LOGO. Funções Inorgânicas e Tipos de Reações. Profa. Samara Garcia

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1 LOGO Funções Inorgânicas e Tipos de Reações Profa. Samara Garcia

2 ÁCIDOS Definição segundo Arrhenius: são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions somente íons H + (H 3 O + ) (íons hidrônio ou hidroxônio)

3 ÁCIDOS Equação de ionização: monoácidos: equação em etapas (a partir de diácidos):

4 ÁCIDOS Classificação: os ácidos podem ser classificados quanto à: Presença ou ausência de oxigênio na molécula: Hidrácidos. Ex: HCl Oxiácidos. Ex: H 2 SO 4 Número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos. Ex: HCl, HNO 3, H 3 PO 2 * Diácidos. Ex: H 2 SO 4, H 2 S, H 3 PO 3 * Triácidos. Ex: H 3 BO 3, H 3 PO 4 Tetrácidos. Ex: H 4 P 2 O 7 Grau de ionização: Hidrácidos: Fortes (HCl, HBr e HI); Moderado (HF); Fracos (os demais). Oxiácidos: n de oxigênios n de hidrogênios. Fortes (3 ou 2); Moderados (1); Fracos (0).

5 ÁCIDOS Classificação: os ácidos podem ser classificados quanto à: Volatilidade: Fixos: sólidos ou líquidos de alto P.E. Ex: H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 3 BO 3. Voláteis: líquidos de baixo P.E. ou gases. Ex: HNO 3, HCN, H 2 S. Estado físico: Sólido: H 3 BO 3 Líquidos: H 2 SO 4, H 3 PO 4, entre outros. Gasosos: HNO 3, H 2 S, HCN, HCl, HBr, HI, entre outros.

6 ÁCIDOS Nomenclatura: Hidrácidos: Terminação do nome do ânion: eto Terminação do nome do ácido: ídrico

7 ÁCIDOS Nomenclatura: Oxiácidos: Terminação do nome do ânion: ato Terminação do nome do ácido: ico Exemplo: ânion nitrato: ácido nítrico Terminação do nome do ânion: ito Terminação do nome do ácido: oso Exemplo: ânion nitrito: ácido nitroso

8 BASES Definição segundo Arrhenius: é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando como único tipo de ânion o OH (hidroxila).

9 BASES Equação de dissociação:

10 BASES Classificação: as bases podem ser classificadas quanto à: Número de hidroxilas: Monobases. Ex: NaOH, NH 4 OH Dibases. Ex: Ca(OH) 2, Zn(OH) 2 Tribases. Ex: Al(OH) 3, Tetrabases. Ex: Pb(OH) 4 Força: Bases fortes: Bases de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Be e Mg). Bases fracas: demais bases (incluindo as bases de Be e Mg). Solubilidade: Bases solúveis: bases de metais alcalinos e NH 4 OH. Bases pouco solúveis: bases de metais alcalino-terrosos (exceto as bases de Be e Mg). Bases praticamente insolúveis: demais bases (incluindo as bases de Be e Mg).

11 BASES Nomenclatura:

12 BASES Nomenclatura: Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes eletrovalências (cargas), acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga, e -ico ao íon de maior carga.

13 SAIS Definição segundo Arrhenius: é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, produzindo pelo menos um cátion diferente do H + e pelo menos um ânion diferente do OH.

14 SAIS Equação de dissociação:

15 SAIS Classificação: os sais podem ser classificados quanto à: A natureza dos íons: Solubilidade: Sal neutro. Ex: NaCl, KNO 3 Hidrogeno-sal. Ex: NaHCO 3 Hidróxi-sal. Ex: Ca(OH)Cl Sal duplo ou misto. Ex: NaLiSO 4 Sal hidratado: Ex: CuSO 4.5H 2 O Obs.: Todos os sais de metais alcalinos e de amônio (NH 4+ ) são solúveis.

16 SAIS Nomenclatura: Para sais neutros: Para hidrogeno-sais: Indica-se o número de H + pelas expressões (mono), di, tri hidrogeno.

17 SAIS Nomenclatura: Para hidróxi-sais: Indica-se o número de hidroxilas (OH - ) pelas expressões (mono), di, tri hidroxi. Para sais duplos: Nos sais duplos quanto ao cátion: usa-se o nome do ânion seguido dos nomes dos dois cátions. Nos sais duplos quanto ao ânion : usa-se o nome dos dois ânions seguido do nome do cátion. Para sais hidratados: Usa-se o nome dos sais seguido da quantidade de água de cristalização.

18 SAIS Nomenclatura: Exemplos:

19 ÓXIDOS São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre eles.

20 SAIS Nomenclatura: Para óxidos moleculares (ametal + oxigênio): Para óxidos iônicos (metal + oxigênio):

21 ÓXIDOS Classificação: os óxidos podem ser classificados quanto à: Óxidos básicos: óxidos que apresentam caráter iônico, em que o metal terá geralmente carga +1 e +2. Exemplos: Na 2 O, BaO. Óxidos ácidos: óxidos que apresentam caráter covalente (molecular) e geralmente são formados por ametais. Exemplos: CO 2, SO 2, N 2 O 5. Óxidos neutros: óxidos moleculares, isto é, formados por ametais, e não reagem com água, ácido ou base. Os óxidos neutros (também chamados de indiferentes ou inertes) mais importantes são: CO, NO e N 2 O. Óxidos anfóteros: comportam-se como óxidos básicos na presença de um ácido, e como óxidos ácidos na presença de uma base. Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al 2 O 3. Óxidos duplos ou mistos: resultam da combinação de dois óxidos de um mesmo elemento. Exemplos: Fe 3 O 4 (FeO + Fe 2 O 3 ) e Pb 3 O 4 (2PbO + PbO 2 ).

22 ÓXIDOS Classificação: os óxidos podem ser classificados quanto à: Peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo O 2 2. Exemplos: H 2 O 2 (peróxido de hidrogênio), Na 2 O 2 (peróxido de sódio), CaO 2 (peróxido de cálcio). Superóxidos: apresentam em sua estrutura o grupo O 2. Exemplos: KO 2 (superóxido de hidrogênio), NaO 2 (superóxido de sódio).

23 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de neutralização (ácido + base sal + água) Total: Quando a quantidade de íons H + é igual à quantidade de íons OH.

24 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de neutralização (ácido + base sal + água) Parcial: Quando a quantidade de íons H + não é igual à quantidade de íons OH. di-hidrogenofosfato de sódio (mono)hidróxi-cloreto de magnésio

25 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de óxidos básicos:

26 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de óxidos ácidos:

27 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de óxidos anfóteros:

28 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de síntese ou adição: Quando duas ou mais substâncias originam um único produto.

29 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de decomposição ou análise: Quando uma única substância origina dois ou mais produtos.

30 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de simples troca ou deslocamento: Quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova substância simples e outra composta.

31 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de simples troca ou deslocamento: A substância simples, genericamente chamada A, pode ser um metal ou um ametal. Fila de reatividade: metais Fila de reatividade: ametais Filas de reatividade: o elemento da esquerda desloca o da direita; o contrário não ocorre...

32 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de simples troca ou deslocamento: Exemplos:

33 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de dupla troca: Quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias compostas.

34 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Reações de dupla troca: Para que essas reações ocorram, é necessário que pelo menos um dos produtos, quando comparado com os reagentes, apresente no mínimo uma das características a seguir: Exemplos:

35 REAÇÕES NA QUÍMICA INORGÂNICA Exemplos:

36 Exercícios (Fuvest ) As figuras a seguir representam, de maneira simplificada, as soluções aquosas de três ácidos, HA, HB e HC, de mesmas concentrações. As moléculas de água não estão representadas. Considerando essas representações, foram feitas as seguintes afirmações sobre os ácidos: I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC. II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar maior condutibilidade elétrica do que uma solução aquosa de mesma concentração de HC. III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar ph maior do que uma solução aquosa de mesma concentração de HB. Está correto o que se afirma em a) I, apenas. b) I e II, apenas. c) II e III, apenas. d) I e III, apenas. e) I, II e III.

37 Exercícios (PUC-SP ) Um analista utilizou um óxido X para neutralizar uma solução aquosa de amônia (NH 3 ). Em seguida, adicionou um óxido Y para neutralizar uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl). Por fim, dissolveu certa quantidade do óxido Z em água, obtendo uma solução de ph 3. Assinale a alternativa que melhor representa as substâncias X, Y e Z. X Y Z A) CO 2 CaO SO 3 B) HNO 3 NaOH H 2 SO 4 C) CaO Na 2 O CO 2 D) K 2 O SO 3 P 2 O 5 E) SO 3 CO 2 CO

38 Exercícios (Unesp ) O carbonato de cálcio pode ser encontrado na natureza na forma de rocha sedimentar (calcário) ou como rocha metamórfica (mármore). Ambos encontram importantes aplicações industriais e comerciais. Por exemplo, o mármore é bastante utilizado na construção civil, tanto para fins estruturais como ornamentais. Já o calcário é usado como matéria-prima em diversos processos químicos, dentre eles, a produção da cal. A cal é obtida industrialmente por tratamento térmico do calcário em temperaturas acima de 900 ºC, pela reação: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) Por suas diferentes aplicações, constitui-se num importante produto da indústria química. Na agricultura, é usado para correção da acidez do solo, na siderurgia, como fundente e escorificante, na fabricação do papel é um agente branqueador e corretor de acidez, no tratamento de água também corrige a acidez e atua como agente floculante e na construção civil é agente cimentante.

39 Exercícios Sobre o processo de obtenção e as propriedades associadas ao produto, indique qual das afirmações é totalmente correta. (A) A reação é de decomposição e o CaO é usado como branqueador na indústria do papel porque é um agente oxidante. (B) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido ácido. (C) A reação é exotérmica e, se a cal reagir com água, produz Ca(OH)2, que é um agente cimentante. (D) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido básico. (E) A reação é de decomposição e, no tratamento de água, o CaO reduz o ph, atuando como floculante.