Química. Funções químicas. Prof. Geraldo Lopes Crossetti. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 12/04/2017. Page 1

Transcrição

1 Química Funções químicas Prof. Geraldo Lopes Crossetti Page 1

2 Funções químicas Definição: substâncias com propriedades químicas semelhantes. Classificação geral funções inorgânicas funções orgânicas Page 2

3 Funções inorgânicas Ácidos Bases Óxidos Sais Hidretos Page 3

4 Ácidos, bases e óxidos - Arrhenius Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H + (H 3 O + ). aq Ex.: HCl H + + Cl - Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH -. aq Ex.: NaOH Na + + OH - Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Ex.: Fe 2 O 3, SO 3, Na 2 O, N 2 O, etc. Page 4

5 Hidretos: compostos binários de hidrogênio. Ex.: HCl, NaH, NH 3, etc. Hidretos e sais Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando um cátion diferente do H + e um ânion diferente do OH -. Ex.: NaCl, K 2 Cr 2 O 7, NaH 2 PO 4, etc. Page 5

6 Limitações do Conceito de Arrhenius Restrito a soluções aquosas. Outros solventes também ionizam ácidos e dissociam bases. Incapaz de prever o caráter de ácidos não hidrogenados ou bases sem hidroxilas. Page 6

7 Brønsted-Lowry Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são espécies receptoras de prótons. Ex.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Próton = H + Obs. Na reação direta da equação o H + é transferido do HCl para a água e na reação inversa o H + é transferido do H 3 O + para o íon Cl -. Reação geral: Ácido 1 + Base 1 Ácido 2 + Base 2 pares conjugados Page 7

8 Lewis Ácidos são espécies capazes de receber um par de elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron. Ex.: BF 3 + NH 3 F 3 B-NH 3 F H F H F B + N H F B N H F H F H Page 8

9 Número de oxidação - Nox indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para adquirir estabilidade química. carga que um átomo assume quando a ligação que o une a um outro é quebrada e os elétrons ficam com o átomo mais eletronegativo. Quando o átomo ou o íon perde elétrons, seu Nox aumenta, quando ganha elétrons, seu Nox diminui. Page 9

10 Número de oxidação - Nox A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula neutra é sempre igual a zero. Substâncias simples apresentam Nox igual a 0; Íons simples apresentam Nox igual a sua carga; A soma dos Nox de um íon composto ou complexo é igual a sua carga. Page 10

11 Nomenclatura Page 11

12 Óxidos: Nomenclatura Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido do nome do elemento. Ex.: Na 2 O óxido de sódio / ZnO óxido de zinco. Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lê-se óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em algarismo romano. Ex.: FeO óxido de ferro II. Au 2 O 3 óxido de ouro III. SO 2 óxido de enxofre IV. Page 12

13 Óxidos: Nomenclatura A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o número de átomos de cada elemento: Ex.: Cl 2 O 5 pentóxido de dicloro. Nox dos principais metais: Fe, Co e Ni: + 2 e +3 Hg e Cu: +1 e +2 Pb e Pt: +2 e +4 Au: +1 e +3 Page 13

14 Óxidos: Nomenclatura Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham terminações em função do Nox, vide tabela. Terminação Nox Per ico + 7 ico (+3 + 4) +5 e +6 oso +3 e +4 Hipo oso +1 e +2 (+3) ico apenas para o boro - B (+4) ico apenas para o carbono - C Ex.: SO 3 anidrido sulfúrico / CO 2 anidrido carbônico Cl 2 O anidrido hipocloroso / Cl 2 O 5 anidrido clórico Mn 2 O 7 anidrido permangânico, etc. Page 14

15 Óxidos: Classificação Geral Óxidos básicos fortes: alcalinos e alcalinos terrosos. Exceção: BeO (anfótero) Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2 Óxidos ácidos: Nox > +4 Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4 Exceções: ZnO e PbO (anfóteros) Óxidos ácidos: ametais Óxidos neutros: CO, N 2 O e NO (exceções) Água Óxidos básicos fortes Óxidos básicos fracos, ácidos ou anfóteros Óxidos ácidos ou neutros Não formam óxidos Page 15

16 Óxidos: Classificação Química Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água formando uma base ou com ácido formando sal e água. Reações: 1) Na 2 O + H 2 O 2NaOH 2) FeO + 2HCl FeCl 2 + H 2 O Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1. Reações: 1) CaO 2 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 O 2 2) CaO 2 + 2HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O 2 Page 16

17 Óxidos: Classificação Química Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1/2. Reações: 1) CaO 4 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 O 2 + O 2 2) CaO 2 + 2HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O 2 + O 2 Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água formando um ácido. Reações: 1) SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 2) Mn 2 O 7 + 2NaOH 2NaMnO 4 + H 2 O 3) SO 3 + MgO MgSO 4 4) 2NO 2 + H 2 O HNO 2 + HNO 3 Page 17

18 Óxidos: Classificação Química Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico. Reações: 1) ZnO + 2HCl ZnCl 2 + H 2 O 2) ZnO + NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 O Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem com água nem com ácido ou base: CO, NO e N 2 O. Page 18

19 Óxidos: Classificação Química Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral Me 3 O 4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento. Exemplo: Fe 2 O 3 + FeO = Fe 3 O 4 / PbO 2 + 2PbO = Pb 3 O 4 Reações: 1) Fe 3 O 4 + 8HCl 2FeCl 3 + FeCl 2 + 4H 2 O Fe 2 O 3 + 6HCl 2FeCl 3 + 3H 2 O FeO + 2HCl FeCl 2 + H 2 O Page 19

20 Óxidos: Regras de Classificação Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal, ametal / semimetal. Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos neutros (NO, N 2 O e CO). O N 2 O é o gás hilariante. Metal com Nox = +1 e +2 óxido básico, exceção para o BeO, PbO e ZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O = -1 e superóxidos Nox do O = - ½. Metal com Nox > +4 óxido ácido. Metal com Nox = +3 e +4 óxido anfótero Page 20

21 Bases: Nomenclatura Bases de metais com Nox fixo: lê-se hidróxido seguido do nome do metal. Ex.: NaOH hidróxido de sódio Bases de metais com dois ou mais Nox: lê-se hidróxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. Ex.: Fe(OH) 2 hidróxido de ferro II. Observação: Hidróxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso no cátion de menor Nox e ico no cátion de maior Nox. Ex.: Fe(OH) 3 hidróxido férrico. Page 21

22 Ácidos: Nomenclatura Ácidos não oxigenados ou hidrácidos: lê-se ácido seguido do nome do elemento com a terminação ídrico. Ex.: HCl ácido clorídrico. H 2 S ácido sulfídrico. HCN ácido cianídrico (caso especial). Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o nome do anidrido que lhe deu origem. Ex.: H 2 SO 4 ácido sulfúrico (origem SO 3 Nox do S = +6). HClO 4 ácido perclórico (origem Cl 2 O 5 Nox do Cl = +7) Page 22

23 Ácidos: Classificação Quanto ao grau de dissociação ( α) Ácido fraco: α < 0,05 ( 5%) Ácido médio: 0,05 α 0,5 (5-50 %) Ácido forte: α > 0,5 (50%) Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel e o número de O da molécula: H x E z O y (y - x) / z > 1 - forte (y - x) / z = 1 - médio (y - x) / z < 1 - fraco Exceção: H 2 CO 3 - fraco ( = 0,18%) Page 23

24 Bases: reações Reações com óxidos ácidos: 2NaOH + 2NO 2 NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O Reações de neutralização: NaOH + HCl NaCl + H 2 O Reações com sais: 2NaOH + CuCl 2 Cu(OH) 2 + 2NaCl NaOH + NH 4 Cl 2 2NaCl + NH 3 + H 2 O Obs. Na primeira reação há a precipitação do Cu(OH) 2, na segunda liberação do gás NH 3. Page 24

25 Ácidos: Reações Reações com metais: depende da reatividade, metais nobres não deslocam o Hidrogênio (Cu, Hg, Ag, Pt e Au) HCl + Cu não reage (metal nobre) HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 Reações especiais: Cu + H 2 SO 4 CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O + 2NO 2 Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO Estas reações acontecem também com Ag e Hg / Au só reage com água régia, HCl + HNO 3, / Pt não reage. Page 25

26 Ácidos: Reações Desidratação dos oxiácidos: H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O Reações de neutralização: HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O Page 26

27 Hidretos: Nomenclatura Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido do nome do metal. Ex.: CaH 2 hidreto de cálcio. Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. Ex.: CuH 2 hidreto de cobre II. Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso no cátion de menor Nox e ico no cátion de maior Nox. (em desuso) Ex.: NiH 2 hidreto niqueloso. Page 27

28 Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio 1 Ex.: NaH, CaH 2 Hidretos: Classificação Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1 Ex.: BeH 2, NH 3 Page 28

29 Sais: Nomenclatura x Classificação Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base dando origem a diversos tipos de sais: Reação dos hidrácidos com monobases: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Nomenclatura: ídrico eto cloreto de sódio (normal - halóide) Page 29

30 Sais: Nomenclatura x Classificação Reação dos oxiácidos com monobases: H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O Nomenclatura: ico ato sulfato de sódio (normal oxi-sal) H 2 SO 3 + 2NaOH Na 2 SO 3 + 2H 2 O Nomenclatura: oso ito sulfito de sódio (normal oxi-sal) H 2 SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2 O Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bissulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal oxisal) Page 30

31 Sais: Nomenclatura x Classificação Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases: HCl + Ca(OH) 2 CaOHCl + H 2 O Nomenclatura: hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio (hidroxi sal ou sal básico) Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que lhe deram origem e não da presença do H + e OH - no sal. CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4.5H 2 O Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado). Page 31

32 Sais: Fórmula x Nomenclatura A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue a mesma sequência da obtenção da fórmula dos ácidos: Ex. 1: Sulfato de ferro II ato Nox do enxofre = 6+ SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 FeSO 4 Ex. 2: Hipoclorito de sódio ito Nox do cloro = 1+ Cl 2 O Cl 2 O + H 2 O 2HClO NaClO Obs. A carga do ânion corresponde ao n de H ionizável do ácido. Page 32

33 Sais: Solubilidade É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou pouco solúvel em água, experimentalmente temos: Sais Regra geral Exceções 1A e NH 4 + Solúveis KClO 4 e NH 4 ClO 4 Acetatos (CH 3 COO - ) Solúveis Nitratos (NO 3- ) e (NO 2- ) Solúveis Sulfatos (SO 4 2- ) Solúveis Sr, Ba, Ca, e Pb Halogenetos (Cl -, Br - e I - ) Solúveis Ag, Pb e Hg Sulfetos (S - ) Insolúveis 1A, 2A e NH 4 + Demais sais Insolúveis 1A e NH 4 + Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os demais são brancos Page 33

34 Sais: Reações Sal + metal depende da ordem de reatividade dos metais envolvidos na reação. Ex.: CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu Sal + ácido ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um ácido mais fraco: Fe(CN) 2 + 2HNO 3 Fe(NO 3 ) 2 + 2HCN 2) Formação de um ácido volátil: 2NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2HCl 3) Formação de um sal insolúvel: BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl Page 34

35 Sais: Reações Sal + base ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um sal ou base insolúvel: 2NaOH + CuSO 4 Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 2) Formação de uma base mais fraca: 2NaOH + Ca(NO 3 ) 2 2NaNO 3 + Ca(OH) 2 3) Formação de uma base volátil: NaOH + NH 4 Cl NaCl + NH 4 OH (NH 3 + H 2 O) Sal 1 + Sal 2 ocorrem quando acontece a formação de um sal insolúvel: KCl + AgNO 3 AgCl + KNO 3 Page 35

36 Funções orgânicas Funções Orgânicas Hidrocarbonetos contendo Oxigênio contendo Nitrogênio contendo Enxofre Page 36

37 Hidrocarbonetos Alcanos Page 37

38 Funções orgânicas Page 38

39 Funções orgânicas Page 39

40 Hidrocarbonetos Page 40

41 Exercícios de fixação Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: 1. MgO 2. Ca(OH) 2 3. NaH 4. Fe(OH) 3 5. Óxido de alumínio 6. Óxido de ferro III 7. Hidreto de lítio 8. Hidróxido de zinco Page 41

42 Exercícios de fixação Dê o nome para os seguintes compostos: 1. HF 2. H 2 SO 3 3. H 2 S 4. HNO 3 5. H 2 Cr 2 O 7 6. H 3 PO 4 7. HCN Page 42

43 Exercícios de fixação Dê a fórmula para os seguintes compostos: 1. Ácido bromídrico 2. Ácido carbônico 3. Ácido permangânico 4. Ácido hiposulfuroso 5. Ácido brômico 6. Ácido cloroso 7. Ácido pirofosfórico Page 43

44 Exercícios de fixação Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: 1. KF 2. Na 2 SO 3 3. ZnS 4. NaNO 3 5. Brometo de lítio 6. Permanganato de cálcio 7. Hiposulfito de sódio 8. Perclorato de bário Page 44

45 Exercícios de fixação A única alternativa incorreta é: a) Fe 3 O 4 é um óxido salino. b) N 2 O é um óxido neutro. c) CaO é um óxido anfótero. d) Cl 2 O 7 é um óxido ácido. e) H 2 O 2 é um peróxido Page 45

46 Exercícios de fixação Com relação às bases é incorreto afirmar: a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH) x, onde M é um metal ou íon NH 4+. b) As dibases têm fórmula geral M(OH) 2. c) As bases alcalinas são fortes. d) O NH 4 OH é praticamente insolúvel em água. e) Todas as bases de metais de transição pode ser classificada em fraca e insolúvel. Page 46

47 Exercícios de fixação (FUC-MT) No equilíbrio HCl + NH 3 NH 4+ + Cl -, podemos afirmar que de acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry: a) NH 4+ atua como base. b) NH 3 atua como base. c) HCl atua como base. d) Cl - atua como ácido. e) NH 3 atua como ácido. Page 47

48 Exercícios de fixação Julgue as proposições: ( ) Na reação HCl + NH 3 NH 4+ + Cl -, o HCl funciona como ácido segundo Arrhenius. ( ) Na reação HCl + HF H 2 F + + Cl -, os pares conjugados são: HCl/Cl - e HF/ H 2 F +. ( )Na reação Co NH 3 [Co(NH 3 ) 6 ] +3 o cátion cobalto (Co +3 ) funciona como ácido de Lewis. ( ) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry. ( ) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis. Page 48