FUNÇÕES INORGÂNICAS

FUNÇÕES INORGÂNICAS

As substâncias químicas podem ser classificadas em dois grandes grupos:

§ Orgânicas: Produzidas pelos organismos vivos. São os compostos do carbono.

§ Inorgânicas: As demais substâncias. Ácidos, bases, saise óxidos.

Dissocição Iônica: É a separação dos íons ocorrida quando uma substância iônica se dissolve em água.

Ionização: É o processo em que íons são criados quando certas substâncias moleculares se dissolvem em água.

Indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico.

Ex.

	Fenolftaleína	Tornasol
Meio ácido	Incolor	Róseo
Meio básico	Róseo	Azul

Escala de Ph: É um método criado para classificar uma solução em ácida, básica ou neutra.

pH entre 0 e 7 solução ácida; pH=7 é neutro e pH entre 7 e 14 solução básica.

Ácidos:

* Arrhenius propôs, em 1887, a seguinte definição: "Ácido é todo composto que dissolvido em água, origina o H+ como único cátion".

Ex.: HCl + H₂O H⁺ + Cl^-

Classificação:

Quanto a presença de oxigênio:

· Hidrácidos: Não possuem oxigênio na molécula. Ex: HBr.

· Oxiácidos: Possuem oxigênio na molécula. Ex: H₂SO₄.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

· Monoácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO₃, HClO₄.

· Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H₂S, H₂CO₃, H₂SO₄.

· Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H₃BO₃, H₃PO₄, H₃SO₄.

· Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H₄P₂O₇, H₄SiO.

Quanto à força:

Grau de ionização é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas.

§ Forte: H – O ≥ 2 ou Grau de ionização acima de 50% (HCl, HBr, HI);

§ Semiforte ou Moderado: H – O =1 ou Grau de ionização de 5% a 50% (HF);

§ Fraco: H – O <1 ou Grau de ionização abaixo de 5% (os demais).

Nomenclatura:

Ácido + Nome do Ânion com terminação trocada.

Ácido	Ídrico	Ico	Oso
Ânion	Eto	Ato	Ito

Bases:

Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH^– (íons hidroxila) em solução aquosa.

Classificação das bases

Quanto ao número de hidroxilas:

· Monobases (1OH^–): NaOH, KOH, NH4OH, AgOH

· Dibases (2OH^–): Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Ba(OH)₂, NiOH₂

· Tribases (3OH^–): Al(OH)₃, Fe(OH)3

· Tetrabases (4OH^–): Sn(OH)₄, Pb(OH)₄, Mn(OH)₄

Quanto ao grau de dissociação:

· Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.

· Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

Quanto à solubilidade em água:

· Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de

· ser uma base fraca, é solúvel.

· Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.

· Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

Nomenclatura:

Hidróxido + de + Nome do metal.

Ex: NaOH, Hidróxido de Sódio.

Sais:

Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

Nomenclatura:

nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

Ex: NaCl; cloreto de sódio.

Classificação

Os sais podem ser classificados em:

• sal normal. Ex: NaCl
• sal ácido. Ex: KHCO₃.
• sal básico. Ex: MgCl(OH).

Óxidos

Um óxido é um composto binário onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Óxidos básicos

Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Oxigênio ligado a metal possui caráter básico.

• Na₂O - óxido de sódio
• CaO - óxido de cálcio (cal viva)
• BaO - óxido de bário (barita)
• CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
• Cu₂O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso)
• FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

Reações:

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos:

· Na₂O + H₂O 2NaOH

· K₂O + H₂O 2KOH

· CaO + H₂O Ca(OH)₂

· FeO + H₂O Fe(OH)₂

Óxidos ácidos ou anidridos

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

• CO₂ óxido de carbono ou anidrido carbônico
• SO₂ óxido de enxofre ou anidrido sulfuroso.
• SO₃ óxido de enxofre ou anidrido sulfúrico.
• Cl₂O óxido de cloro ou anidrido hipocloroso.

Reações:

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO₂ + H₂O H₂SO₃

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

N₂O₃ + H₂O 2HNO₂

CO₂ + H₂O H₂CO₃

SO₂ + 2KOH K₂SO₃ + H₂O

P₂O₅ + 6LiOH 2Li₃PO₄ + 3H₂O

N₂O₃ + Ba(OH)₂ Ba(NO₂)₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ CaCO₃ + H₂O

Óxidos anfóteros

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

• SnO óxido de estanho II
• SnO₂ óxido de estanho IV
• Fe₂O₃ óxido de ferro III
• ZnO óxido de zinco
• Al₂O₃ óxido de alumínio

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.

Reações:

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2KOH K₂ZnO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O

Óxidos neutros

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

• CO óxido de carbono II
• NO óxido de nitrogênio II
• N₂O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso
• H₂O

Nomenclatura

Óxidos de metais

Óxido de [Nome do Metal].

Na₂O: Óxido de sódio

ZnO: Óxido de zinco

Al₂O₃: Óxido de alumínio

Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe₂O₃: Óxido de ferro III

SnO₂: Óxido de estanho IV

Óxidos de ametais

[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO₃: Trióxido de (Mono)Enxofre

N₂O₅: Pentóxido de Dinitrogênio