O documento discute as funções químicas inorgânicas, dividindo-as em ácidos, bases e sais. Apresenta as propriedades funcionais e classificações destas substâncias, incluindo o grau de ionização, número de hidrogênios/hidroxilas e presença de oxigênio. Explica também a nomenclatura destas substâncias.

1. Funções inorgânicas QUÍMICA GERAL Escola Superior de Tecnologia

2. Substâncias Químicas As substâncias química são divididas em dois grupos fundamentais: Substâncias orgânicas – É a química do carbono. A substâncias existentes nos seres vivos. Substâncias inorgânicas (ou minerais)

3. Substâncias inorgânicas As substâncias inorgânicas foram divididas em grupos menores, denominados funções químicas inorgânicas. funções químicas – É um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, chamadas de propriedades funcionais . As funções químicas inorgânicas que iremos estudar são: Ácidos Bases Sais Óxidos

4. Alguns conceitos importantes Dissociação e ionização: Dissociação iônica ou dissociação eletrolítica: É separação de íons já existentes no composto. Ex: NaCl Na + Cl - -> Na + + Cl - Ionização : É uma reação química que ocorre entre moléculas produzindo íons que não existiam anteriormente. Ex: HCl HCl -> H + + Cl - água água

5. Alguns conceitos importantes Grau de ionização: A extensão da ionização depende da substância considerada. De cada 100 moléculas de HCl que colocarmos em água, 92 se ionizam em H + e Cl - . De cada 100 moléculas de HF dissolvida em água, apenas 8 se ionizam em H + e F - . Para medir a maior ou menor extensão de uma ionização, usa-se o chamado grau de ionização (ou o grau de dissociação iônica) que é representado pela letra  . = Número de moléculas ionizadas Número de moléculas dissolvidas no caso do HCl:  = ? no caso de HF:  = ?

6. Alguns conceitos importantes O grau de ionização varia entre 0 e 1 (0% e 100%). Valores de  próximo de zero, significa que a substância está pouco ionizada, eletrólito fraco. Valores de  próximo de 1, a substância está bastante ionizada, eletrólito forte. Eletrólito??

7. Ácidos Do ponto de vista prático, os ácidos apresentam as seguintes características: têm sabor azedo formam soluções aquosas condutoras de eletricidade mudam a cor de certas substâncias Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: exemplos Do ponto de vista teórico, Arrhenius definiu os ácidos como: Compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H + ) HCl -> H + + Cl - H 2 SO 4 -> 2H + + SO 4 2- água água Classificação dos Ácidos

8. Atualmente, na verdade, em solução aquosa, o cátion H + se une a uma molécula de água formando o íon H 3 O + , chamado de hidrônio ou hidroxônio: HCl + H 2 O -> H 3 O + + Cl - H 2 SO 4 + H 2 O -> 2 H 3 O + + SO 4 2- Classificação dos ácidos: De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis Monoácidos: na ionização a molécula produz apenas 1H + (HCl, HNO 3 etc) Diácidos: na ionização a molécula produz apenas 2H + (H 2 SO 4 , H 2 CO 3 etc) Triácidos: na ionização a molécula produz apenas 3H + (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 etc) Tetrácidos: na ionização a molécula produz apenas 4H + (H 4 P 2 O 7 , H 4 SiO 4 etc) Os ácidos com 2 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos . Classificação dos Ácidos

9. De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula Hidrácidos: Não contêm oxigênio Ex: HCl, HBr, H 2 S etc.) Oxiácidos: Contêm oxigênio Ex: HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 CO 3 etc. De acordo com o grau de ionização Ácidos fortes: quando  > 50%. Ex: HCl (  =92%), H 2 SO 4 (  =61%) Ácidos moderados ou semifortes: quando 5<  < 50%. Ex: HF (  =8%), H 3 PO 4 (  =27%) Ácidos fracos: quando  < 5% . Ex: HCN (  =0,008%), H 2 CO 3 (  =0,18%) Classificação dos Ácidos

10. Classificação dos Ácidos Quanto ao grau de ionização – α -> Oxiácidos: quanto maior a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios, mais forte é o ácido. Representando um oxiácido por H n EO m , temos: m – n = 3 -> ácido muito forte. Exemplos: HClO 4 , HMnO 4 m – n = 2 -> ácido forte. Exemplos: HNO 3 , H 2 SO 4 m – n = 1 -> ácido semi-forte. Exemplos: H 3 PO 4 , H 2 SO 3 m – n = 0 -> ácido fraco. Exemplos: HClO, H 3 PO 3 , H 3 BO 3 Exceção: ácido carbônico (H 2 CO 3 ) é considerado ácido fraco, apesar de m – n = 1

11. Quanto à volatilidade Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HCl, H 2 S, HCN, HNO 3 . Fixos – possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , H 3 BO 3 . Classificação dos Ácidos

12. Nomenclatura dos Ácidos -> Hidrácidos ( H n A ): Ácidos + ídrico Radical do Elemento Exemplos: ácido clorídrico (HCl) ácido fluorídrico (HF) ácido sulfídrico (H 2 S) - ácido cianídrico (HCN)

13. Nomenclatura dos Ácidos -> Oxiácidos: De acordo com o elemento central temos o prefixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior Nox. Exemplos: - Coluna 14 ou 4A : - ácido carbônico ( H 2 CO 3 ) - carbono (C) com Número de Oxidação (NOx) = +4 (único ácido inorgânico com carbono). - Coluna 15 ou 5A : ácido nitroso (HNO 2 ) - nitrogênio (N) com NOx = +3; ácido nítrico (HNO 3 ) - nitrogênio (N) com NOx = +5.

14. Nomenclatura dos Ácidos - Coluna 16 ou 6A : ácido sulfuroso (H 2 SO 3 ) - enxofre (S) com NOx = +4; ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) - enxofre (S) com NOx = +6. - Coluna 17 ou 7A : ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório quando temos o elemento central com carga 1); ácido cloroso (HClO 2 ) - cloro (Cl) com NOx = +3; ácido clórico (HClO 3 ) - cloro (Cl) com NOx = +5; ácido perclórico (HClO 4 ) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é obrigatório quando temos o elemento central com carga 7, como em Permanganato de potássio).

15. Praticando: 1. Classifique os ácidos abaixo quanto à presença de oxigênio na sua composição, ao número de hidrogênios ionizáveis, grau de ionização (força do ácido) e dê a nomenclatura: a) HNO 3 b) HCl c) H 2 SO 4

16. De acordo com Arrhenius: são substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam exclusivamente os ânions OH - ( hidroxila ). Os cátions, liberados também nesse processo, variam de uma base para outra. NaOH -> Na + (aq) + OH – (aq) Dentre as principais bases, somente o hidróxido de amônio resulta de uma ionização. As demais, resultam da dissociação iônica dos respectivos hidróxidos, quando dissolvidos em água. Bases ou hidróxidos

17. Propriedades funcionais das bases Presença do ânion hidroxila ( OH – ). Com exceção dos hidróxidos de alcalinos, todas as demais bases se decompõem com o calor com relativa facilidade. Apresentam sabor adstringente. Mudam a cor dos indicadores: o papel tornassol vermelho fica azul e a solução de fenolftaleína, quando incolor passa para vermelho. Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. Reagem com os ácidos, originando sais e água.

18. Classificação das bases Quanto ao número de hidroxilas Monobases – apresentam uma hidroxila como ânion. Exemplos: NaOH, NH 4 OH Dibases – apresentam duas hidroxilas como ânion. Exemplos: Ca(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ba(OH) 2 . Tribases – apresentam três hidroxilas como ânion. Exemplos: Al(OH) 3 , Ga(OH) 3 , Fe(OH) 3 .

19. Quanto ao grau de dissociação Quanto mais solúvel em água a base, mais forte ela será. Bases Fortes – são as bases do grupo 1A e 2A, pois apresentam uma alta solubilidade. Exemplos: LiOH, Ba(OH) 2 . Bases Fracas – s ão as bases formadas pelos demais elementos. Exemplos: Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 , AgOH. Exceções: NH 4 OH, que é uma base solúvel porém fraca e o Mg(OH) 2 que é uma base insolúvel e fraca.

20. Nomenclatura das bases a) quando o cátion possui nox fixo hidróxido de + cátion (nome do metal ou grupo ligado á hidroxila) Exemplo: KOH – hidróxido de potássio b) quando o cátion não apresenta nox fixo hidróxido de + cátion + nox em algarismo romano Exemplos: Fe(OH) 2 - hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso - ferro (Fe) com NOx = +2. Fe(OH) 3 - hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico - ferro (Fe) com NOx = +3;

21. Praticando: Classifique as bases a seguir quanto ao número de hidroxilas, ao grau de dissociação, à solubilidade em água e dê suas nomenclaturas: a) KOH b) Mg(OH) 2 c) NaOH d) Fe(OH) 2

22. Sais São compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de H + e pelo menos um ânion diferente de OH - .

23. Propriedades funcionais Possuem sabor azedo. Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa ou quando fundidos. Podem reagir com ácidos, bases, outros sais e metais. Quase todos apresentam-se em estado sólido ou na forma de cristais.

24. Classificação dos sais De acordo com a presença de oxigênio Sais halóides - não possuem oxigênio. Exemplos: NaI, KBr Oxissais - possuem oxigênio. Exemplos: CaCO 3 , MgSO 4

25. De acordo com natureza dos íons Sal normal – é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H + nem OH - . Exemplo: NaCl Hidrogenossal ou sal ácido – é um sal que apresenta dois cátions, sendo um deles H + , e somente um ânion. Exemplo: NaHCO 3 Hidroxissal ou sal básico – é um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles OH - , e somente um cátion. Exemplo: CaOHCl

26. De acordo com natureza dos íons Sal duplo ou sal misto – é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto H + ) ou dois ânions diferentes (exceto OH - ) e somente um cátion. Exemplos: Ca Cl ClO, Na Li SO 4 Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplo: CuSO 4 .5H 2 O

27. Nomenclatura dos sais Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) É obtida a partir da nomenclatura do ácido que originiou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos. Sufixo do ácido Sufixo do ânion ídrico eto ico ato oso ito

28. Nomenclatura dos sais Exemplos: Ácido de origem Ânion Cátion Sal HCl - clor ídrico Cl - - clor eto Na + NaCl – cloreto de sódio H 2 SO 4 - sulfúr ico SO 4 2- - sulf ato Ca 2+ CaSO 4 – sulfato de cálcio HNO 2 - nitr oso NO 2 - - nitr ito Al 3+ Al(NO 2 ) 3 – nitrito de alumínio

29. Nomenclatura dos sais Hidrogeno-sal ou sal ácido Exemplo: Na + H + CO 3 2- - NaHCO 3 Carbonato(mono)ácido de sódio (mono)hidrogeno carbonato de sódio Bicarbonato de sódio Hidróxi-sal ou sal básico Exemplo: Ca 2+ (OH) - Cl - - Ca(OH)Cl cloreto(mono) básico de cálcio (mono)hidróxi cloreto de cálcio

30. Nomenclatura dos sais Sal duplo ou misto com dois cátions nome do ânion de nome dos cátions Exemplo: Na + Li + SO 4 2- - NaLiSO 4 – Sulfato de sódio e lítio Sal duplo com dois ânions nome dos ânions de nome do cátion Exemplo: Ca 2+ Cl - ClO - - CaClClO – Hipoclorito cloreto de cálcio

31. Praticando Alguns sais inorgânicos são utilizados na medicina no tratamento de doenças, são exemplos disso o bicarbonato de sódio como antiácido, o carbonato de amônio como expectorante, o permanganato de potássio como antimicótico e o nitrato de potássio como diurético. Assinale a alternativa que contém a fórmula química desses sais, respectivamente. A) Na 2 CO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 , KMnO 4 e KNO 3 B) NaHCO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 , KMnO 4 e KNO 3 C) NaHCO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 , KMnO 4 e K 2 NO 3 D) NaHCO 3 , NH 4 CO 3 , KMnO 4 e KNO 3 E) Na 2 CO 3 , NH 4 CO 3 , KMnO 4 e K 2 NO 3

32. Óxido Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral: E x+ 2 O 2- X Exemplos: CO 2 , H 2 O, Mn 2 O 7, Fe 2 O 3

33. Classificação dos óxidos Óxidos Básicos Óxidos Ácidos Óxidos Anfóteros Óxidos Neutros Óxidos Duplos Peróxidos Superóxidos

34. Óxidos Básicos (metálicos) São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e pelos demais metais com Nox baixo, reagem com água formando bases e com ácidos formando sal e água. Óxido básico + H 2 O  base CaO + H 2 O  Ca(OH) 2 Óxido básico + ácido  sal + H 2 O MgO + 2HCl  MgCl 2 + H 2 O

35. Óxidos Ácidos (anidridos) São formados por ametais e por certos metais com Nox elevado, reagem com água formando ácidos e com bases formando sal e água. Óxido ácido + H 2 O  ácido N 2 O 5 + H 2 O  2HNO 3 “chuva ácida” SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 Óxido ácido + base  sal + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2  CaCO 3 + H 2 O

36. Óxidos Anfóteros São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e água. Óxido anfótero + ácido/base  sal + água ZnO + 2HCl  ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2NaOH  Na 2 ZnO 2 + H 2 O Exemplos: Al 2 O 3 , ZnO , PbO, SnO, SnO 2 , As 2 O 3 , As 2 O 5

37. Óxidos Neutros (indiferentes) São todos covalentes que não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com oxigênio. CO + H 2 O  Não ocorre reação NO + HCl  Não ocorre reação Óxido Neutro + O 2  Oxidação CO + ½ O 2  CO 2 Exemplos: CO, NO, N 2 O

38. Peróxidos São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1. M 2 O 2 - MO 2 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos Exemplos: Na 2 O 2 , Li 2 O 2 , CaO 2 , MgO 2

39. Superóxidos São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = - ½ . M 2 O 4 - MO 4 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos Exemplos: Na 2 O 4 , Li 2 O 4 , CaO 4 , MgO 4

40. Nomenclatura dos óxidos Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento Exemplos: CO monóxido de carbono N 2 O 5 pentóxido de dinitrogênio Nox fixo - óxido de elemento Para metais:  Nox - óxido de elemento + valência

41. Nomenclatura dos óxidos Exemplos: Na 2 O – óxido de sódio Al 2 O 3 – óxido de alumínio FeO – óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe 2 O 3 – óxido de ferro III (óxido férrico)

42. As nuvens vulcânicas são constituídas pelos gases sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido de carbono e dióxido de enxofre. O item que contém corretamente as fórmulas dos gases citados acima é: a) H 2 SO 4 , CO, CO 2 e SO 3 b) CaO, H 2 SO 3 , CO 2 e H 2 SO 4 c) CO, CO 2 , SO 3 e H 2 SO 4 d) H 2 S, CO, CO 2 , e SO 2 e) H 2 S, CO, CO 2 e SO 3