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1 - ÁCIDOS São compostos que, quando em presença de água, sofrem ionização liberando como único cátion íons H + (hidrônio). FUNÇÕES INORGÂNICAS Exemplo:

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1 1 - ÁCIDOS São compostos que, quando em presença de água, sofrem ionização liberando como único cátion íons H + (hidrônio). FUNÇÕES INORGÂNICAS Exemplo: HCl H + + Cl - H 3 PO 4 3H + + PO 4 3-

2 Diácidos: ionizam 2 H + ; Exemplo: H 2 S, H 2 SO 4 Triácidos: ionizam 3 H + ; Exemplo: H 3 BO 3, H 3 PO 4 Tetrácidos: ionizam 4 H +. Exemplo: H 4 P 2 O – Classificação a) QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS Monoácidos: ionizam apenas 1 H + ; Exemplo: HCl 3, HCl

3 b) QUANTO À PRESENÇA DE OXIGÊNIO: Hidrácidos: são os que não apresentam átomos de oxigênio na molécula. Exemplo: HCl, H 2 S, HF. Oxiácidos: contêm átomos de oxigênio na molécula. Exemplo: H 3 BO 3, HNO 3, H 2 SO 4.

4 1.2 - Nomenclatura Ácidos não-oxigenados ou hidrácidos: Ácido___________ídrico elemento Exemplo: HCl - Ácido clorídrico; HBr - Ácido Bromídrico; HF - Ácido Fluorídrico; HI - Ácido Iodídrico; H 2 S - Ácido Sulfídrico.

5 Ácidos oxigenados (oxiácidos): Ácido___________ico elemento Exemplo: H 3 BO 3 - Ácido Bórico; HClO 3 - Ácido Clórico; H 2 SO 4 - Ácido Sulfúrico; H 3 PO 4 - Ácido Fosfórico; H 2 CO 3 - Ácido Carbônico; HNO 3 - Ácido Nítrico. Pelo acréscimo ou retirada de oxigênio em sua molécula obtemos a fórmula dos demais oxiácidos.

6 PER _____________ICO elemento -O _____________ICO elemento -O _____________OSO elemento HIPO ____________OSO - O elemento Exemplos: HClO 4 HClO 3 HClO 2 HClO Ac. Perclórico Ac. Clórico Ac. Cloroso Ac. Hipocloroso HNO 3 HNO 2 Ac. NítricoAc. Nitroso H 3 PO 4 H 3 PO 3 H 3 PO 2 Ac. fosfórico Ac. Fosforoso Ac. Hipofosforoso

7 2 - BASES São compostos iônicos que, quando em presença de água, sofrem dissociação, liberando como único ânion íons OH - (hidroxila). Exemplo: H 2 O NaOH Na + + OH - H 2 O Al(OH) 3 Al OH -

8 2.1 – Classificação a) QUANTO AO NÚMERO DE OH - Monobases: dissociam apenas 1 OH - ; Exemplo: LiOH, CuOH, NaOH. Dibases: dissociam 2 OH - ; Exemplo: Ca(OH) 2, Pb(OH) 2, Cu(OH) 2. Tribases: dissociam 3 OH - ; Exemplo: Fe(OH) 3, Au(OH) 3. Tetrabase: dissociam 4 OH -. Exemplo: Pb(OH) 4, Sn(OH) 4.

9 2.2 - Nomenclatura Quando o elemento forma apenas uma base: Hidróxido de ___________ elemento Exemplo: Al(OH) 3 - Hidróxido de Alumínio Ca (OH) 2 - Hidróxido de Cálcio Li OH - Hidróxido de Lítio Quando o elemento forma duas bases, pelo fato de o metal envolvido possuir mais de uma carga. Hidróxido de ___________(CARGA) - Indicado em algarismo romano elemento

10 Lembrando que os metais mais comuns a apresentar mais de uma carga (N.º de Oxidação) são os seguintes: Cu +1 Au +1 Fe +2 Pb +2 Sn +2 Cu +2 Au +3 Fe +3 Pb +4 Sn +4 Exemplo: Fe(OH) 3 - Hidróxido de Ferro III Fe(OH) 2 - Hidróxido de Ferro II AuOH - Hidróxido de Ouro I Au(OH) 3 - Hidróxido de Ouro III Ou, em lugar do algarismo romano (indicando o n.º de Oxidação do elemento), usando também as terminações ICO e OSO para quando os elementos tiverem maior e menor NOX, respectivamente. Fe(OH) 3 - Hidróxido Férrico Fe(OH) 2 - Hidróxido Ferroso AuOH – Hidróxido Auroso Au(OH) 3 - Hidróxido Áurico

11 3 – ÓXIDOS São compostos binários em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Exemplo: CO 2, Fe 2 O 3, P 2 O – Formulação Nox = -2 E x + O -2 E 2 O x Caso X seja múltiplo de 2, simplificaremos. 3.2 – Classificação a)ÓXIDOS ÁCIDOS: Reagem com água, dando ácidos. Geralmente, são óxidos de ametais. Exemplo: CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Óxido Ácido ácido Outros exemplos: SO 3, P 2 O 5, CrO 3cc

12 b) ÓXIDOS BÁSICOS: Reagem com água, dando bases. Geralmente, são óxidos de metais. Exemplo: Na 2 O + H 2 O 2 NaOH Óxido Base básico Outros exemplos: MgO, CrO c) ÓXIDOS NEUTRO: Não reage com água, ácido e base. Exemplo: CO, NO e N 2 O Nomenclatura Quando o elemento forma apenas um óxido: Óxido de ___________ elemento Li 2 O - Óxido de Lítio MgO - Óxido de Magnésio Al 2 O 3 - Óxido de Alumínio

13 Quando o elemento forma dois óxidos: Óxido de ___________ICONOX maior elementoOSO NOX menor Fe 2 O 3 ÓXIDO FÉRRICO - (NOX DO FERRO = + 3) FeO ÓXIDO FERROSO - (NOX DO FERRO = + 2) Au 2 O 3 ÓXIDO ÁURICO - (NOX DO OURO = + 3) Au 2 O ÓXIDO AUROSO - (NOX DO OURO = +1) Podemos, ainda, neste caso, indicar o n.º de oxidação do elemento por algarismos romanos: Fe 2 O 3 - Óxido de Ferro IIIFeO - Óxido de Ferro II Au 2 O 3 - Óxido de Ouro IIIAu 2 O - Óxido de Ouro I Ou, ainda, podemos indicar o n.º de átomos de oxigênio e o n.º de átomos do elemento como auxílio dos prefixos MONO, DI, TRI,... Fe 2 O 3 - Trióxido de DiferroFeO - Monóxido de Ferro N 2 O 5 - Pentóxido de DinitrogênioCO 2 - Dióxido de Carbono

14 4 – SAIS São substâncias iônicas que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH - ou O -2. Os sais podem ser formados a partir de reação de neutralização ocorrida entre ácidos e bases. Exemplos: HCl+ NaOH NaCl+ H 2 O Ácido + Base Sal + Água 4.1 – Classificação Sal normal ou neutro: É o sal cujo cátion não possui H + ionizável e ânion OH -. Resultado de uma reação de neutralização total, ou seja, quando reagem todos os H + e todos os OH - da base. Exemplo: 2 HNO 3 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) H 2 O Um sal normal é formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

15 4.2 – Nomenclatura A nomenclatura dos sais segue a regra: (Nome do ânion) de (nome do cátion). Os nomes dos ânions são formados trocando-se as terminações dos nomes dos ácidos pelas terminações –eto, -ato e –ito. TERMINAÇÕES DOS ÁCIDOS ÂNION ídrico eto oso ito Icoato Exemplos: HCl+NaOHNaCl + H 2 O ÁcidoHidróxidoCloreto Clorídricode Sódiode Sódio H 2 SO 4 +Ca(OH) 2 CaSO 4 + H 2 O Ácido Hidróxido Sulfato Sulfúrico de Cálcio de Cálcio


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