Funções Inorgânicas. Funções Inorgânicas. Ácidos. Teoria da dissociação iônica de Arrhenius 10/11/17. Prof. Mayanderson

Transcrição

1 Funções Inorgânicas n Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais. Funções Inorgânicas Prof. Mayanderson n Ácidos; n Bases; n Sais; n Óxidos. Teoria da dissociação iônica de Arrhenius n As substâncias iônicas (como o NaCl.) conduzem a corrente elétrica tanto em solução como quando fundidas, pois a água ou a fusão apenas separam e libertam os íons já existentes. n As substâncias moleculares, por sua vez, podem ser ionizáveis (como o HCl) ou não (como o açúcar); no entanto as primeiras somente se ionizam com o auxílio da água ou de outro solvente que venha a quebrar suas moléculas (solvente ionizante). Ácidos n Definição de ácido de Arrhenius: Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H + ). Atualmente, sabe-se que a definição de Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução aquosa, o cátion H + se une a uma molécula de água formando o íon H 3 O +, chamado hidrônio,hidroxônio ou água protanada. 1

2 Classificações dos ácidos n De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H + (HCl, HNO 3 etc.). Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H + (H 2 SO 4, H 2 CO 3 etc.). Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H + (H 3 PO 4 / H 3 BO 3 etc.). Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H + (H 4 P 2 O 7, H 4 SiO 4 etc.). Os ácidos com 2 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos. Classificação dos ácidos n De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula: Hidrácidos: não contêm oxigênio (HCl, HBr, H 2 S etc.). Oxiácidos: contêm oxigênio (HNO 3, H 2 SO 4 / H 3 PO 4 etc.). n De acordo com o grau de ionização: Ácidos fortes: quando α > 50%. Exemplos: HCl. (α = 92%), H 2 SO 4 (α = 61 %) Ácidos moderados ou semifortes: quando 5 < α < 50%. Exemplos: HF (α = 8%), H 3 PO 4 (α = 27%) Ácidos fracos: quando α < 5%. Exemplos: HCN (α = 0,008%), H 2 CO 3 (α = 0,18%) Estrutura dos ácidos Nomenclatura dos ácidos n Nas fórmulas estruturais dos ácidos oxigenados, devemos assinalar que os hidrogênios ionizáveis sempre se ligam ao átomo central por intermédio de um átomo de oxigênio; 2

3 Nomenclatura dos ácidos Prefixos de hidratação n Além dos prefixos per e hipo, são usados outros, como no caso de oxiácidos do fósforo: n H 3 PO 4 ácido ortofosfórico n H 4 P 2 O 7 ácido pirofosfórico n HPO 3 ácido metafosfórico n Nos três casos, o fósforo tem o mesmo número de oxidação (+5); a diferença está no grau de hidratação. Bases ou Hidróxidos n Definição de base de Arrhenius: Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iônica, liberam, como íon negativo, apenas o ânion hidróxido (OH - ), também chamado de oxidrila ou hidroxila. De modo geral, as bases são formadas por um metal, que constitui o radical positivo, ligado invariavelmente ao OH -. A única base não-metálica importante é o hidróxido de amónio, NH 4 OH. Classificações das bases n De acordo com o número de hidroxilas (OH - ) Monobases: possuem apenas uma hidroxila (OH - ) Exemplos: NaOH, NH 4 OH Dibases: possuem duas (OH - ) Exemplos: Ca(OH) 2, Fe(OH) 2. Tribases: possuem três (OH - ) Exemplos: Al(OH) 3, Fe(OH) 3 Tetrabases: possuem quatro (OH - ) Exemplos: Sn(OH) 4, Pb(OH) 4 3

4 10/11/17 Classificações das bases n Nomenclatura das bases De acordo com o grau de ionização: Bases fortes: são aquelas cujo grau de ionização é praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais alcalinoterrosos, como Ca(OH)2, Ba(OH)2, que já são iônicos por natureza. Bases fracas: cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de amônio (NH4OH) e dos hidróxidos dos metais em geral (excluídos os metais alcalinos e alcalino-terrosos), que são moleculares por sua própria natureza. A medida do caráter àcido ou básico A medida do caráter àcido ou básico 4

5 10/11/17 Indicadores Sais Definição Prática: Sais são compostos formados juntamente com a água na reação de um ácido com uma base de Arrhenius. n Definição Teórica: Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. n Reação de neutralização total Sais normais Nomenclatura dos sais normais Para obter o nome de um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido correspondente, de acordo com a regra: 5

6 Solubilidade dos sais normais Outros tipos de sais n Sais ácidos ou hidrogeno-sais: São sais que apresentam hidrogênios ionizáveis em suas estruturas. Exemplo: NaHCO 3 ; CaHPO 4 n Sais básicos ou hidróxi-sais São sais que apresentam hidroxilas em suas estruturas. Exemplo: Al(OH) 2 Cl Outros tipos de sais n Sais duplos ou mistos: São sais derivados de dois ácidos (ou duas bases) diferentes. Exemplo: KNaSO 4 sulfato duplo de sódio e potássio CaCIBr cloreto-brometo de cálcio n Sais hidratados ou hidratos: São sais que cristalizam com uma ou mais moléculas de água. Exemplo:CuSO 4 5 H 2 O sulfato cúprico penta-hidratado A água presente em sais desse tipo é chamada de água de cristalização ou água de hidratação. Outros tipos de sais n Sais complexos: São sais formados por íons complexos, que são íons formados pela reunião de outros íons ou moléculas mais simples e que são indicados, em geral, entre colchetes. Exemplo: K 4 [Fe(CN) 6 ] ferrocianeto de potássio [Ag(NH 3 ) 2 ] Cl cloreto de diamin-prata 6

7 Óxidos n Definição de óxidos: Óxidos são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Exemplos: H 2 O, CO 2, Fe 2 O 3, SO 2, P 2 O 5 etc. n n Óxidos Básicos Óxidos básicos são óxidos que reagem com a água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água. Os óxidos básicos são formados por metais com números de oxidação baixos (+1, +2 ou +3). Nomenclatura dos óxidos básicos: n Quando o elemento forma apenas um óxido: Óxido de... (nome do elemento) Exemplo: NaO óxido de sódio Al 2 O 3 óxido de alumínio Quando o elemento forma dois óxidos Óxidos ácidos ou anidridos Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma base, produzindo sal e água. Exemplo: ou Eles são formados por não-metais (sendo, nesse caso, compostos geralmente gasosos) ou por metais com número de oxidação elevado. Exemplos: CrO 3, MnO 3, Mn 2 O 7 etc. 7

8 Nomenclatura dos óxidos ácidos Óxidos anfóteros n Óxidos anfóteros são aqueles que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido. n Os óxidos anfóteros são, em geral, sólidos, moleculares, insolúveis em água e formados: por metais (ZnO, Al 2 O 3, SnO e SnO 2, PbO e PbO 2 ); ou por semimetais (As 2 O 3 e As 2 O 5, Sb 2 O 3 e Sb 2 O 5 ). A sua nomenclatura é idêntica à dos óxidos básicos. Óxidos indiferentes ou neutros n Óxidos indiferentes ou neutros são óxidos que não reagem com água nem com ácidos, nem com bases. Os mais comuns são: Óxidos duplos, mistos ou salinos n Óxidos duplos são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos do mesmo elemento químico. CO monóxido de carbono NO óxido nítrico N 2 O óxido nitroso 8

9 Peróxidos Bronsted-Lowry - teoria protónica (H + ) n Peróxidos são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo água oxigenada (H 2 O 2 ). n Reações de transferência de H + n Brønsted-Lowry: ácido doa H + e base aceita H +. n Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH -. exemplo: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) n HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. n H 2 O aceita um próton do HCl. Portanto, H 2 O é uma base. Água = comportamento de ácido ou de base. Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases. Lewis - Teoria eletrônica Base é definida como um doador de par de elétrons e ácido como um receptor de par de elétrons A + :B A:B AlCl 3 + Cl - AlCl 4-9