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PublicouEstela Vargas Alterado mais de 10 anos atrás
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FUNÇÕES INORGÂNICAS: ÁCIDOS; BASES OU HIDRÓXIDOS; SAIS; ÓXIDOS;
Prof. GIANA:
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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.”
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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)
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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
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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
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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.
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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+
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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
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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)
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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.”
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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
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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
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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
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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
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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)
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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+
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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
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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.
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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.
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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
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ALGUNS SAIS IMPORTANTES:
Cloreto de sódio(NaCl); 2. Nitrato de sódio (NaNO3); 3. Carbonato de sódio (NaCO3); 4. Bicarbonato de sódio (NaHCO3);
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ÓXIDOS Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles. Exemplos: a) CO2 c) CaO b) H2O d) SO3
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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
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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
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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
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