FUNÇÕES INORGÂNICAS: ÁCIDOS; BASES OU HIDRÓXIDOS; SAIS; ÓXIDOS; giannamartins@bol.com.br Prof. GIANA:

ÁCIDOS: Conceito de Arrhenius - Toda substância que, em solução aquosa ioniza-se liberando, como único tipo de cátions, íons H+. Exemplo: H2O HCl Cl- H+ + IONIZAÇÃO “Formação de íons.”

Características de substâncias ácidas: Liberam H+ ou H3O+ ; 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+; H2O Ex.: H2SO4 HSO4- H+ + H2O (PARCIAL) H+ + SO4= HSO4- H2O H2SO4 2H+ + SO4= (TOTAL)

NOMENCLATURA Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento. Para Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio; Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento. Ácido ( nome do elemento ) ídrico HF – ácido fluorídrico HI – ácido iodídrico HBr – ácido bromídrico H2S – ácido sulfídrico HCl – ácido clorídrico

Terminação dos Ânions Terminação dos Ácidos ATO ICO ETO ÍDRICO ITO OSO Para Oxiácidos – ácidos com oxigênio; Terminação dos Ânions Terminação dos Ácidos ATO ICO ETO ÍDRICO ITO OSO SO4= - ânion sulfato H2SO4 – ácido sulfúrico S= - ânion sulfeto H2S – ácido sulfídrico SO3= - ânion sulfito H2SO3 – ácido sulfuroso

Outras nomenclaturas: HClO3 – ácido clórico (padrão) HClO4 – ácido perclórico HClO2 – ácido cloroso HClO – ácido hipocloroso H2SO4 – ácido sulfúrico (padrão) HIO3 – ácido iódico (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.

CLASSIFICAÇÃO Quanto à presença de oxigênio na molécula; HIDRÁCIDOS OXIÁCIDOS HF, HCN, HI,... H2CO3, HBrO3,... Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis; MONOÁCIDOS 1H+ TRIÁCIDOS 3H+ DIÁCIDOS 2H+ TETRÁCIDOS 4H+

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

Ácidos mais comuns na química do cotidiano Ácido clorídrico (HCl) Ácido Sulfúrico (H2SO4) Ácido Nítrico (HNO3) Ácido Fosfórico(H3PO4) Ácido Ácetico (CH3 - COOH) Ácido carbônico (H2CO3)

BASES OU HIDRÓXIDOS: Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH-. (hidroxila ou oxidrila) H2O NaOH OH- Na+ + DISSOCIAÇÃO IÔNICA “Separação de íons.”

CLASSIFICAÇÃO DAS BASES I) Número de OH- presente na fórmula: monobase: 1 OH1- , NaOH, KOH dibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2 tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3 tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4

Formulação Adicionam-se tantos OH- quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. Bx+ + (OH)x K1+    + (OH)     KOH H2O Ba2+   + (OH)    Ba(OH)2 H2O Al3+    + (OH)       Al(OH)3 H2O

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

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 CuOH2        hidróxido cúprico            hidróxido de cobre II Fe(OH)2      hidróxido ferroso            hidróxido de ferro II Fe(OH)3      hidróxido férrico             hidróxido de ferro III 

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

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-: CaCl2       Ca2+     +     2 Cl1- H2O  OH-  H+

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

1. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam mutuamente. H2O 1 H2SO4      +    2 NaOH  1 Na2SO4     +    2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. 2. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido. H2O 1 H2SO4      +    1 NaOH NaHSO4     +     H2O São classificados como sais ácidos.

3) Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. H2O 1 Ba(OH)2     +    1 HCl 1 Ba(OH)Cl     +     1 H2O Sais deste tipo são classificados como básicos.

NOMENCLATURA NOME DO SAL de Exemplo: a) KCl b) CuSO4 c) Al(NO3)3 NOME DO ÂNION NOME DO CÁTION de Exemplo: a) KCl b) CuSO4 c) Al(NO3)3 d) CaBr2 Cloreto de potássio Sulfato de cobre II

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

ÓXIDOS Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles. Exemplos: a) CO2 c) CaO b) H2O d) SO3

NOMENCLATURA: 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 - Prefixo que indica a quantidade de outro elemento Di – Tri – Tetra – Penta - óxido de

Possuem caráter iônico; Nox +1, +2 ou +3; Exs: Na2O, BaO, Fe2O3; ÓXIDOS BÁSICOS: Possuem caráter iônico; Nox +1, +2 ou +3; Exs: Na2O, BaO, Fe2O3; + água base Óxido básicos + ácido sal + água

Possuem caráter covalente; Geralmente são formados por ametais; ÓXIDOS ÁCIDOS: Possuem caráter covalente; Geralmente são formados por ametais; Exs.: CO2, SO2, N2O5 + água ácido Óxido ácidos + base sal + água

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