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FUNÇÕES INORGÂNICAS: ÁCIDOS; BASES OU HIDRÓXIDOS; SAIS; ÓXIDOS; Prof. GIANA:

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1 FUNÇÕES INORGÂNICAS: ÁCIDOS; BASES OU HIDRÓXIDOS; SAIS; ÓXIDOS; Prof. GIANA:

2 ÁCIDOS: Toda substância que, em solução aquosa ioniza-se liberando, como único tipo de cátions, íons H +. Conceito de Arrhenius - Exemplo: HCl H2OH2O Cl - H+H+ + IONIZAÇÃO Formação de íons.

3 Características de substâncias ácidas: - Liberam H + ou H 3 O + ; - As substâncias ácidas possuem H no início da molécula, exceção da água e água oxigenada; - Possuem sabor azedo. Ionização: Parcial – liberação um a um de H + ; Total – liberação da quantidade real de H + ; Ex.: H 2 SO 4 H2OH2O HSO 4 - H+H+ + H2OH2O H+H+ + SO 4 = H 2 SO 4 H2OH2O 2H + + SO 4 = (TOTAL) (PARCIAL)

4 NOMENCLATURA Para Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio; Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento. Ácido ( nome do elemento ) ídrico HF – ácido fluorídrico HBr – ácido bromídrico HCl – ácido clorídrico HI H2SH2S– ácido sulfídrico – ácido iodídrico

5 Para Oxiácidos – ácidos com oxigênio; Terminação dos Ânions Terminação dos Ácidos ATOICO ETOÍDRICO ITOOSO SO 4 = - ânion sulfato S = - ânion sulfeto SO 3 = - ânion sulfito H 2 SO 4 – ácido sulfúrico H 2 S – ácido sulfídrico H 2 SO 3 – ácido sulfuroso

6 H 2 SO 4 – ácido sulfúrico HClO 3 – ácido clórico Outras nomenclaturas: HClO 4 – ácido perclórico HClO 2 – ácido clorosoHClO – ácido hipocloroso (padrão) Obs.: per + ico = + 1 O na molécula em relação ao ácido padrão. oso = - 1 O na molécula em relação ao ácido padrão. hipo + oso = -2 O na molécula em relação ao ácido padrão. HIO 3 – ácido iódico(padrão)

7 CLASSIFICAÇÃO Quanto à presença de oxigênio na molécula; Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis; HIDRÁCIDOS OXIÁCIDOS H 2 CO 3, HBrO 3,...HF, HCN, HI,... MONOÁCIDOS 1H + DIÁCIDOS 2H + TRIÁCIDOS 3H + TETRÁCIDOS 4H +

8 Fraco Fraco: os demais. Moderado Moderado: HF Fortes Fortes: HCl, HBr, HI Força dos hidrácidos: (nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizável) = x Força dos oxiácidos: -Regra de Pauling: x = 3 e 2 = Fortes x = 1 = Moderados x = 0 = Fraco

9 Ácidos mais comuns na química do cotidiano 1.Ácido clorídrico (HCl) 2.Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3.Ácido Nítrico (HNO3) 4.Ácido Fosfórico(H3PO4) 5.Ácido Ácetico (CH3 - COOH) 6.Ácido carbônico (H2CO3)

10 BASES OU HIDRÓXIDOS: Base de Arrhenius Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH. (hidroxila ou oxidrila) H2OH2O NaOH OH - Na + + DISSOCIAÇÃOIÔNICA Separação de íons.

11 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES monobase: 1 OH 1-, NaOH, KOH tribase: 3 OH 1-, Cr(OH) 3, Al(OH) 3 dibase: 2 OH 1-, Ba(OH) 2, Fe(OH) 2 tetrabase: 4 OH 1-, Pb(OH) 4, Sn(OH) 4 I) Número de OH - presente na fórmula:

12 Formulação Adicionam-se tantos OH - quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. B x+ + (OH) x K 1+ + (OH) KOH H2OH2O Ba 2+ + (OH) Ba(OH) 2 H2OH2O Al 3+ + (OH) Al(OH) 3 H2OH2O

13 NOMENCLATURA Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion. hidróxido de potássio hidróxido de bário hidróxido de alumínio KOH Ba(OH) 2 Al(OH) 3

14 Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência. Exemplos: CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre I CuOH 2 hidróxido cúprico hidróxido de cobre II Fe(OH) 2 hidróxido ferroso hidróxido de ferro II Fe(OH) 3 hidróxido férrico hidróxido de ferro III

15 Bases ou Hidróxidos mais comuns do cotidiano 1.Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH); 2.Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2); 3.Hidróxido de amônio (NH4OH); 4. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2); 5.Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)

16 SAIS Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positivo diferente do H1+ e pelo menos um íon negativo diferente do OH1-: CaC l 2 Ca C l 1- H2OH2O OH - H +

17 Sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base. ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA

18 1 Na 2 SO H 2 O 1 H 2 SO NaOH H2OH2O Sais deste tipo são classificados como normais. NaHSO 4 + H 2 O 1 H 2 SO NaOH H2OH2O São classificados como sais ácidos. 1. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente. 2. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H 2 SO 4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H 2 SO 4 possui 2 H 1+ em sua molécula, o sal produto será ácido.

19 3) Reação de neutralização parcial da base: 1 Ba(OH)C l + 1 H 2 O1 Ba(OH) HC l H2OH2O Sais deste tipo são classificados como básicos. 1 mol de Ba(OH) 2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH) 2 possui 2 OH 1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico.

20 NOMENCLATURA NOME DO SAL NOME DO ÂNION NOME DO CÁTION de Exemplo: d) CaBr 2 c) Al(NO 3 ) 3 b) CuSO 4 a) KCl Cloreto de potássioSulfato de cobre II

21 1.Cloreto de sódio(NaCl); 2. Nitrato de sódio (NaNO3); 3. Carbonato de sódio (NaCO3); 4. Bicarbonato de sódio (NaHCO3); ALGUNS SAIS IMPORTANTES:

22 ÓXIDOS mais eletronegativo Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles. Exemplos: d) SO 3 c) CaO b) H 2 O a) CO 2

23 Óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são classificados como óxidos moleculares e recebem a seguinte nomenclatura: Prefixo que indica a quantidade de oxigênio Mono – Di – Tri – Tetra – Penta - óxido de Prefixo que indica a quantidade de outro elemento Di – Tri – Tetra – Penta - NOMENCLATURA:

24 ÓXIDOS BÁSICOS: -Possuem caráter iônico; -Nox +1, +2 ou +3; -Exs: Na 2 O, BaO, Fe 2 O 3 ; Óxido básicos + ácido + água sal + água base

25 ÓXIDOS ÁCIDOS: -Possuem caráter covalente; -Geralmente são formados por ametais; -Exs.: CO 2, SO 2, N 2 O 5 Óxido ácidos + água + base ácido sal + água

26 Continue estudando, faça o máximo de exercícios e tire suas dúvidas!


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