monoácidos ou ácidos monopróticos – apresentam um hidrogênio ionizável (HCl, HBr, HNO3).

• Diácidos ou ácidos dipróticos – apresentam dois hidrogênios ionizáveis (H2S, H2SO4).

• Triácidos ou ácidos tripróticos – apresentam três hidrogênios ionizáveis (H3PO4, H3BO3).


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• Tetrácidos ou ácidos tetrapróticos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis (H4SiO4, H4P2O7).

• Os diácidos, triácidos e tetrácidos são poliácidos. • Exceções: H 3PO3 é um diácido e H 3PO2 é um monoácido.

2.1.2.3 Quanto à volatilidade Volatilidade é a propriedade que algumas substâncias apresentam de se tornar um gás ou vapor. Isso ocorre com ácidos que apresentam temperatura de ebulição relativamente baixa ou próxima à ambiente. Ácidos com temperaturas de ebulição altas são chamados de fixos. Portanto:

• Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HCl, H 2S, HCN, HNO3. • Fixos – possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H 2SO4, H 3PO4, H 3BO3.

2.1.2.4 Quanto ao grau de ionização – α Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. Segundo essa classificação os ácidos podem ser fortes, semi-fortes (moderados) ou fracos.

• Ácidos Fortes: α > 50 % • Ácidos Moderados: 5 % < α < 50 % • Ácidos Fracos: α < 5 %

→ Hidrácidos

• ácidos fortes: HI, HBr, HCl • ácidos moderados: HF • ácidos fracos: demais

→ Oxiácidos: quanto maior a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios, mais forte é o ácido. Representando um oxiácido por HnEOm, temos:

• m – n = 3 → ácido muito forte. Exemplos: HClO4, HMnO4 • m – n = 2 → ácido forte. Exemplos: HNO3, H 2SO4 • m – n = 1 → ácido semi-forte. Exemplos: H 3PO4, H 2SO3, H 3PO3 (apenas 2

hidrogênios são ionizáveis)) • m – n = 0 → ácido fraco. Exemplos: HClO, H 3BO3

Exceção: ácido carbônico (H 2CO3) é considerado ácido fraco, apesar de m – n = 1. 2.1.3 Nomenclatura dos ácidos: → Hidrácidos ( Hn A ):

Ácido Nome do elemento químico ligado ao hidrogênio + ídrico

Exemplos: - ácido clorídrico (HCl) - ácido bromídrico (HBr)


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- ácido cianídrico (HCN) → Oxiácidos:

Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) temos o prefixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior Nox. Exemplos: - Coluna 14 ou 4A: - ácido carbônico (H2CO3) - carbono (C) com Número de Oxidação (NOx) = +4 (único ácido inorgânico com carbono). - Coluna 15 ou 5A: - ácido nitroso (HNO2) - nitrogênio (N) com NOx = +3; - ácido nítrico (HNO3) - nitrogênio (N) com NOx = +5. - Coluna 16 ou 6A: - ácido sulfuroso (H2SO3) - enxofre (S) com NOx = +4; - ácido sulfúrico (H2SO4) - enxofre (S) com NOx = +6. - Coluna 17 ou 7A: - ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório quando temos o elemento central com carga 1); - ácido cloroso (HClO2) - cloro (Cl) com NOx = +3; - ácido clórico (HClO3) - cloro (Cl) com NOx = +5; - ácido perclórico (HClO4) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é obrigatório quando temos o elemento central com carga 7, como em Permanganato de potássio). Observações: - seguem a mesma nomenclatura os ácidos formados pelos elementos iodo (I) e bromo (Br), pertencentes também à coluna 17 ou 7A; - o elemento flúor (F) também pertencente à coluna 17 ou 7A não forma oxiácidos. 2.1.4 Ácidos mais comuns na química do cotidiano 2.1.4.1 Ácido sulfúrico (H2SO4)

• Ácido forte (altamente corrosivo). É o ácido mais importante na indústria e no laboratório, consumido em enormes quantidades na indústria petroquímica, na fabricação de papel, corantes e baterias de automóveis.

• O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.

• É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.

• É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.

• O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.


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• O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.

• As chuvas ácidas em ambiente poluído com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.

2.1.4.2 Ácido fosfórico (H3PO4)

• Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.

• É usado como aditivo em alguns refrigerantes.

2.1.4.3 Ácido fluorídrico (HF)

• Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. Em virtude de propriedade de corrosão, o ácido fluorídrico é usado para gravar sobre vidro. Os vidros de automóveis têm uma numeração na parte inferior, esta é gravada com o auxílio desse ácido.

2.1.4.3 Ácido nítrico (HNO3)

• Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria.

• Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora). É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

• As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.

• O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.

2.1.4.4 Ácido clorídrico (HCl)

• O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.

• É encontrado no suco gástrico .

• É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.

• É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.

• É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais. 2.1.4.5 Ácido acético (CH3COOH)

• Ácido componente do vinagre, tempero indispensável na cozinha, usado no preparo de saladas e maioneses.


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2.1.4.6 Ácido carbônico (H2CO3)

• É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. As águas e refrigerantes gaseificados têm seu diferencial (mais refrescante) graças a este ácido. Ele é formado na reação do gás carbônico com a água:

CO2 + H2O → H2CO3

2.2 Bases ou hidróxidos São substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam exclusivamente os ânions OH- (hidroxila ou oxidrila). Os cátions, liberados também nesse processo, variam de uma base para outra. Dentre as principais bases, somente o hidroxido de amônio resulta de uma ionização. As demais, resultam da dissociação iônica dos respectivos hidróxidos, quando dissolvidos em água. 2.2.1 Propriedades funcionais

• Presença do ânion hidroxila (OH–). • Com exceção dos hidróxidos de alcalinos, todas as demais bases se decompõem

com o calor com relativa facilidade. • Apresentam sabor adstringente. • Mudam a cor dos indicadores: o papel tornassol vermelho fica azul e a solução

de fenolftaleína, quando incolor passa para vermelho. • Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. • Reagem com os ácidos, originando sais e água.

2.2.2 Classificação das bases 2.2.2.1 Quanto ao número de hidroxilas:

• Monobases – apresentam uma hidroxila como ânion. Exemplos: NaOH, NH4OH • Dibases – apresentam duas hidroxilas como ânion. Exemplos: Ca(OH)2,

Zn(OH)2, Ba(OH)2. • Tribases – apresentam três hidroxilas como ânion. Exemplos: Al(OH)3,

Ga(OH)3, Fe(OH)3.

2.2.2.2 Classificação das bases quanto ao grau de dissociação Quanto mais solúvel em água a base, mais forte ela será.

• Bases Fortes – são as bases do grupo 1A e 2A, pois apresentam uma alta solubilidade. Exemplos: LiOH, Ba(OH)2.

• Bases Fracas – são as bases formadas pelos demais elementos. Exemplos: Zn(OH)2, Fe(OH)3, AgOH.


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Exceções: NH4OH, que é uma base solúvel porém fraca e o MgOH2 que é uma base insolúvel e fraca. 2.2.2.3 Classificação das bases quanto à solubilidade em água

• Bases com Metais Alcalinos e NH4OH – são solúveis. Exemplos: LiOH, NaOH. • Bases com Metais Alcalinos Terrosos – são pouco solúveis. Exemplos: Ca(OH)2,

Ba(OH)2. • Bases de outros metais – são praticamente insolúveis.

Exceção: Mg(OH2) que é uma base insolúvel. 2.2.3 Nomenclatura das bases 2.2.3.1 Quando o cátion possui nox fixo

hidróxido de + cátion (nome do metal ou grupo ligado á hidroxila) Exemplo: KOH – hidróxido de potássio 2.2.3.2 Quando o cátion não apresenta nox fixo

hidróxido de + cátion + sufixo ou hidróxido + cátion + nox em algarismo romano

Exemplos: Fe(OH)2 - hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso - ferro (Fe) com NOx = +2. Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico - ferro (Fe) com NOx = +3;


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2.2.4 Bases mais comuns na química do cotidiano

2.2.4.1 Hidróxido de sódio – NaOH

• Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades; • Utilizada em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno; • É usada na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipos de palmeiras, etc.). • É usada em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. • Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise (decomposição por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl).

2.2.4.2 Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2

• Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada; • É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.

2.2.4.3 Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2

• É um sólido branco muito pouco solúvel em água; • Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão, que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia utilizado como laxante e antiácido.

2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) acidez estomacal antiácido


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2.2.4.4 Hidróxido de alumínio – Al(OH)3

• É um sólido gelatinoso insolúvel na água; • Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, como um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no processo denominado decantação;

Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2

• Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel, Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.

3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l) acidez estomacal antiácido

2.2.4.5 Hidróxido de amônio – NH4OH

• É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma solução conhecida comercialmente como amoníaco;

NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)

amônia amoníaco íon amônio íon hidróxido

• É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: Ajax, Fúria, Pato, Veja, etc. • É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como explosivos.

2.3 Sais São compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-. 2.3.1 Propriedades funcionais

• Possuem sabor azedo. • Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa ou quando fundidos. • Podem reagir com ácidos, bases, outros sais e metais. • Quase todos apresentam-se em estado sólido ou na forma de critais.

2.3.2 Classificação dos sais 2.3.2.1 De acordo com a presença de oxigênio

• Sais halóides - não possuem oxigênio. Exemplos: NaI, KBr • Oxissais - possuem oxigênio. Exemplos: CaCO3, MgSO4


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2.3.2.2 De acordo com natureza dos íons

• Sal normal – é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H+ nem OH- . Exemplo: NaCl

• Hidrogenossal ou sal ácido – é um sal que apresenta dois cátions, sendo um deles H+, e somente um ânion. Exemplo: NaHCO3

• Hidroxissal ou sal básico – é um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles OH-, e somente um cátion. Exemplo: CaOHCl

• Sal duplo ou sal misto – é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto H+) ou dois ânions diferentes (exceto OH-) e somente um cátion. Exemplos: CaClClO, NaLiSO4

• Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplo: CuSO4.5H2O

2.3.2.3 De acordo com a solubilidade A tabela a seguir indica a solubilidade dos sais em água (a 25 oC e 1 atm).

Tabela resumida de solubilidade dos sais em água

Compostos Regra Exceções

Ácidos Orgânicos Solúveis Permanganatos, Nitritos e Nitratos, Cloratos Solúveis

Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio

Percloratos Solúveis de potássio e mercúrio I Acetatos Solúveis de prata

Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio

Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e estrôncio

Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio I

Iodetos Solúveis mercúrio, bismuto e estanho IV

Sulfatos Solúveis de prata, chumbo, bário, e estrôncio

Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis de alcalinos, amônio,

cálcio, bário e estrôncio


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Boratos, Cianetos, Oxalatos, Carbonatos, Ferrocianetos, Ferricianetos, Silicatos, Arsenitos, Arseniatos, Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos e Sulfetos

Insolúveis de alcalinos e de amônio

Observações: 1- Quando se diz que um sal é insolúvel, na verdade se quer dizer que sua solubilidade em água é muito pequena, pois nenhuma substância é totalmente insolúvel. 2- Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH4

+) são solúveis. 3- Os sais insolúveis sofrem pequena dissociação iônica, por isso originam soluções com pequena quantidade de íons, sendo considerados maus eletrolíticos. 2.3.3 Nomenclatura 2.3.3.1 Sal Normal Obedece à expressão:

(nome do ânion) de (nome do cátion)

É obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos.

Sufixo do ácido Sufixo do ânion ídrico eto

ico ato oso ito

Exemplos:

Ácido de origem Ânion Cátion Sal

HCl - clorídrico Cl- - cloreto Na+ NaCl – cloreto de sódio

H2SO4 - sulfúrico SO42- - sulfato Ca2+ CaSO4

–

sulfato de

cálcio HNO2 - nitroso NO- - nitrito Al3+ Al(NO2)3

– nitrito de

alumínio

2.3.3.2 Nomenclatura do Hidrogeno-sal ou sal ácido

Exemplo: Na+H+CO32- - NaHCO3

Carbonato(mono)ácido de sódio (mono)hidrogeno carbonato de sódio Bicarbonato de sódio


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2.3.3.3 Nomenclatura do Hidróxi-sal ou sal básico

Exemplo: Ca2+(OH)-Cl- - Ca(OH)Cl

cloreto(mono) básico de cálcio (mono)hidróxi cloreto de cálcio

2.3.3.4 Nomenclatura do Sal duplo ou misto com dois cátions

nome do ânion de nome dos cátions

Exemplo: Na+Li+SO4

2- - NaLiSO4 – Sulfato de sódio e lítio 2.3.3.5 Nomenclatura do Sal duplo com dois ânions

nome dos ânions de nome do cátion

Exemplo: Ca2+Cl-ClO- - CaClClO – Hipoclorito cloreto de cálcio 2.3.4 Sais mais comuns na química do cotidiano 2.3.4.1 Cloreto de sódio (NaCl)

• Alimentação • Conservação da carne, do pescado e de peles. • Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C. • Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de

NaCl), no combate à desidratação.

2.3.4.2 Nitrato de sódio (NaNO3)

• Fertilizante na agricultura. • Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).

2.3.4.3 Carbonato de sódio (Na2CO3)

• Fabrição do vidro comum (maior aplicação • Fabricação de sabões. 2.3.4.4 Bicarbonato de sódio (NaHCO3)

• Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. • Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é

devido à liberação do CO2 do NaHCO3. • Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO3

(s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).


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2.3.4.5 Fluoreto de sódio (NaF)

• É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.

2.3.4.6 Carbonato de cálcio (CaCO3)

• É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. • Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada

(Ca(OH)2): • Fabricação do vidro comum. • Fabricação do cimento Portland • Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.

2.3.4.7 Sulfato de cálcio (CaSO4)

• Fabricação de giz escolar. • O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia 2.4 Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral: Ex+

2 O2-X

Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 2.4.1 Classificação dos óxidos • Óxidos Básicos • Óxidos Ácidos • Óxidos Anfóteros • Óxidos Neutros • Óxidos Duplos • Peróxidos • Superóxidos

2.4.1.1 Óxidos Básicos • São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e reagem com água formando bases e com ácidos formando sal e água. São formados por metais alcalinos, alcalinos-terrosos e pelos demais metais com Nox baixo.

Óxido básico + H2O → base

Exemplo: CaO + H2O → Ca(OH)2

Óxido básico + ácido → sal + H2O

Exemplo: MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O


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2.4.1.2 Óxidos Ácidos (anidridos) • São formados por ametais e reagem com água formando ácidos e com bases

formando sal e água. São formados por não-metais e por certos metais com Nox elevado.

Óxido ácido + H2O → ácido

Exemplo: N2O5 + H2O → 2HNO3 “chuva ácida” SO3 + H2O → H2SO4

Óxido ácido + base → sal + H2O

Exemplo: CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 2.4.1.3 Óxidos Anfóteros • São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases

formando sal e água.

Óxido anfótero + ácido/base → sal + água

Exemplos: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

• Alguns óxidos anfóteros: Al2O3 , ZnO , PbO, SnO, SnO2, As2O3, As2O5

2.4.1.4 Óxidos Indiferentes (neutros) • São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com oxigênio.

CO + H2O → Não ocorre reação NO + HCl → Não ocorre reação

• Óxido Neutro + O2 → Oxidação

CO + ½O2 → CO2

• Alguns óxidos neutros: CO, NO, N2O

2.4.1.5 Óxidos Duplos, Salinos ou Mistos • São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros óxidos.

M 3O4

Fe, Pb, Mn


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FeO + Fe2O3 → Fe3O4

• Exemplos de óxidos duplos: Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4

2.4.1.6 Peróxidos • São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem

oxigênio com Nox = -1. M2O2 - MO2

M. Alcalinos M. Alc. Terrosos

• Exemplos: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2 2.4.1.7 Superóxidos • São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem

oxigênio com Nox = - ½.

M2O4 - MO4 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos

• Exemplos: Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4

2.4.2 Nomenclatura dos Óxidos 2.4.2.1 - Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento Exemplos: CO monóxido de monocarbono

N2O5 pentóxido de dinitrogênio Nox fixo (g1e g2) - óxido de elemento

2.4.2.2 Para metais: ΔNox - óxido de elemento+valência Exemplos:

• Na2O – óxido de sódio • Al2O3 – óxido de alumínio • FeO – óxido de ferro II (óxido ferroso) • Fe2O3 – óxido de ferro III (óxido férrico)

2.4.3 Óxidos mais comuns na química do cotidiano 2.4.3.1 Dióxido de carbono (CO2) • É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem

comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. • É o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. • O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.


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• Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

2.4.3.2 Monóxido de Carbono (CO) • É um incolor extremamente tóxico. É um sério poluente do ar atmosférico. • Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina,

óleo, diesel, etc. • A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis,

caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado: álcool < gasolina < óleo diesel.

• A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

2.4.3. 3 Dióxido de Enxofre (SO2) • É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. • O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde

há fábricas de H2SO4. • A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm

compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

• O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

• O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação.

2.4.3.4 Dióxido de nitrogênio (NO2) • Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura

muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

• O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente atmosférico.

• Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.

2.4.3.5 Óxido de cálcio (CaO) • É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido

industrialmente por pirólise de calcário. • Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. • Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das

paredes. Pintura a cal (caiação). • Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.


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Exercícios

1. Classifique os ácidos abaixo quanto à presença de oxigênio na sua composição, ao número de hidrogênios ionizáveis, à volatilidade, ao grau de ionização e dê a nomenclatura:

a) HNO3 b) HCl c) H2SO4 d) HCNO e) H3PO4 f) H3PO2 g) HF h) H4P2O7 h) HI

2. Ordene os oxiácidos a seguir em ordem crescente de força ácida: H2SO3, H3BO3, HClO3 e HMnO4.

3. Aos frascos A, B e C, contendo soluções aquosas incolores de substâncias diferentes,

foram adicionadas gotas de fenolftaleína. Observou-se que só o frasco A passou a apresentar coloração rósea. Identifique a alternativa que indica substâncias que podem estar presentes em B e C.

a) NaOH e NaCl b) H2SO4 e HCl c) NaOH e Ca(OH)2 d) H2SO4 e NaOH e) NaCl e Mg(OH)2

4. Dê os nomes dos ácidos oxigenados a seguir: HNO2 (aq), HClO3 (aq), H2SO3 (aq), H3PO4 (aq).

5. De uma certa substância, faz-se às afirmações a seguir: I. Reage com ácido, dando sal e água.

II. Em presença de água, sofre dissociação iônica parcial. III. Em solução aquosa, torna a fenolftaleína vermelha.

A substância que se enquadra nas propriedades dadas é: a) BaSO4 b) CH4

c) Mg(OH)2 d) SO3 e) HCl

6. Classifique as bases a seguir quanto ao número de hidroxilas, ao grau de dissociação, à solubilidade em água e dê suas nomenclaturas: a) KOH b) Mg(OH)2 c) NaOH; d) Al(OH)3 e) Fe(OH)2 f) LiOH g)NH4OH 7. Na natureza não são encontradas jazidas de ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorídrico, soda cáustica, cal extinta etc. Todos são fabricados industrialmente. As fórmulas das substâncias mencionadas no texto são, respectivamente: a) H2SO3, HNO3, HClO2, Ca(OH)2, CaO

b) H2SO4, HNO2, HclO4, NaOH, Ca(OH)2 c) H2SO4, HNO2, HCl, Ca(OH)2, CaO d) H2SO3, HNO2, HClO4, NaOH, CaO e) H2SO4, HNO3, HCl, NaOH, Ca(OH)2

8. A dissolução de certa substância em água é representada pela equação: M(OH)3(s) + n H2O(l) → M3+

(aq) + 3 OH-(aq)

Que pode representar a dissolução de: a) Amônia b) Hidróxido de cálcio

c) Hidróxido de sódio d) Hidróxido de alumínio e) Brometo de hidrogênio

9. Sobre a reação equacionada abaixo, assinale a alternativa incorreta: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O a) Ocorre neutralização das propriedades do ácido e da base

b) Há a formação de um sal neutro


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c) É chamada reação de ionização d) Um dos reagentes é o hidróxido de sódio e) A soma dos coeficientes do balanceamento nesta equação é igual a 6

10. Ao participar de uma festa, você pode comer e beber em demasia, apresentando sinais de má digestão ou azia. Para combater a acidez, ocasionada pelo excesso de ácido clorídrico no estômago, seria bom ingerir uma colher de leite de magnésia, que irá reagir com esse ácido. A equação que representa a reação é: a) Mg(OH)2 + 2 HClO → Mg(ClO)2 + 2 H2O

b) Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O c) Mg(OH)2 + 2 HClO3 → Mg(ClO3)2 + 2 H2O d) Mn(OH)2 + 2 HClO2 → Mn(ClO2)2 + 2 H2O e) Mn(OH)2 + 2 HCl → MnCl2 + 2 H2O

12. Um caminhão transportando ácido sulfúrico capotou, derramando o ácido na estrada. O ácido foi totalmente neutralizado por uma solução aquosa de hidróxido de sódio. Essa neutralização pode ser corretamente representada pelas equações abaixo:

H2SO4 + 2 NaOH → X + 2 H2O H2SO4 + NaOH →Y + H2O As substâncias X e Y são, respectivamente: a) Na2SO4 e NaHSO4 b) NaHSO4 e Na2SO4

c) Na2SO3 e Na2SO4 d) Na2SO4 e NaHSO3 e) NaHSO3 e Na2SO4

13. Os nomes dos compostos NaHSO3 e Fe3(PO4)2 são, respectivamente: 14. Um elemento metálico M forma um sulfato de fórmula MSO4. A fórmula de seu

fosfato será: a) M3(PO4)2 b) M2PO4.

c) M2(PO4)3 d) MPO4. e) M(PO4)2

15. As indústrias de produção de vidro utilizam a areia como principal fonte de sílica (SiO2) para conferir o estado vítreo. Utilizam, ainda, com a finalidade de reduzir a temperatura de fusão da sílica, os fundentes Na2O, K2O e Li2O. a escolha dos óxidos de sódio, potássio e lítio para reagir com a sílica e dar origem a um produto vítreo de menor ponto de fusão deve-se ao fato de esses óxidos manifestarem caráter:

a) Básico b) Neutro c) Ácido d) Misto e) Anfótero 16. Anidrido sulfúrico é a denominação do óxido de enxofre, que, ao reagir com água, forma o ácido sulfúrico, sendo assim um dos causadores das chuvas ácidas. Qual deve ser a fórmula molecular desse óxido? a) SO2 b) SO3 c) S2O3 d) SO4 e) S2O4 17. As nuvens vulcânicas são constituídas pelos gases sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido de carbono e dióxido de enxofre. O item que contém corretamente as fórmulas dos gases citados acima é: a) H2SO4, CO, CO2 e SO3

b) CaO, H2SO3, CO2 e H2SO4 c) CO, CO2, SO3 e H2SO4 d) CO, H2S, SO2 e CO2 e) H2S, CO, CO2 e SO3


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INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA

Na próxima aula, vamos começar a discutir a estrutura íntima da matéria. Você vai aprender a caracterizar as partículas formadoras dos átomos, dos quais toda a matéria é formada.

tópico 2 funcoes inorganicas

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