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TÓPICOS PARA A AULA DE QUÍMICA

  Funções Químicas Inorgânicas




                     Professora Daniela
          Bibliografia: Companhia das Ciências 9
                       Editora Saraiva
FUNÇÕES QUÍMICAS

É um conjunto de substâncias químicas que
    apresentam propriedades químicas
 semelhantes, por possuírem semelhanças
estruturais. Inclusive, numa reação química
terão comportamento semelhante, porque
 apresentam uma característica estrutural
                   comum.
ÁCIDOS
• Podem ser identificados por meio de substâncias
  que mudam de cor na sua presença: os
  indicadores.
• Na escala de pH, os ácidos estão inferiores a 7;
  quanto menor o pH, mais ácida é a solução.
• Quando dissolvidos em água, originam um único
  tipo de cátion o H+ (cátion de hidrogênio) e
  diferentes tipos de ânions, dependendo do
  ácido.
EXEMPLOS DE ÁCIDOS
• Ácido clorídrico – HCl – secretado no estômago;
                         HCl ---água--->H+ + Cl-

• Ácido Sulfúrico – H2SO4 – bateria dos automóveis;
• Ácido Fluorídrico – HF – corrói, usado para marcar vidros;
• Ácido Cianídrico – HCN – liberado pelas folhas de mandioca, tóxico,
  usado em câmaras de gás;
• Ácido Sulfídrico – H2S – fabricação de fertilizantes, velas, corantes ;
• Ácido Nítrico – HNO3 – fabricação de explosivos;
• Ácido acético – H3CCOOH – fabricação de vinagre;
• Ácido Carbônico H2CO3 – constituinte dos refrigerantes;
• Ácido fosfórico – H3PO4 – fabricação de vidro, fertilizantes e
  refrigerantes do tipo cola;
BASES
• Podem ser identificadas por meio de
  substâncias que mudam de cor na sua
  presença: os indicadores.
• Na escala de pH, as bases estão superiores a
  7; quanto maior o pH, mais básica é a solução.
• Quando dissolvidas em água, originam um
  único tipo de ânion, o OH- (ânion hidroxila) e
  diferentes tipos de cátions, dependendo da
  base.
EXEMPLOS DE BASES

• Hidróxido de sódio – NaOH – fabricação de sabão;
              NaOH ---água---> Na+ + OH-
• Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – fabricação de
  leite de magnésia;
• Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 – pinturas a cal e
  argamassa;
• Hidróxido de amônio – NH4OH – fertilizantes e
  produtos de limpeza;
INDICADORES
Os indicadores são substâncias que mudam de
cor em função de o meio ser ácido ou básico.
Para medir essas concentrações foi criada uma
escala numérica conhecida com o nome de pH,
cujos valores variam de 0 a 14, a 25°C.
           pH > 7  substância básica
           pH = 7  substância neutra
           pH < 7  substância ácida
SAIS
• Todos os sais são compostos iônicos formados
  por cátions e ânions, e são sólidos nas
  condições ambientes;
• São substâncias que quando dissolvidas em
  água originam pelo menos um cátion
  diferente de H+ e pelo menos um ânion
  diferente de OH-.
EXEMPLOS DE SAIS
• Cloreto de sódio – NaCl – sal de cozinha;
                       NaCl ---água---> Na+ + Cl-
• Nitrato de sódio – NaNO3 – fabricação de fertilizante e pólvora;
• Carbonato de cálcio – CaCO3 – constitui o calcário e o mármore,
  abrasivos em creme dentais;
• Carbonato de sódio – Na2CO3 – fabricação do vidro;
• Bicarbonato de sódio – NaHCO3 – fabricação de fermentos químicos
  e remédios efervescentes;
• Sulfato de cálcio – CaSO4 – gesso de medicina, e giz escolar;
• Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2 – componente dos ossos;
• Hipoclorito de sódio – NaClO – alvejantes, e antissépticos
  hospitalares;
• Sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 – flocante, ajuda no processo de
  limpeza da água
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
• Os sais podem ser obtidos reagindo um ácido com uma
  base.
• Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre
  uma reação entre essas substâncias, chamada reação
  de neutralização e, consequentemente, forma-se um
  sal.
• Qualquer ácido neutraliza qualquer base e vice-versa.
• A reação de neutralização ocorre quanto o íon H+
  proveniente do ácido reage com o íon OH- proveniente
  da base formando água.
                 1 H+ + 1 OH- ----> 1 H2O
ÓXIDOS
• São formados sempre por dois elementos, sendo um deles,
  obrigatoriamente, o oxigênio;
• Na fórmula molecular o oxigênio é sempre o último
  posicionado;
• Quando o oxigênio se combina com um ametal, ele origina
  óxidos moleculares e recebe nomenclatura específica.

   Prefixo que indica          óxido de Prefixo que indica a
                                                                      nome do
 quantidade de oxigênio   +   quantidade do outro elemento      +
                                                                      elemento
    (mono, di, tri...)               (di, tri, tetra, ...)

  Exemplos:
  Monóxido de carbono – CO                      Trióxido de enxofre – SO3
  Dióxido de carbono – CO2                      Heptóxido de dicloro – Cl2O7
Tipos de Óxidos
• Óxidos básicos – quando reagem com ága
  produzem bases.
           Na2O + H2O ----> 2 NaOH
          Óxido de sódio      Hidróxido de sódio



• Óxidos ácidos – quando reagem com água
  produzem ácidos.

               CO2 + H2O ----> H2CO3
             Dióxido de
                             Ácido carbônico
              carbono
EXEMPLOS DE ÓXIDOS

• Óxido de cálcio – CaO – correção de acidez do solo;
• Óxido de magnésio – MgO – leite de magnésia;
• Dióxido de carbono – CO2 – gelo-seco;

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Funções químicas inorgânicas

  • 1. TÓPICOS PARA A AULA DE QUÍMICA Funções Químicas Inorgânicas Professora Daniela Bibliografia: Companhia das Ciências 9 Editora Saraiva
  • 2. FUNÇÕES QUÍMICAS É um conjunto de substâncias químicas que apresentam propriedades químicas semelhantes, por possuírem semelhanças estruturais. Inclusive, numa reação química terão comportamento semelhante, porque apresentam uma característica estrutural comum.
  • 3. ÁCIDOS • Podem ser identificados por meio de substâncias que mudam de cor na sua presença: os indicadores. • Na escala de pH, os ácidos estão inferiores a 7; quanto menor o pH, mais ácida é a solução. • Quando dissolvidos em água, originam um único tipo de cátion o H+ (cátion de hidrogênio) e diferentes tipos de ânions, dependendo do ácido.
  • 4. EXEMPLOS DE ÁCIDOS • Ácido clorídrico – HCl – secretado no estômago; HCl ---água--->H+ + Cl- • Ácido Sulfúrico – H2SO4 – bateria dos automóveis; • Ácido Fluorídrico – HF – corrói, usado para marcar vidros; • Ácido Cianídrico – HCN – liberado pelas folhas de mandioca, tóxico, usado em câmaras de gás; • Ácido Sulfídrico – H2S – fabricação de fertilizantes, velas, corantes ; • Ácido Nítrico – HNO3 – fabricação de explosivos; • Ácido acético – H3CCOOH – fabricação de vinagre; • Ácido Carbônico H2CO3 – constituinte dos refrigerantes; • Ácido fosfórico – H3PO4 – fabricação de vidro, fertilizantes e refrigerantes do tipo cola;
  • 5. BASES • Podem ser identificadas por meio de substâncias que mudam de cor na sua presença: os indicadores. • Na escala de pH, as bases estão superiores a 7; quanto maior o pH, mais básica é a solução. • Quando dissolvidas em água, originam um único tipo de ânion, o OH- (ânion hidroxila) e diferentes tipos de cátions, dependendo da base.
  • 6. EXEMPLOS DE BASES • Hidróxido de sódio – NaOH – fabricação de sabão; NaOH ---água---> Na+ + OH- • Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – fabricação de leite de magnésia; • Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 – pinturas a cal e argamassa; • Hidróxido de amônio – NH4OH – fertilizantes e produtos de limpeza;
  • 7. INDICADORES Os indicadores são substâncias que mudam de cor em função de o meio ser ácido ou básico. Para medir essas concentrações foi criada uma escala numérica conhecida com o nome de pH, cujos valores variam de 0 a 14, a 25°C. pH > 7  substância básica pH = 7  substância neutra pH < 7  substância ácida
  • 8. SAIS • Todos os sais são compostos iônicos formados por cátions e ânions, e são sólidos nas condições ambientes; • São substâncias que quando dissolvidas em água originam pelo menos um cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-.
  • 9. EXEMPLOS DE SAIS • Cloreto de sódio – NaCl – sal de cozinha; NaCl ---água---> Na+ + Cl- • Nitrato de sódio – NaNO3 – fabricação de fertilizante e pólvora; • Carbonato de cálcio – CaCO3 – constitui o calcário e o mármore, abrasivos em creme dentais; • Carbonato de sódio – Na2CO3 – fabricação do vidro; • Bicarbonato de sódio – NaHCO3 – fabricação de fermentos químicos e remédios efervescentes; • Sulfato de cálcio – CaSO4 – gesso de medicina, e giz escolar; • Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2 – componente dos ossos; • Hipoclorito de sódio – NaClO – alvejantes, e antissépticos hospitalares; • Sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 – flocante, ajuda no processo de limpeza da água
  • 10. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO • Os sais podem ser obtidos reagindo um ácido com uma base. • Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre uma reação entre essas substâncias, chamada reação de neutralização e, consequentemente, forma-se um sal. • Qualquer ácido neutraliza qualquer base e vice-versa. • A reação de neutralização ocorre quanto o íon H+ proveniente do ácido reage com o íon OH- proveniente da base formando água. 1 H+ + 1 OH- ----> 1 H2O
  • 11. ÓXIDOS • São formados sempre por dois elementos, sendo um deles, obrigatoriamente, o oxigênio; • Na fórmula molecular o oxigênio é sempre o último posicionado; • Quando o oxigênio se combina com um ametal, ele origina óxidos moleculares e recebe nomenclatura específica. Prefixo que indica óxido de Prefixo que indica a nome do quantidade de oxigênio + quantidade do outro elemento + elemento (mono, di, tri...) (di, tri, tetra, ...) Exemplos: Monóxido de carbono – CO Trióxido de enxofre – SO3 Dióxido de carbono – CO2 Heptóxido de dicloro – Cl2O7
  • 12. Tipos de Óxidos • Óxidos básicos – quando reagem com ága produzem bases. Na2O + H2O ----> 2 NaOH Óxido de sódio Hidróxido de sódio • Óxidos ácidos – quando reagem com água produzem ácidos. CO2 + H2O ----> H2CO3 Dióxido de Ácido carbônico carbono
  • 13. EXEMPLOS DE ÓXIDOS • Óxido de cálcio – CaO – correção de acidez do solo; • Óxido de magnésio – MgO – leite de magnésia; • Dióxido de carbono – CO2 – gelo-seco;