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                 Funções
               Inorgânicas

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                               Química
Funções químicas
        Função química corresponde a um conjunto de
 substâncias que apresentam propriedades químicas
 semelhantes.
        As   substâncias    inorgânicas podem    ser
 classificadas em quatro funções:
 Ácidos
 Bases
 Sais
 Óxidos
        Assim, numa reação química, todos os ácidos,
 por exemplo, terão comportamento semelhante.



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                                              Química
Em função de suas propriedades:

  •Acidos: Substancias com sabor azedo e altera a cor de
  alguns corantes vegetais;
  •Bases: Substancias com sabor adstringente, capazes de
  tornar a pele lissa e escorregadia e de alterar a coloração
  de certos corantes vegetais;
  Segundo Arrhenius:
  •Substâncias Eletrolíticas: Substancias que na presença
  de água de dividem em entidades menores carregadas
  eletricamente (íons)  conduzem eletricidade.
  •Substâncias não eletrolíticas: Substancias que na
  presença de água se dividem em entidades menores
  (moleculas) sem carga  não conduzem eletricidade.
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                                                        Química
Teoria da dissociação eletrolítica

  • Dissociação iônica: Numa solução aquosa, os íons
  positivos e negativos que formam o reticulo cristalino são
  separados pelas moléculas da água, ficando livres na
  solução e conduzindo corrente elétrica;

               NaCl(aq)  Na+ + Cl-

  •Ionização: Numa solução aquosa molecular, a explicação
  para a condução de corrente elétrica está na formação de
  íons devido à interação entre as moléculas polares de
  ambos os compostos.

               HCl (g) + H2O (l)  H3O+ + Cl-(aq)
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                                                      Química
Eletrólitos são as substâncias que em solução aquosa,
               sofre ionização ou dissociação.




               CONCEITO ÁCIDO – BASE




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                                                 Química
Ácidos
       Ácidos de Arrhenius: são substâncias que
 dissolvidas em água se ionizam liberando como único e
 exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+).
                   Ionização de um Ácido

                   HCl + H2O → H3O+ + Cl-
                              ou
                 HCl + H2O  H+ (aq) + Cl-(aq)



               H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-
                              ou

Prof. Busato   H2SO4 + 2H2O → 2H+ + SO42-(aq)
                                                 Química
Classificação dos Ácidos
 Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-
 COOH)
        Orgânicos     (CH3-COOH, HOOC-COOH)
        Inorgânicos    (H2CO3, H2CO2, HCN)


 Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
        Hidrácidos    (HCl, H2S, HBr)
        Oxiácidos     (H2SO4, H3PO4, HClO4)
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                                              Química
Classificação dos Ácidos
 Quanto ao número de elementos Químicos:
     Binário (HCl, HBr, HF)
     Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
     Quaternário (H4[Fe(CN)6])

 Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:
       Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
       Diácidos       (H2SO4, H2S, H3PO3)
       Triácidos      (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
         Tetrácidos
Prof. Busato          (H4P2O7)                Química
Nomenclatura Oficial:
Hidrácidos
      Seguem a seguinte regra:
      Ácidos                    + ídrico
             Radical do Elemento
Oxiácidos
Seguem a seguinte regra:
        1. Quando o elemento for apenas um oxiacido

           Ácido __________________ ico
                 Radical do Elemento
        2. Quando o elemento for mais de dois oxiacido
                                       ico (+ oxigênio)
        Ácido __________________ +
Prof. Busato  Radical do Elemento      oso (- oxigênio)
                                                    Química
Exemplo:

  +2 - 2

   H 2S        Ácido sulfídrico

  +2 +4 - 6
                                     *Para ácidos do enxofre
   H2SO3           Ácido sulfuroso
                                     usamos o radical em latim
                                     “sulfur”.

  +2 +6 - 8

   H2SO4           Ácido sulfúrico



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                                                      Química
Características gerais dos ácidos



    Apresentam sabor azedo;
    Desidratam a matéria orgânica;
    Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
    Neutralizam bases formando sal e água;




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                                                   Química
Ácidos importantes:
• H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
        É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85
  g/cm3, é um ácido forte que reage com metais
  originando sulfatos além de ser muito higroscópico.
         Pode ser obtido a partir das seguintes reações:
  S + O2 → SO2
  SO2 + ½O2 → SO3
  SO3 + H2O → H2SO4
     *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.


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                                                           Química
Ácidos importantes:
       2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)
        Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta
  forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na
  limpeza de peças metálicas e de superfícies de
  mármore. É encontrado no suco gástrico humano.




       *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada
       de decapagem.




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                                                           Química
Ácidos importantes:
           3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)
        Líquido incolor fumegante ao ar que ataca
  violentamente os tecidos animais e vegetais ,
  produzindo manchas amareladas na pele. É muito
  usado em química orgânica para a produção de
  nitrocompostos.
   CH3                  CH3

         + 3HNO3 → NO2-         -NO2 + 3H2O

                                 *As manchas na pele são causadas
                     TNT NO
                            2    pela reação xantoprotéica.



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                                                        Química
Ácidos importantes:
    4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)
        É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do
  fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado.
        É um ácido moderado usado na industria de
  vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes
  de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.



           *Seus fosfatos fazem parte da formulação do
           fertilizante “NPK”.




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                                                         Química
Bases
      De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda
substância que, dissolvida em água, sofre dissociação
iônica, liberando como ânion exclusivamente OH- (hidroxila
ou oxidrila).

       NaOH → Na+ + OH-             Possuem OH- (direita);
                                    Metais;
                                    Lig. Iônicas;
       Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-        Sólidas;
                                    Fixas.
       Al(OH)3 → Al3+ + 3OH-


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                                                    Química
Nomenclatura
    Hidróxido de _________________
                  Nome do Elemento


        NaOH          hidróxido de sódio

        Fe(OH)2       hidróxido de ferro II

        Fe(OH)3 hidróxido de ferro III




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                                              Química
Classificação
  Quanto ao Número de Hidroxilas
      - Monobases: NaOH; NH4OH
      - Dibases:   Ca(OH)2; Mg(OH)2
      - Tribases:  Al(OH)3; Fe(OH)3
      - Tetrabases:   Pb(OH)4; Sn(OH)4

 Quanto ao Grau de Dissociação Iônica
       - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1)
 e metais alcalinos terrosos (G2).
       - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido
 de amônio (NH4OH) e as demais bases.


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                                                 Química
Classificação
 Quanto à Solubilidade em Água
        - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais
 alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).
        - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais
 alcalino-terrosos (G2).
        - Insolúveis: todos os demais hidróxidos.



               Monobase             Tribase
       KOH     Forte      Al(OH)3   Fraca
               Solúvel              Insolúvel


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                                                Química
Características gerais das bases


 Apresentam sabor caústico;
 Estriam a matéria orgânica;
 Deixam vermelha a solução alcoólica de
 fenolftaleína;
 Neutralizam ácidos formando sal e água;




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                                            Química
Bases importantes:
   1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica)
        É um sólido branco floculado muito solúvel em
  água além de extremamente caústico.
        É usado na desidratação de gorduras, no
  branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de
  sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e
  esgotos.

           *Sabões e detergentes são chamados de agentes
           tensoativos e possuem caráter básico.




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                                                           Química
Bases importantes:
   2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada,
                 hidratada ou extinta)
        É uma suspensão aquosa de aparência leitosa,
  obtida a partir do CaO (cal virgem).
        É usada na caiação de paredes e muros, na
  neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.

               CaO + H2O → Ca(OH)2
                 Cal             Cal
               Virgem          Apagada



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                                                  Química
Bases importantes:
3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia)
       É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO.
       É usada como antiácido estomacal e também
  como laxante.

      Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O


      *Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos
      ácidos que causam odores indesejáveis.




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                                                            Química
Bases importantes:
      4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox)
        É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver
  moléculas orgânicas que por ventura estejam em
  solução aquosa (no tratamento da água).
        É usada como antiácido estomacal, para
  tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz)
  para pintura artística.


 *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .




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                                                               Química
Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry



     Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry
      propuseram uma definição mais geral de ácidos
      e bases, baseada na transferência de H+ entre
      substâncias.
     ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+.


        HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
        Ácido     Base



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                                               Química
Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry


     Pares ácido-base conjugados

    Um ácido e uma base como HX e X-, que
    diferem apenas pela presença ou ausência
    de um próton, são chamados de par
    ácido-base conjugados. Exemplos:

  HCl + H2O  H3O+ + Cl-
  ÁCIDO    BASE   ÁCIDO    BASE
                  CONJUGADO   CONJUGADA

                  NH3 + H2O  NH4+ + OH-
                   BASE     ÁCIDO    ÁCIDO      BASE
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                                                            Química
Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry


  Forças relativas
     Quanto      mais
      forte o ácido,
      mais fraca é sua
      base conjugada.
     Quanto      mais
      forte a base,
      mais fraco é seu
      ácido
      conjugado.
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                                   Química
Sais
        Sal é todo composto que em água dissocia
 liberando um cátion ≠ de H+ e um ânion ≠ de OH-.
        A reação de um ácido com uma base recebe o
 nome de neutralização ou salificação.
               Ácido + Base ↔ Sal + Água

                      Salificação


           HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O
           HCl   NaOH

                           Neutralização


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                                            Química
Nomenclatura
   Obedece à expressão:
        (nome do ânion) de (nome do cátion)

          Sufixo do ácido       Sufixo do ânion
               ídrico                 eto
               ico                    ato
               oso                    ito

         H2SO4 + Ca(OH)2 ↔ CaSO4 + 2 H2O
          2      Ca(OH)
                            Sulfato de cálcio (gesso)


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                                                  Química
Sais neutros ou normais

São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-):


       H2CO3 + Ca(OH)2 ↔
               Ca(OH)      CaCO3 + 2 H2O
     2 NaOH + H2SO4     → NaSO4 + 2 H2O




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                                             Química
Classificação
       Quanto à Presença de Oxigênio

       - Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3
       - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl
       Quanto ao Número de Elementos

       - Binários: NaCl , KBr , CaCl2
       - Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3
       - Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6

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                                            Química
Classificação
  Quanto à Presença de Água

  - Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O
  - Anidro: KCl; NaCl; CaSO4

  Quanto à Natureza

  - Neutros ou normais: NaBr; CaCO3
  - Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4
  - Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br
  - Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr
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                                           Química
Sais importantes:
 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal)
        É um pó branco que perde CO2 com facilidade
  (efervescência).
        É usado como antiácido estomacal , fermento
  químico e nos extintores de incêndio.  H CO              2     3

                 NaHCO3 + H2O → NaOH + H2O+ CO2↑

      *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga
      rançosa.




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Sais importantes:
2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo)
        É um sólido branco que por aquecimento perde
  CO2 e produz CaO (calcinação).
        É usado na fabricação de cimentos(Portland),
  como corretivo do solo e como fundente em
  metalurgia.
                                    CaCO3 → CaO + CO2
                                               ↑




*Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral
(aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore
Carrara).




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                                                                Química
Sais importantes:
    3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile)
        É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além
  de ser um ótimo oxidante para reações químicas.
        É usado na fabricação de fertilizantes e
  explosivos.



      *Nos Andes era   utilizado na conservação da carne por ser
      higroscópico.




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                                                           Química
Sais importantes:
    4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco)
        É um sólido granulado obtido do líquido
  amoniacal das fábricas de gás.
        É usado na fabricação de fabricação de pilhas
  secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na
  fabricação de tecidos.


         *Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas.




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Óxidos
      Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual
o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

     Fórmula geral dos óxidos:

                       E   x+
                             2   O   2-
                                       X

   Exemplos:
               CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3


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Nomenclatura
  Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento
  CO -monóxido de monocarbono
  N2O5 -pentóxido de dinitrogênio
  P2O3 -trióxido de difosforo
  H2O -monóxido de dihidrogênio
                      Nox fixo(g1e g2)- óxido de elemento
  Para metais:
                      ∆ Nox - óxido de elemento+valência
  Na2O -óxido de sódio
  Al2O3 -óxido de alumínio
  FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso)
  Fe2O3 -óxido de ferro III (óxido férrico)
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Óxidos importantes:
           1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós)
         É um sólido branco de caráter anfótero
  (anfiprótico).
         É    usado    na fabricação de  cremes
  dermatológicos, na industria de tintas e na
  galvanização do ferro.



      *A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de
      sacrifício é chamada de proteção anódica.




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Óxidos importantes:
   2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina)
         É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é
  extraído por eletrólise o alumínio metálico.
         Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e
  nos rubis.



      *É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de
      Coríndon.




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Óxidos importantes:
 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada)
        É uma solução aquosa que se decompõe
  facilmente em presença de luz (fotólise).
        É utilizada como agente oxidante e bactericida.



                      H2O2 → H2O + ½O2

      *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para
      impedir a entrada de luz.




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Óxidos importantes:
   4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã)
        É um sólido escuro que apresenta características
  ferromagnéticas.
        É utilizado na fabricação de caixas de som e
  aparelhos eletrônicos em geral.


                     FeO + Fe2O3 → Fe3O4

      *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido .




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REVISANDO


               •   Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e
                   bases aumentam a [OH-] em uma
                   solução aquosa.

          Ácidos = substâncias         Bases = substâncias
          que produzem íons            que produzem íons
          H3O+ (H+), quando            OH-,     ao   serem
          dissolvidos em água          dissolvidos em água

               •   Arrhenius: ácido + base → sal + água.
               •   Problema: a definição se aplica a
                   soluções aquosas.

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Reações de transferência de H+
•   Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
•   Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.


          • exemplo: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

                HCl doa um próton a água. Portanto, HCl
               é um ácido.

                  H2O aceita um próton do HCl. Portanto,
               H2O é uma base.

 • Água = comportamento de ácido ou de base.

 • Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.

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Escala de pH


     Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de
      medir a concentração de H+, a fim de
      determinar o grau de acidez ou de alcalinidade
      a 25ºC.

         pH = -log[H+]         pOH = -log[OH-]
                   pH + pOH = 14

        pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido


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Escala de pH


   Indicadores ácido-base
    São substâncias que alteram a coloração de
    acordo com o pH do meio em que estão, e são
    usadas para determinar se um composto é
    ácido, básico ou neutro.




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pH – Uma Medida de Acidez

  pH da solução (def.): é o simétrico do logaritmo decimal da
  concentração de hidrogeniões (em mol/L)
                          pH = -log[H+]
                          pOH = -log[OH-]


  [H+][OH-] = Kw = 1,0 x10-14
  - (log[H+] + log[OH-]) = -log(1,0 x10-14)
  -log[H+]-log[OH-] = 14,0
                             pH + pOH = 14,0



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Potencial hidrogeniônico (pH)



  A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH


     O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]

                    pH = -log [H+]

   A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer
  [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.

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pH x homeostasia

     Homeostasia é a constância do meio interno
        equilíbrio entre a entrada ou produção de íons
       hidrogênio e a livre remoção desses íons do
       organismo.
        o organismo dispõe de mecanismos para manter
       a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro
       da normalidade, ou seja manter a homeostasia .
                      pH do Sangue Arterial
                            pH normal
                  Acidose               Alcalose

                        7,0    7,4    7,8
                        Faixa de sobrevida
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                                                 Química
Alterações no pH

         Acúmulo de ácidos               Perda de bases

                         Aumento da [H+]

               Acidose        Queda do pH

       Escala de pH               7,4
                          Aumento do pH         Alcalose

                         Diminuição da [H+]
          Perda de ácidos                Acúmulo de bases
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                                                     Química
Fontes de H decorrentes          +

    dos processos metabólicos
   Metabolismo                              Metabolismo
   aeróbico da glicose                      anaeróbico da glicose

     Ácido Carbônico                             Ácido Lático
                                 H+
     Ácido Sulfúrico                          Corpos Cetônicos Ácidos

                           Ácido Fosfórico
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Sulfurados                                    ácidos graxos
     Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
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     Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3

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Funções Inorgânicas

  • 1. Prof. Carlos Busato Funções Inorgânicas Prof. Busato Química
  • 2. Funções químicas Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Prof. Busato Química
  • 3. Em função de suas propriedades: •Acidos: Substancias com sabor azedo e altera a cor de alguns corantes vegetais; •Bases: Substancias com sabor adstringente, capazes de tornar a pele lissa e escorregadia e de alterar a coloração de certos corantes vegetais; Segundo Arrhenius: •Substâncias Eletrolíticas: Substancias que na presença de água de dividem em entidades menores carregadas eletricamente (íons)  conduzem eletricidade. •Substâncias não eletrolíticas: Substancias que na presença de água se dividem em entidades menores (moleculas) sem carga  não conduzem eletricidade. Prof. Busato Química
  • 4. Teoria da dissociação eletrolítica • Dissociação iônica: Numa solução aquosa, os íons positivos e negativos que formam o reticulo cristalino são separados pelas moléculas da água, ficando livres na solução e conduzindo corrente elétrica; NaCl(aq)  Na+ + Cl- •Ionização: Numa solução aquosa molecular, a explicação para a condução de corrente elétrica está na formação de íons devido à interação entre as moléculas polares de ambos os compostos. HCl (g) + H2O (l)  H3O+ + Cl-(aq) Prof. Busato Química
  • 5. Eletrólitos são as substâncias que em solução aquosa, sofre ionização ou dissociação. CONCEITO ÁCIDO – BASE Prof. Busato Química
  • 6. Ácidos Ácidos de Arrhenius: são substâncias que dissolvidas em água se ionizam liberando como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H2O → H3O+ + Cl- ou HCl + H2O  H+ (aq) + Cl-(aq) H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42- ou Prof. Busato H2SO4 + 2H2O → 2H+ + SO42-(aq) Química
  • 7. Classificação dos Ácidos Quanto a presença ou ausência de Carboxila (- COOH) Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH) Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN) Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl, H2S, HBr) Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4) Prof. Busato Química
  • 8. Classificação dos Ácidos Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quaternário (H4[Fe(CN)6]) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2) Tetrácidos Prof. Busato (H4P2O7) Química
  • 9. Nomenclatura Oficial: Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: 1. Quando o elemento for apenas um oxiacido Ácido __________________ ico Radical do Elemento 2. Quando o elemento for mais de dois oxiacido ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Prof. Busato Radical do Elemento oso (- oxigênio) Química
  • 10. Exemplo: +2 - 2 H 2S Ácido sulfídrico +2 +4 - 6 *Para ácidos do enxofre H2SO3 Ácido sulfuroso usamos o radical em latim “sulfur”. +2 +6 - 8 H2SO4 Ácido sulfúrico Prof. Busato Química
  • 11. Características gerais dos ácidos Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água; Prof. Busato Química
  • 12. Ácidos importantes: • H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações: S + O2 → SO2 SO2 + ½O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país. Prof. Busato Química
  • 13. Ácidos importantes: 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano. *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem. Prof. Busato Química
  • 14. Ácidos importantes: 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais , produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH3 CH3 + 3HNO3 → NO2- -NO2 + 3H2O *As manchas na pele são causadas TNT NO 2 pela reação xantoprotéica. Prof. Busato Química
  • 15. Ácidos importantes: 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338) É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo. *Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”. Prof. Busato Química
  • 16. Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, sofre dissociação iônica, liberando como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila). NaOH → Na+ + OH- Possuem OH- (direita); Metais; Lig. Iônicas; Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- Sólidas; Fixas. Al(OH)3 → Al3+ + 3OH- Prof. Busato Química
  • 17. Nomenclatura Hidróxido de _________________ Nome do Elemento NaOH hidróxido de sódio Fe(OH)2 hidróxido de ferro II Fe(OH)3 hidróxido de ferro III Prof. Busato Química
  • 18. Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: NaOH; NH4OH - Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 - Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4 Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1) e metais alcalinos terrosos (G2). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases. Prof. Busato Química
  • 19. Classificação Quanto à Solubilidade em Água - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (G2). - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. Monobase Tribase KOH Forte Al(OH)3 Fraca Solúvel Insolúvel Prof. Busato Química
  • 20. Características gerais das bases Apresentam sabor caústico; Estriam a matéria orgânica; Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam ácidos formando sal e água; Prof. Busato Química
  • 21. Bases importantes: 1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico. Prof. Busato Química
  • 22. Bases importantes: 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem). É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces. CaO + H2O → Ca(OH)2 Cal Cal Virgem Apagada Prof. Busato Química
  • 23. Bases importantes: 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É usada como antiácido estomacal e também como laxante. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O *Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis. Prof. Busato Química
  • 24. Bases importantes: 4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox) É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax . Prof. Busato Química
  • 25. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry  Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias.  ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+. HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido Base Prof. Busato Química
  • 26. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: HCl + H2O  H3O+ + Cl- ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA NH3 + H2O  NH4+ + OH- BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE Prof. Busato CONJUGADO CONJUGADA Química
  • 27. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Forças relativas  Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.  Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Prof. Busato 7/26 Química
  • 28. Sais Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion ≠ de H+ e um ânion ≠ de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Ácido + Base ↔ Sal + Água Salificação HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O HCl NaOH Neutralização Prof. Busato Química
  • 29. Nomenclatura Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido Sufixo do ânion ídrico eto ico ato oso ito H2SO4 + Ca(OH)2 ↔ CaSO4 + 2 H2O 2 Ca(OH) Sulfato de cálcio (gesso) Prof. Busato Química
  • 30. Sais neutros ou normais São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-): H2CO3 + Ca(OH)2 ↔ Ca(OH) CaCO3 + 2 H2O 2 NaOH + H2SO4 → NaSO4 + 2 H2O Prof. Busato Química
  • 31. Classificação Quanto à Presença de Oxigênio - Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: NaCl , KBr , CaCl2 - Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 - Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6 Prof. Busato Química
  • 32. Classificação Quanto à Presença de Água - Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O - Anidro: KCl; NaCl; CaSO4 Quanto à Natureza - Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 - Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 - Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr Prof. Busato Química
  • 33. Sais importantes: 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal) É um pó branco que perde CO2 com facilidade (efervescência). É usado como antiácido estomacal , fermento químico e nos extintores de incêndio. H CO 2 3 NaHCO3 + H2O → NaOH + H2O+ CO2↑ *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga rançosa. Prof. Busato Química
  • 34. Sais importantes: 2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo) É um sólido branco que por aquecimento perde CO2 e produz CaO (calcinação). É usado na fabricação de cimentos(Portland), como corretivo do solo e como fundente em metalurgia. CaCO3 → CaO + CO2 ↑ *Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral (aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore Carrara). Prof. Busato Química
  • 35. Sais importantes: 3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile) É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além de ser um ótimo oxidante para reações químicas. É usado na fabricação de fertilizantes e explosivos. *Nos Andes era utilizado na conservação da carne por ser higroscópico. Prof. Busato Química
  • 36. Sais importantes: 4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco) É um sólido granulado obtido do líquido amoniacal das fábricas de gás. É usado na fabricação de fabricação de pilhas secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na fabricação de tecidos. *Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas. Prof. Busato Química
  • 37. Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: E x+ 2 O 2- X Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 Prof. Busato Química
  • 38. Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO -monóxido de monocarbono N2O5 -pentóxido de dinitrogênio P2O3 -trióxido de difosforo H2O -monóxido de dihidrogênio Nox fixo(g1e g2)- óxido de elemento Para metais: ∆ Nox - óxido de elemento+valência Na2O -óxido de sódio Al2O3 -óxido de alumínio FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe2O3 -óxido de ferro III (óxido férrico) Prof. Busato Química
  • 39. Óxidos importantes: 1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós) É um sólido branco de caráter anfótero (anfiprótico). É usado na fabricação de cremes dermatológicos, na industria de tintas e na galvanização do ferro. *A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de sacrifício é chamada de proteção anódica. Prof. Busato Química
  • 40. Óxidos importantes: 2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina) É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é extraído por eletrólise o alumínio metálico. Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e nos rubis. *É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de Coríndon. Prof. Busato Química
  • 41. Óxidos importantes: 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada) É uma solução aquosa que se decompõe facilmente em presença de luz (fotólise). É utilizada como agente oxidante e bactericida. H2O2 → H2O + ½O2 *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para impedir a entrada de luz. Prof. Busato Química
  • 42. Óxidos importantes: 4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã) É um sólido escuro que apresenta características ferromagnéticas. É utilizado na fabricação de caixas de som e aparelhos eletrônicos em geral. FeO + Fe2O3 → Fe3O4 *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido . Prof. Busato Química
  • 43. REVISANDO • Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa. Ácidos = substâncias Bases = substâncias que produzem íons que produzem íons H3O+ (H+), quando OH-, ao serem dissolvidos em água dissolvidos em água • Arrhenius: ácido + base → sal + água. • Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. Prof. Busato Química
  • 44. Reações de transferência de H+ • Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+. • Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-. • exemplo: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)  HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido.  H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base. • Água = comportamento de ácido ou de base. • Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases. Prof. Busato Química
  • 45. Escala de pH  Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC. pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido Prof. Busato Química
  • 46. Prof. Busato Química
  • 47. Escala de pH Indicadores ácido-base São substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro. Prof. Busato Química
  • 48. pH – Uma Medida de Acidez pH da solução (def.): é o simétrico do logaritmo decimal da concentração de hidrogeniões (em mol/L) pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] [H+][OH-] = Kw = 1,0 x10-14 - (log[H+] + log[OH-]) = -log(1,0 x10-14) -log[H+]-log[OH-] = 14,0 pH + pOH = 14,0 Prof. Busato Química
  • 49. Potencial hidrogeniônico (pH)  A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH  O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]  pH = -log [H+]  A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14. Prof. Busato Química
  • 50. pH x homeostasia Homeostasia é a constância do meio interno  equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo.  o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia . pH do Sangue Arterial pH normal Acidose Alcalose 7,0 7,4 7,8 Faixa de sobrevida Prof. Busato Química
  • 51. Alterações no pH Acúmulo de ácidos Perda de bases Aumento da [H+] Acidose Queda do pH Escala de pH 7,4 Aumento do pH Alcalose Diminuição da [H+] Perda de ácidos Acúmulo de bases Prof. Busato Química
  • 52. Fontes de H decorrentes + dos processos metabólicos Metabolismo Metabolismo aeróbico da glicose anaeróbico da glicose Ácido Carbônico Ácido Lático H+ Ácido Sulfúrico Corpos Cetônicos Ácidos Ácido Fosfórico Oxidação de Amino ácidos Oxidação incompleta de Sulfurados ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas Prof. Busato Química Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3