Funções Inorgânicas: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos ph e poh

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1 Funções Inorgânicas:, Bases, Sais e Óxidos ph e poh Química Prof. Renan Campos. Funções químicas Função química um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. Estas são classificadas em quatro funções: Bases Sais Óxidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H 3 O + ou H + ). Ionização de um Ácido HCl + H 2 O H + + Cl - H 2 SO 4 + 2H 2 O 2H + + SO 2-4 Classificação dos Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl,, H 2 S, HBr) Oxiácidos (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HClO 4 ) Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl( HCl, HBr,, HF) Ternário (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HCN) Quaternário (H 4 [Fe(CN) 6 ]) Classificação dos Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl( HCl,, HI, H 3 PO 2 ) Diácidos (H 2 SO 4, H 2 S, H 3 PO 3 ) Triácidos (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 3 BO 2 ) Tetrácidos (H 4 P 2 O 7 ) 1

2 Grau de Ionização (α)( Nº de Mol Ionizados α = Nº Inicial de Mols Corresponde ao número de moléculas ionizadas do ácido Quanto ao Grau de Ionização (α)( fracos: 0< α < 5% moderados: 5% α 50% fortes : 50% < α < 100% HCl α = 92% (a cada 100 moléculas, 92 estarão ionizadas). HF α = 8% (a cada 100 moléculas, 8 estarão ionizadas). Quanto ao Grau de Ionização (α)( Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr,, HI Moderado: HF *Os demais são fracos!!! Oxiácidos: H x EO y y-x 0 fraco Ex.: HClO 1 moderado Ex.: H 3 PO 4 2 forte Ex.: H 2 SO 4 Nomenclatura Oficial Hidrácidos Seguem a seguinte regra: + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: Per...ico +7 +6,+5...ico Ácido + Radical do Elemento +4,+3...oso hipo...oso H 2 S H 2 SO H 2 SO 4 Ácido sulfídrico Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico *Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim sulfur. Características gerais dos ácidos Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água; 2

3 Bases Bases Bases de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo ânion o Hidróxido (OH - ). Dissociação de uma Base NaOH + H 2 O Na + + OH - Mg(OH) 2 + 2H 2 O Mg OH - Classificação das Bases De acordo com o número de hidroxilas as bases podem ser: monobases: NaOH, KOH, AgOH dibases: Ca(OH) 2, Mg(OH) 2, Zn(OH) 2 tribases: Al(OH) 3, Fe(OH) 3, Ni(OH) 3 Classificação das Bases De acordo com a força podem ser: Bases Fortes α próximo de 100%. metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A) NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, etc. Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2 Bases Fracas α<5% bases dos demais metais e o NH 4 OH Mg(OH) 2, Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Fe(OH) 3, etc. Nomenclatura das Bases Hidróxido de + Nome do elemento NaOH: hidróxido de sódio Ca(OH) 2 : hidróxido de cálcio KOH: hidróxido de potássio Al(OH) 3 :hidróxido de alumínio. Metais que formam mais de uma base Hidróxido de + Nome do elemento + Nox Fe(OH) 2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso. Fe(OH) 3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico Pb(OH) 2 hidróxido de chumbo II ou hidróxido plumboso. Pb(OH) 4 hidróxido de chumbo IV ou hidróxido plúmbico. Outros metais formadores de mais de uma base: Cu + e Cu 2+, Au + e Au 3+ etc. 3

4 Propriedades das Bases Sabor cáustico ou adstringente (prende a língua). Condutibilidade elétrica: conduzem a corrente elétrica em solução aquosa e, sendo iônicos, conduzem a corrente elétrica também quando fundidos. Indicadores: Fica vermelha ou rósea na presença de fenolftaleína, amarela na presença de alaranjado de metila e colore de azul o papel de tornassol. Sais Sais Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion de H + e um ânion de OH -. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Ácido + Base Sal + Água Salificação Nomenclatura Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido ídrico ico oso Sufixo do ânion eto ato ito HCl HCl + NaOH NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO H 2 O Neutralização Sulfato de cálcio (gesso) Sais neutros ou normais São obtidos por neutralização total: H 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO H 2 O 2 NaOH + H 2 SO 4 NaSO 4 + 2H 2 O Classificação Quanto à Presença de Oxigênio - Oxissais : CaSO 4, CaCO 3, KNO 3 - Halóides: NaCl, CaCl 2, KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: NaCl, KBr, CaCl 2 - Ternários: CaSO 4, Al 2 (SO 4 ) 3 - Quaternários: NaCNO, Na 4 Fe(CN) 6 4

5 Classificação Quanto à Presença de Água - Hidratados: CuSO 4.5 H 2 O; CaSO 4.2 H 2 O - Anidro: KCl; NaCl; ; CaSO 4 Quanto à Natureza Óxidos - Neutros ou normais: NaBr; ; CaCO 3 - ou Hidrogenossais: : NaHCO 3 ; CaHPO 4 - Básicos ou Hidroxissais: : Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: NaKSO 4 ; CaClBr Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: CO 2, H 2 O, Mn 2 O 7, Fe 2 O 3 E x+ O 2- Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO -monóxido de monocarbono N 2 O 5 -pentóxido de dinitrogênio P 2 O 3 -trióxido de difosforo H 2 O -monóxido de dihidrogênio Para metais: Nox fixo(1a e 2A)- óxido de elemento Nox - óxido de elemento+valência Na 2 O -óxido de sódio Al 2 O 3 -óxido de alumínio FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe 2 O 3 -óxido de ferro III (óxido férrico) ph ph e poh Medida utilizada para determinar se uma determinada solução encontra-se ácida, básica ou neutra. É calculada aplicando colog na concentração de íons H + da solução em questão: ph = -log[h + ] ou ph = -log[h 3 O + ] 5

6 poh Medida também utilizada para determinar se uma determinada solução encontra-se ácida, básica ou neutra. É calculada aplicando colog na concentração de íons OH - da solução em questão: ph = -log[oh - ] ph e poh Na temperatura de 25 o C pode-se relacionar ph com poh com a seguinte equação: ph + poh = 14 Caso o grau de ionização do ácido ou da base for utilizado, antes de se determinar o ph ou o poh com o (-log) deve-se aplicar a fórmula que relaciona concentração e grau de ionização: [H + ] = αμ ou [OH - ] = αμ Escalas de ph e poh ph Básica 7 Ácida poh Ácida Neutra Básica Teoria ácido-base de Bronsted-Lowry A teoria de Bronsted-Lowry é mais abrangente que aquela proposta por Arrhenius. De acordo com Bronsted-Lowry: Ácido espécie que doa H + Base espécie que recebe H + INDEPENDENTEMENTE DO SOLVENTE! 6