SlideShare uma empresa Scribd logo
1
FUNÇÕES QUÍMICAS
1 - Introdução
Nas ligações vimos que os átomos se
combinam para formarem as substâncias quími-
cas, que podem ser iônicas, moleculares ou me-
tálicas.
Essas substâncias são classificadas em
orgânicas ou inorgânicas de acordo com a pre-
sença ou não do elemento químico carbono.
Os compostos que apresentam o elemen-
to químico carbono, como o metano (CH4), ál-
cool etílico (C2H5OH), sacarose (C12H22O11) e
outros, são classificados como orgânicos e estu-
dados na química orgânica. Os compostos for-
mados pelos demais elementos químicos, como
a água (H2O), ácido sulfúrico (H2SO4), hidróxi-
do de sódio (NaOH), óxido de cálcio (CaO), e
outros, são classificados como inorgânicos e são
estudados na química inorgânica.
Obs.: os compostos, como CO, CO2 H2CO3,
Na2CO3 e outros, contém carbono mas são estu-
dados na química inorgânica.
O número de substâncias conhecidas
atualmente é muito grande e para facilitar o seu
estudo se faz necessário classificá-las em grupos
de acordo com suas propriedades químicas.
De acordo com suas propriedades quí-
micas os compostos são classificados em grupos
ou funções químicas.
Função química é um conjunto de
substâncias que apresentam propriedades quí-
micas semelhantes.
Na química inorgânica temos quatro
principais funções químicas, que são: ácido,
base, sal e óxido.
A nomenclatura e formulação dessas
funções serão feitas através da tabela de cátions
e ânions.
TABELA DOS PRINCIPAIS CÁTIONS
Monovalentes Divalentes Trivalentes Tetravalentes
H+
 hidrogênio Mg2+
 magnésio Al3+
 alumínio
Li+
 lítio Ca2+
 cálcio Bi3+
 bismuto
Na+
 sódio Sr2+
 estrôncio B3+
 boro
K+
 potássio Ba2+
 bário Cr3+
 cromo
Rb+
 rubídio Ra2+
 rádio
Cs+
 césio Cd2+
 cádmio
Ag+
 prata Zn2+
 zinco
NH4
+
 amônio
Cu+
 cobre I Cu2+
 cobre II
Au+
 ouro I Au3+
 ouro III
Hg2
2+
 mercúrio I Hg2+
 mercúrio II
Fe2+
 ferro II Fe3+
 ferro III
Ni2+
 níquel II Ni3+
 níquel III
Co2+
 cobalto II Co3+
 cobalto III
Sn2+
 estanho II Sn4+
 estanho IV
Pb2+
 chumbo II Pb4+
 chumbo IV
Mn2+
 manganês II Mn4+
 manganês IV
Pt2+
 platina II Pt4+
 platina IV
Obs.: Quando um elemento formar cátions com números de cargas diferentes, costuma-se utilizar o
sufixo OSO para o cátion de menor número de carga e o sufixo ICO para o de maior número de carga.
2
TABELA DOS PRINCIPAIS ÂNIONS
Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes
H-
 hidreto O
2-
 óxido N
3-
 nitreto [Fe(CN)6]
4-
 ferrocianeto
OH-
 hidróxido S
2-
 sulfeto PO4
3-
 (orto)fosfato SiO4
4-
 ortossilicato
F-
 fluoreto SO3
2-
 sulfito BO3
3-
 borato P2O7
4-
 pirofosfato
Cl-
 cloreto SO4
2-
 sulfato AsO3
3-
 arsenito As2O7
4-
 piroarseniato
Br-
 brometo S2O3
2-
 tiossulfato AsO4
3-
 arseniato Sb2O7
4-
 piroantimoniato
I-
 iodeto CO3
2-
 carbonato SbO3
3-
 antimonito
CN-
 cianeto CrO4
2-
 cromato SbO4
3-
 antimoniato
ClO-
 hipoclorito Cr2O7
2-
 dicromato [Fe(CN)6]
3-
 ferricianeto
ClO2
-
 clorito SiO3
2-
 metassilicato
ClO3
-
 clorato HPO3
2-
 fosfito
ClO4
-
 perclorato MnO4
2-
 manganato
BrO-
 hipobromito
BrO3
-
 bromato
IO-
 hipoiodito
IO3
-
 iodato
IO4
-
 periodato
NO2
-
 nitrito
NO3
-
 nitrato
CNO-
 cianato
MnO4
-
 permanganato
H2PO2
-
 hipofosfito
PO3
-
 metafosfato
H3CCOO-
 acetato
2 - Estudo dos Ácidos
2.1 - Conceito de Arrhenius.
Ácido é toda substância que em água se
ioniza produzindo como cátion somente o íon
H+
.
O íon H+
é responsável pelas proprieda-
des que caracterizam os ácidos, e que veremos
posteriormente.
Obs.: O átomo de hidrogênio que, em solução
aquosa, se transforma em H+
é denominado de
hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido.
Equações de ionização:
a) HCl H+ + Cl
b) HCN H+ + CN
-
-
H2O
H2O
c) H2SO4 H+ + SO4
d) H3PO4 H+ + PO4
-
-2
3
3
2
H2O
H2O
e) H4SiO4 H+ + SiO4
-44
H2O
3
H2O
H2O
H2O
f) HNO3
g) H2CrO4
h) H3BO3
i) H4P2O7
H2O
O conceito de ácido segundo Arrhenius,
deveria ser alterado pois sabe-se, atualmente,
que o íon H+
não existe livre em solução aquosa
e sim na forma de íon H3O+
(hidrônio ou hidro-
xônio), conforme equação:
H+
+ H2O  H3O+
Então, as equações de ionização acima
seriam melhor representadas por:
Exemplos:
a) ionização do HCl.
+
HCl H+ + Cl-
H + H2O H3O
HCl + H2O H3O + Cl
água
{ +
+ -
+
b) ionização do HCN
+
HCN H+ + CN-
H + H2O H3O
HCN + H2O H3O + CN
água
{ +
+ -
+
c) ionização do H2SO4
+
H2SO4 2 H+ + SO4
2 H + 2 H2O 2 H3O
H2SO4 + 2 H2O 2 H3O + SO4
água
{ +
+
+
2-
2-
d) ionização do H3PO4
+
H3PO4 3 H+ + PO4
3 H + 3 H2O 3 H3O
H3PO4 + 3 H2O 3 H3O + PO4
água
{ +
+
+
3-
3-
e) ionização do H4SiO4
+
H4SiO4 4 H+ + SiO4
4 H + 4 H2O 4 H3O
H4SiO4 + 4 H2O 4 H3O + SiO4
água
{ +
+
+
4-
4-
f) ionização do HNO3
g) ionização do H2CrO4
h) ionização do H3BO3
i) ionização do H4P2O7
Observação:
Quando um ácido apresenta dois ou mais
de hidrogênios ionizáveis, sua ionização se dará
por etapas, ou seja, a liberação destes não ocor-
re de forma direta e sim em etapas.
Exemplos:
a) ionização em etapas do H2SO4
H2SO4 H+ + HSO4 ( etapa)
HSO4 H+ + SO4 ( etapa)2- -
-
- 1
2
a
aágua
água
H2SO4 2 H+ + SO4 (total)2água
{+
ou
4
{
-
+
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 ( etapa)
HSO4 + H2O H3O+ + SO4 ( etapa)2- -
- 1
2
a
a
H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4 (total)2
b) ionização em etapas do H2S
c) ionização do em etapas do H3PO4
2.2 - Classificação dos ácidos
A classificação dos ácidos pode ser:
a) Quanto à volatilidade.
Os ácidos, sendo todos compostos mole-
culares, podem ser encontrados no estado sólido
(H3BO3), líquido (H2SO4) ou gasoso (HCl), nas
condições ambientes.
Os ácidos que apresentam pontos de e-
bulição elevados como H2SO4 (340o
C) e H3PO4
(220o
C) são considerados fixos. Os que apresen-
tam pontos de ebulição baixos, como HNO3
(86o
C) e os gasosos como HCl, HCN, e outros,
são considerados voláteis.
b) Quanto a presença ou não de oxigênio.
Hidrácidos: são ácidos que não apresen-
tam oxigênio na molécula.
Exemplos:
HCl, HBr, H2S, HCN.
Oxiácidos: são ácidos que apresentam
oxigênio na molécula.
Exemplos:
HNO3, H2SO4, H3PO4, H2CO3.
c) Quanto ao número de hidrogênios ionizá-
veis ou hidrogênios ácidos.
Monoácidos: são ácidos que apresentam
apenas um hidrogênio ionizável por molécula.
Exemplos:
HCl, HBr, HNO3, HCNO, H3PO2.
Diácidos: são ácidos que apresentam
dois hidrogênios ionizáveis por molécula.
Exemplos:
H2S, H2SO4, H2MnO4, H3PO3.
Triácidos: são ácidos que apresentam
três hidrogênios ionizáveis por molécula.
Exemplos:
H3PO4, H3AsO4.
Tretrácidos: são ácidos que apresentam
quatro hidrogênios ionizáveis por molécula.
Exemplos:
H4P2O7, H4[Fe(CN)6].
Nos hidrácidos todos os hidrogênios são
ionizáveis e para os oxiácidos, são ionizáveis os
hidrogênios ligados a átomos de oxigênio.
d) Quanto ao grau de ionização (força).
Grau de ionização () de um ácido é a
relação entre o número de moléculas ionizadas
(ni) pelo número total de moléculas dissolvidas
(nd).
Exemplo:
Para o HCl, a cada 100 moléculas dis-
solvidas, 92 se ionizam. Logo,
O grau de ionização () normalmente é
expresso em percentagem, por isso o  do HCl é
igual a 92%.
De acordo com o grau de ionização dos
ácidos, podemos classificá-los em:
Ácidos Fortes: são ácidos que apresen-
tam   50%.
Exemplos:
HI ( = 97%) HClO4 ( = 97%),
HCl ( = 92%) H2SO4 ( = 61%).
Ácidos Moderados ou Semifortes: são
ácidos que apresentam 5% <  < 50%.
5
Exemplos:
HF ( = 8,1%) H3PO4 ( = 27%).
Ácidos Fracos: são ácidos que apresen-
tam   5%.
Exemplos: H2CO3 ( = 0,06%)
HCN ( = 0,002%).
Um modo mais prático para se determi-
nar a força dos ácidos comuns, é através das
regras de Pauling, onde temos:
Hidrácidos: são fortes os ácidos HI,
HBr, HCl. O HF é moderado e os demais hidrá-
cidos são fracos.
Oxiácidos: a força dos oxiácidos pode
ser determinada pela diferença entre o número
de átomos de oxigênio e o número de átomos de
hidrogênios ionizáveis na molécula. Quanto
maior for a diferença, maior será a força do áci-
do.
n de n de hidrogênios
oxigênios ionizáveis
o_ _o
( )()-
> 1 (ácido forte)
= 1 (ácido moderado)
< 1 (ácido fraco)
Obs.: O H2CO3 apresenta a diferença entre o
número de oxigênios e hidrogênios ionizáveis
igual a 1, mas é um ácido fraco por que se de-
compõe facilmente, de acordo com equação:
H2CO3  H2O + CO2
Exemplos:
a) HClO4
(4 oxigênios) - (1 hidrogênio) = 3 (forte).
b) H2SO4
(4 oxigênios) - (2 hidrogênios) = 2 (forte).
c) H3PO4
(4 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 1 (moderado).
d) H3BO3
(3 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 0 (fraco)
e) HMnO4
f) HNO3
g) HClO3
H2CO3
2.3 - Nomenclatura e Formulação.
Existem várias maneiras de nomear e
formular os ácidos. A que adotaremos é através
da tabela de ânions. A tabela apresenta o nome
dos ânions com terminação ato, eto ou ito, mas
o nome dos ácidos apresenta terminação ídrico,
ico ou oso.
Para se determinar a nomenclatura dos
ácidos, devemos encontrar o ânion correspon-
dente, na tabela de ânions, e trocar a terminação
conforme o quadro abaixo.
TERMINAÇÃO
ÂNION ÁCIDO
ATO ICO
ETO ÍDRICO
ITO OSO
Encontrando o ânion correspondente e
trocando a terminação, o nome do ácido é dado
por:
Ácido ...........(terminação do ânion trocada)
Obs.: Uma maneira prática para encontrar o
ânion correspondente é através da sua carga,
que é igual ao número de hidrogênios ionizáveis
existentes por molécula do ácido.
Exemplos:
Escrever o nome dos seguintes ácido.
a) HNO3
6
Este ácido apresenta 1 hidrogênio ioni-
zável, por isso, temos o ânion NO3
-
(monovalen-
te). Na tabela de ânions, encontramos o NO3
-
com o nome nitrato. Trocando a terminação
(ATO por ICO) temos o nome Nítrico. Então o
nome da substância HNO3, é ácido nítrico.
b) H2S  ácido sulfídrico (proveniente do â-
nion bivalente sulfeto)
c) HClO2  ácido cloroso (proveniente do
ânion monovalente clorito)
d) HBr 
e) HCN 
f) H2SO4 
g) H2CO3 
h) H3PO4 
i) H3BO3 
j) HClO 
l) H3AsO3 
Para a formulação dos ácidos utilizamos
o procedimento inverso da nomenclatura, ou
seja, troca-se a terminação do ácido pela termi-
nação do ânion correspondente e localiza-o na
tabela de ânions. Acrescenta-se tantos hidrogê-
nios quanto for a carga do ânion.
H+ + Ax- HxA
ânion ácido
Exemplos:
Escrever a fórmula dos seguintes ácidos:
a) ácido nitroso: o ânion correspondente é o
nitrito (NO2
-
) e o número de hidrogênios que
devemos acrescentar é 1, logo a fórmula do
ácido é HNO2.
b) ácido iodídrico: HI (ânion correspondente é
o iodeto  I-
)
c) ácido arsênico: H3AsO4 (ânion correspon-
dente é o arseniato  AsO4
3-
)
d) ácido clórico:
e) ácido ciânico:
f) ácido permangânico:
g) ácido sulfídrico:
h) ácido fluorídrico:
i) ácido antimônico:
Os prefixos: orto, meta e piro utilizados
na nomenclatura, estão relacionados com o grau
de hidratação dos ácidos.
O prefixo orto, meta e piro são usados
para os ácidos que apresentam, respectivamente
maior, menor e intermediário grau de hidrata-
ção.
A fórmula dos ácidos meta e piro, po-
dem ser determinadas através do ácido orto.
meta = orto - H2O
piro = 2 orto - H2O
Exemplos:
a) Ácido metafosfórico:
H3PO4 - H2O = HPO3
ác. (orto)fosfórico ác. metafosfórico
b) Ácido pirofosfórico:
2 H3PO4 - H2O = H4P2O7
ác. (orto)fosfórico ác. pirofosfórico
7
Alguns ácidos são muito utilizados no
nosso estudo, por esta razão procure memorizar
o nome e a fórmula dos seguintes ácidos.
HF  ácido fluorídrico.
HCl  ácido clorídrico.
HBr  ácido bromídrico.
HI  ácido iodídrico.
H2S  ácido sulfídrico.
HCN  ácido cianídrico.
HNO3  ácido nítrico.
H2SO4  ácido sulfúrico.
H2CO3  ácido carbônico.
H3PO4  ácido fosfórico.
H3BO3  ácido bórico
2.4 - Propriedades dos Ácidos.
a) Os ácidos são compostos moleculares, e po-
dem se apresentar no estado sólido, líquido
ou gasoso, nas condições ambientes.
b) Os ácidos em solução aquosa conduzem cor-
rente elétrica devido a ionização.
c) Ação sobre indicadores ácido-base.
Indicadores Coloração (meio ácido)
Fenolftaleína Incolor
Metilorange vermelha
Tornassol vermelha
Azul de bromotimol amarela
d) Os ácidos reagem com metais menos reativos
que o hidrogênio da série de reatividade dos
metais, liberando gás hidrogênio.
e) Os ácidos reagem com carbonatos liberando
gás carbônico.
f) Os ácidos neutralizam as bases.
2.5 - Fórmula Estrutural dos Oxiácidos.
Para montar a fórmula estrutural de um
oxiácido (HxEOy) devemos considerar as se-
guintes regras:
a) Identificar o elemento central (E).
b) Colocar os oxigênios em volta do elemento
central (E).
c) Ligar hidrogênio a oxigênio na forma
HO. Exceção: H3PO3 e H3PO2.
d) Ligar o grupo HO ao elemento central.
e) Caso o elemento central não tenha completa-
do o número de ligações covalentes permitidas,
de acordo com o grupo da tabela periódica a
que pertence, ligar o um dos oxigênios rema-
nescentes com dupla ligação. Se estiver comple-
to fazer ligação(ões) dativa(s) com o(s) oxigê-
nio(s).
Exemplo:
a) Construir a fórmula estrutural do H3PO4.
Considerando o H3PO4 onde o P(Família
5A) é o elemento central, devendo fazer 3 liga-
ções covalentes simples de acordo com o grupo
da tabela periódica que o mesmo pertence. Os 4
oxigênios devem estar em volta do P. Ligar os
H aos oxigênios formando o grupo H___
O___
,
ligando este ao P através de ligações simples a
fim de obter o octeto de cada átomo.
O
H O P O H
O
H
O
H O P O H
O
H
Como o P já tem o octeto completo, devemos
montar assim uma ligação dativa entre o oxigê-
nio e o P.
O
H O P O H
O
H
b) Construir a fórmula estrutural do H2SO4.
c) Construir a fórmula estrutural do HNO3
8
d) Construir a fórmula estrutural do H2CO3.
e) Construir a fórmula estrutural do HNO3.
f) Construir a fórmula estrutural do HClO4.
h) Construir a fórmula estrutural do H3PO3.
EXERCÍCIOS
1) Escrevas as equações de ionização total dos
seguintes ácidos:
a) H2SO4
b) H3PO4
c) H3 [Fe(CN)6]
d) H2CO3
2) Classifique os ácidos abaixo quanto a pre-
sença de oxigênio, número de hidrogênios ioni-
záveis e força.
a) HBr
______________________________________
______________________________________
b) HClO
______________________________________
______________________________________
c) H2S
______________________________________
______________________________________
d) HNO3
______________________________________
______________________________________
e) H4As2O7
______________________________________
______________________________________
f) HCIO4
______________________________________
______________________________________
g) H3PO4
______________________________________
______________________________________
3) Cite três propriedades dos ácidos.
R.:____________________________________
______________________________________
______________________________________
4) Qual a característica dos ácidos cujos nomes
terminam por ídrico.
R.:____________________________________
______________________________________
5) Em cada um dos grupos, disponha os ácidos
em ordem crescente de força:
a) H2S, HI, HF
______________________________________
______________________________________
b) HNO3, HNO2
______________________________________
______________________________________
c) HClO4, HClO3, HClO2, HClO
______________________________________
______________________________________
d) HClO4, H2SO4, H3PO4, HClO
______________________________________
______________________________________
9
6) Dê o nome dos seguintes ácidos:
a) H3PO2 ___________________________
b) H4P2O7 ___________________________
c) HF ___________________________
d) H3BO3 ___________________________
e) H3PO3 ___________________________
f) H2S ___________________________
g) HIO2 ___________________________
h) HCN ___________________________
i) HNO3 ___________________________
j) H3AsO4 ___________________________
l) H4Fe(CN)6 ___________________________
7) Escreva a fórmula dos seguintes ácidos:
a) ácido sulfúrico _____________________
b) ácido nitroso _____________________
c) ácido hipofosforoso _______________
d) ácido fosfórico _____________________
e) ácido iódico _____________________
f) ácido periódico _____________________
g) ácido nítrico _____________________
h) ácido manganoso _____________________
i) ácido carbônico _____________________
j) ácido brômico _____________________
k) ácido metafosfórico _______________
l) ácido hipocloroso _____________________
m) ácido sulfuroso _____________________
n) ácido cianídrico _____________________
o) ácido arsênico _____________________
p) ácido pirofosfórico ____________________
q) ácido ciânico _____________________
7) Dê a fórmula molecular e a estrutural dos
ácidos :
a) ácido iódico
b) ácido sulfúrico
c) ácido carbônico
d) ácido nitroso
e) ácido nítrico
f) ácido perclórico
g) ácido sulfuroso
10
8) Por que o ácido hipofosforoso (H3PO2) e o
ácido fosforoso H3PO3), apesar de possuírem
três hidrogênios nas respectivas moléculas,
não são triácidos? Justifique através da fór-
mula estrutural.
9) Em que condições os ácidos conduzem cor-
rente elétrica? Justifique a sua resposta e-
xemplificando através da equação de ioniza-
ção.
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do ânion brometo:
Ânion Ácido Classificação
Nome do
ânion
Fórmula do
ânion
Nome do
ácido
Fórmula do
ácido
Presença de
oxigênio
Número de
H+
Força
brometo Br- Ác. bromídrico HBr hidrácido monoácido forte
SO4
2-
ác. nítrico
H2CrO4
CNO-
fosfato
ác. iódico
H3BO3
MnO4
-
cianeto
HNO2
hipoclorito
ClO2
-
ác. clórico
HClO4
sulfito
F-
ác. brômico
HBrO
hipoiodito
S2-
ác. iódico
11
3 - Estudo das Bases
3.1 - Conceito de Arrhenius.
Base é toda substância que em água se
dissocia, produzindo como ânion, somente o íon
OH-
.
O íon OH-
, denominado de hidróxido, é
responsável pelas propriedades que caracteri-
zam as bases.
Equações de dissociação:
a) NaOH Na+ + OH-
b) Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-
c) Al(OH)3 Al3+ + 3 OH-
d) KOH
e) Ba(OH)2
f) Fe(OH)3
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
3.2 - Classificação das bases.
a) Quanto ao número de OH-
.
Monobases: apresentam apenas um OH-
.
Exemplos:
NaOH, KOH, NH4OH.
Dibases: apresentam dois OH-
.
Exemplos:
Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2.
Tribases: apresentam três OH-
.
Exemplos:
Al(OH)3, Fe(OH)3.
Tetrabases: apresentam quatro OH-
.
Exemplos:
Sn(OH)4, Pb(OH)4.
b) Quanto à solubilidade em água.
Solúveis: são as bases de metais alcali-
nos e amônio.
Exemplos: NaOH, KOH, NH4OH.
Pouco solúveis: são as bases de metais
alcalinos terrosos.
Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2.
Insolúveis: são todas as demais bases.
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4.
c) Quanto à Força.
Fortes: bases muito dissociadas. São
bases fortes dos metais alcalinos e alcalinos
terrosos: (cálcio, bário e rádio).
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2.
Fracas: bases pouco dissociadas. São as
demais bases.
Exemplos: AgOH, Zn(OH)2, Al(OH)3, NH4OH.
3.3 - Nomenclatura e formulação.
Como as bases são formadas por um
cátion geralmente metálicos e por um ânion
(OH), a nomenclatura e a formulação das bases
são determinadas através da tabela de cátions.
Nomenclatura:
Hidróxido de ......................................
nome do cátion
Exemplos:
a) NaOH  hidróxido de sódio
b) AgOH  hidróxido de prata
c) Fe(OH)3  hidróxido de ferro III
d) Cu(OH)2 
e) LiOH 
f) Sn(OH)4 
Obs.: A amônia NH3, conhecida como amonía-
co é um composto molecular e gasoso que ao
dissolver-se em água sofrem ionização produ-
zindo como ânion o íon OH-
. O produto da rea-
ção da amônia com água forma um composto
que pode ser representado por NH4OH, denomi-
nado de hidróxido de amônio (este só existe em
água). O fenômeno pode ser representado pela
equação:
NH3(g) + H2O(l) NH4(aq) + OH(aq)
-+
NH4OH
12
Formulação:
Procura-se o cátion correspondente na
tabela e acrescenta-se um número OH-
., igual a
carga do cátion.
Mex+ + OH- Me(OH)x
Exemplos:
a) Hidróxido de lítio:
cátion: Li+
(monovalente)
no
de OH-
.= 1 OH-
fórmula da base: LiOH
b) Hidróxido de bário:
cátion: Ba2+
(divalente)
no
de OH-
. = 2 OH-
fórmula da base: Ba(OH)2
c) Hidróxido de alumínio:
d) Hidróxido de ferro III:
e) Hidróxido de zinco:
f) Hidróxido de ouro III:
g) Hidróxido de magnésio:
Algumas bases são muito utilizados no
nosso estudo, por esta razão procure memorizar
o nome e a fórmula das seguintes bases:
NaOH  hidróxido de sódio
KOH  hidróxido de potássio
NH4OH  hidróxido de amônio
Ca(OH)2  hidróxido de cálcio
Mg(OH)2  hidróxido de magnésio
Al(OH)3  hidróxido de alumínio
Cu(OH)2  hidróxido de cobre II
AgOH  hidróxido de prata
Fe(OH)3  hidróxido de ferro III
3.4 - Propriedades das bases.
a) As bases, em geral, são iônicas por isso
quanto ao estado físico são sólidos, exceto o
NH4OH que só existe em solução aquosa..
b) Ação das bases sobre indicadores:
meio meio
indicadores ácido básico
fenolftaleína incolor vermelha
metilorange vermelha amarela
tornassol vermelha azul
azul de bromotimol amarela azul
c) As bases neutralizam os ácidos.
d) A maioria das bases metálicas quando aque-
cidas se decompõem em óxido e água. As
bases dos metais alcalinos resistem ao aque-
cimento e podem ser fundidas.
Exemplos:
a) Cu(OH)2  CuO + H2O
b) Ca(OH)2  CaO + H2O
Obs.: O NH4OH se decompõem, segundo a e-
quação:
NH4OH  NH3 + H2O
e) As bases conduzem corrente elétrica em so-
lução aquosa. As bases de metais alcalinos,
também conduzem no estado fundido.
EXERCÍCIOS
1) Escreva a equação de dissociação iônica das
bases:
a) hidróxido de lítio
13
b) hidróxido de magnésio
c) hidróxido ferro III
d) hidróxido de zinco
e) hidróxido ouro III
2) Cite três propriedades das bases.
R.:____________________________________
______________________________________
______________________________________
3) Classifique quanto à força, número de OH-
e
à solubilidade em água, as seguintes bases:
a) Pb(OH)2
b) KOH
c) Mn(OH)4
d) Sr(OH)2
e) Fe(OH)3
f) Co(OH)3
4) Obtenha a fórmula das seguintes bases:
a) hidróxido de sódio
b) hidróxido níquel III
c) hidróxido de magnésio
d) hidróxido de estanho II
e) hidróxido de zinco
f) hidróxido de mercúrio II
g) hidróxido prata
h) hidróxido de estanho IV
i) hidróxido cobre II
j) hidróxido de cádmio
5) Dê os nomes das bases:
a) KOH _________________________
b) Ba(OH)2 _________________________
c) Mg(OH)2 _________________________
d) Bi(OH)3 _________________________
e) LiOH _________________________
f) Be(OH)2 _________________________
g) Al(OH)3 _________________________
h) Cr(OH)3 _________________________
i) NH4OH _________________________
j) AgOH _________________________
6) Dê o nome das seguintes bases empregando
os sufixos oso e ico para os cátions:
a) Fe(OH)2 _________________________
b) Cu(OH)2 _________________________
c) Pt(OH)4 _________________________
d) Sn(OH)4 _________________________
e) Ni(OH)3 _________________________
f) Fe(OH)3 _________________________
14
g) CuOH _________________________
h) Co(OH)2 _________________________
i) AuOH _________________________
j) Hg2(OH)2 _________________________
l) Au(OH)3 _________________________
m) Ni(OH)2 _________________________
10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do hidróxido de lítio:
Nome da base Fórmula da base Solubilidade Número de OH-
Força
Hidróxido de lítio LiOH solúvel monobase forte
Ca(OH)2
Hidróxido de prata
Al(OH)3
Hidróxido de magnésio
Fe(OH)2
Hidróxido de ouro III
KOH
Hidróxido de cádmio
NH4OH
Hidróxido de zinco
CuOH
Hidróxido de bário
Pb(OH)4
Hidróxido de sódio
Sr(OH)2
Hidróxido de césio
Ra(OH)2
Hidróxido de ferro III
Hg(OH)2
Hidróxido de rubídio
Ni(OH)3
Hidróxido de ouro I
Co(OH)3
45

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Funções Inorgânicas
Funções InorgânicasFunções Inorgânicas
Funções Inorgânicas
Fabi Wentz
 
Estudo comparativo acido base
Estudo comparativo acido baseEstudo comparativo acido base
Estudo comparativo acido base
Carlos Kramer
 
áCidos e bases
áCidos e basesáCidos e bases
áCidos e bases
Vicente Soella Neto
 
Aula_ ácidos e bases
Aula_ ácidos e basesAula_ ácidos e bases
Aula_ ácidos e bases
Lorrana Nóbrega
 
105
105105
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
Julyanne Rodrigues
 
Funções Inorganicas[1] (1)
Funções Inorganicas[1] (1)Funções Inorganicas[1] (1)
Funções Inorganicas[1] (1)
Saulo Luis Capim
 
Acidos, bases e sais
Acidos, bases e saisAcidos, bases e sais
Acidos, bases e sais
Patronato Sagrada Família EEFM
 
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e basesFunções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
Matheus Von Sohsten Tavares
 
Funções inorgânicas (acidos bases)
Funções inorgânicas (acidos  bases)Funções inorgânicas (acidos  bases)
Funções inorgânicas (acidos bases)
Karol Maia
 
Função inorganica3
Função inorganica3Função inorganica3
Função inorganica3
estead2011
 
21. ácidos e bases
21. ácidos e bases21. ácidos e bases
21. ácidos e bases
profaugustosergio
 
Funcoes inorganicas
Funcoes inorganicasFuncoes inorganicas
Funcoes inorganicas
estead2011
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETOFUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
Silvio Gentil
 
3quimica roberto func_inorg
3quimica roberto func_inorg3quimica roberto func_inorg
3quimica roberto func_inorg
Eliete Braga
 
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
Fagner Aquino
 
Teoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganicaTeoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganica
Ana Dias
 
Funções Inorgânicas e Reações Químicas
Funções Inorgânicas e Reações QuímicasFunções Inorgânicas e Reações Químicas
Funções Inorgânicas e Reações Químicas
Carlos Priante
 
Ácidos
ÁcidosÁcidos
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
ISJ
 

Mais procurados (20)

Funções Inorgânicas
Funções InorgânicasFunções Inorgânicas
Funções Inorgânicas
 
Estudo comparativo acido base
Estudo comparativo acido baseEstudo comparativo acido base
Estudo comparativo acido base
 
áCidos e bases
áCidos e basesáCidos e bases
áCidos e bases
 
Aula_ ácidos e bases
Aula_ ácidos e basesAula_ ácidos e bases
Aula_ ácidos e bases
 
105
105105
105
 
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
classificacao e_nomenclatura_de_acidos_bases_e_sais
 
Funções Inorganicas[1] (1)
Funções Inorganicas[1] (1)Funções Inorganicas[1] (1)
Funções Inorganicas[1] (1)
 
Acidos, bases e sais
Acidos, bases e saisAcidos, bases e sais
Acidos, bases e sais
 
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e basesFunções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
Funções inorgânicas - Nomenclatura de ácidos e bases
 
Funções inorgânicas (acidos bases)
Funções inorgânicas (acidos  bases)Funções inorgânicas (acidos  bases)
Funções inorgânicas (acidos bases)
 
Função inorganica3
Função inorganica3Função inorganica3
Função inorganica3
 
21. ácidos e bases
21. ácidos e bases21. ácidos e bases
21. ácidos e bases
 
Funcoes inorganicas
Funcoes inorganicasFuncoes inorganicas
Funcoes inorganicas
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETOFUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
FUNÇÕES INORGÂNICAS COMPLETO
 
3quimica roberto func_inorg
3quimica roberto func_inorg3quimica roberto func_inorg
3quimica roberto func_inorg
 
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS.
 
Teoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganicaTeoria Acido-base inorganica
Teoria Acido-base inorganica
 
Funções Inorgânicas e Reações Químicas
Funções Inorgânicas e Reações QuímicasFunções Inorgânicas e Reações Químicas
Funções Inorgânicas e Reações Químicas
 
Ácidos
ÁcidosÁcidos
Ácidos
 
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
 

Semelhante a Teoria acido e_base

Ácidos e Bases
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácidos e Bases
Marcos Júnior
 
Funcoes inorganicas
Funcoes inorganicasFuncoes inorganicas
Funcoes inorganicas
estead2011
 
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidosCapítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Igor Brant
 
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e BasesAula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
Nelson Virgilio Carvalho Filho
 
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br - Química - Função Inorgânica
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br    - Química -  Função Inorgânicawww.ApoioAulasParticulares.Com.Br    - Química -  Função Inorgânica
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br - Química - Função Inorgânica
Aula Particular Aulas Apoio
 
www.aulaparticularonline.net.br - Química - Função Inorgânica
www.aulaparticularonline.net.br - Química -  Função Inorgânicawww.aulaparticularonline.net.br - Química -  Função Inorgânica
www.aulaparticularonline.net.br - Química - Função Inorgânica
Lucia Silveira
 
www.aulasapoio.com - Química - Função Inorgânica
www.aulasapoio.com - Química -  Função Inorgânicawww.aulasapoio.com - Química -  Função Inorgânica
www.aulasapoio.com - Química - Função Inorgânica
Aulas Apoio
 
www.AulasParticulares.Info - Química - Função Inorgânica
www.AulasParticulares.Info - Química -  Função Inorgânicawww.AulasParticulares.Info - Química -  Função Inorgânica
www.AulasParticulares.Info - Química - Função Inorgânica
AulasParticularesInfo
 
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
Alberto Macêdo
 
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicaswww.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
Vídeo Aulas Apoio
 
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
edneigoncalves74
 
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
Silvio Gentil
 
Apresentação funções inorgânicas
Apresentação funções inorgânicasApresentação funções inorgânicas
Apresentação funções inorgânicas
RenanKiev
 
Inorganica reacoes-e-funcoes
Inorganica reacoes-e-funcoesInorganica reacoes-e-funcoes
Inorganica reacoes-e-funcoes
Maria Amélia Lattaro
 
A5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicasA5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicas
ProCLAUDIA/LUCIANE MEIJON/SOARES
 
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOSAPOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
Helena Aragão De Sá Martins
 
Química geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
Química geral - Ácidos e Bases Funções InorgânicasQuímica geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
Química geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
Jean Carlos
 
Apresentação Funções Inorgânicas
Apresentação Funções InorgânicasApresentação Funções Inorgânicas
Apresentação Funções Inorgânicas
RenanKiev
 
A5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicasA5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicas
Marcos Júnior
 
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando AbreuFunções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
Fernando Abreu
 

Semelhante a Teoria acido e_base (20)

Ácidos e Bases
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácidos e Bases
 
Funcoes inorganicas
Funcoes inorganicasFuncoes inorganicas
Funcoes inorganicas
 
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidosCapítulo 19 e 20   funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
Capítulo 19 e 20 funções químicas ácidos, bases, sais e óxidos
 
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e BasesAula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
 
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br - Química - Função Inorgânica
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br    - Química -  Função Inorgânicawww.ApoioAulasParticulares.Com.Br    - Química -  Função Inorgânica
www.ApoioAulasParticulares.Com.Br - Química - Função Inorgânica
 
www.aulaparticularonline.net.br - Química - Função Inorgânica
www.aulaparticularonline.net.br - Química -  Função Inorgânicawww.aulaparticularonline.net.br - Química -  Função Inorgânica
www.aulaparticularonline.net.br - Química - Função Inorgânica
 
www.aulasapoio.com - Química - Função Inorgânica
www.aulasapoio.com - Química -  Função Inorgânicawww.aulasapoio.com - Química -  Função Inorgânica
www.aulasapoio.com - Química - Função Inorgânica
 
www.AulasParticulares.Info - Química - Função Inorgânica
www.AulasParticulares.Info - Química -  Função Inorgânicawww.AulasParticulares.Info - Química -  Função Inorgânica
www.AulasParticulares.Info - Química - Função Inorgânica
 
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
Funções inorgânicas ( ácidos e bases )
 
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicaswww.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
www.CentroApoio.com - Química - Funções Inorgânicas
 
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
1- aula 1 - funções inorgânicas compl.pptx
 
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
 
Apresentação funções inorgânicas
Apresentação funções inorgânicasApresentação funções inorgânicas
Apresentação funções inorgânicas
 
Inorganica reacoes-e-funcoes
Inorganica reacoes-e-funcoesInorganica reacoes-e-funcoes
Inorganica reacoes-e-funcoes
 
A5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicasA5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicas
 
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOSAPOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
APOSTILA - COMPOSTOS INORGÂNICOS
 
Química geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
Química geral - Ácidos e Bases Funções InorgânicasQuímica geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
Química geral - Ácidos e Bases Funções Inorgânicas
 
Apresentação Funções Inorgânicas
Apresentação Funções InorgânicasApresentação Funções Inorgânicas
Apresentação Funções Inorgânicas
 
A5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicasA5 i funcoes_inorganicas
A5 i funcoes_inorganicas
 
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando AbreuFunções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
Funções Inorgânicas - Prof. Fernando Abreu
 

Teoria acido e_base

  • 1. 1 FUNÇÕES QUÍMICAS 1 - Introdução Nas ligações vimos que os átomos se combinam para formarem as substâncias quími- cas, que podem ser iônicas, moleculares ou me- tálicas. Essas substâncias são classificadas em orgânicas ou inorgânicas de acordo com a pre- sença ou não do elemento químico carbono. Os compostos que apresentam o elemen- to químico carbono, como o metano (CH4), ál- cool etílico (C2H5OH), sacarose (C12H22O11) e outros, são classificados como orgânicos e estu- dados na química orgânica. Os compostos for- mados pelos demais elementos químicos, como a água (H2O), ácido sulfúrico (H2SO4), hidróxi- do de sódio (NaOH), óxido de cálcio (CaO), e outros, são classificados como inorgânicos e são estudados na química inorgânica. Obs.: os compostos, como CO, CO2 H2CO3, Na2CO3 e outros, contém carbono mas são estu- dados na química inorgânica. O número de substâncias conhecidas atualmente é muito grande e para facilitar o seu estudo se faz necessário classificá-las em grupos de acordo com suas propriedades químicas. De acordo com suas propriedades quí- micas os compostos são classificados em grupos ou funções químicas. Função química é um conjunto de substâncias que apresentam propriedades quí- micas semelhantes. Na química inorgânica temos quatro principais funções químicas, que são: ácido, base, sal e óxido. A nomenclatura e formulação dessas funções serão feitas através da tabela de cátions e ânions. TABELA DOS PRINCIPAIS CÁTIONS Monovalentes Divalentes Trivalentes Tetravalentes H+  hidrogênio Mg2+  magnésio Al3+  alumínio Li+  lítio Ca2+  cálcio Bi3+  bismuto Na+  sódio Sr2+  estrôncio B3+  boro K+  potássio Ba2+  bário Cr3+  cromo Rb+  rubídio Ra2+  rádio Cs+  césio Cd2+  cádmio Ag+  prata Zn2+  zinco NH4 +  amônio Cu+  cobre I Cu2+  cobre II Au+  ouro I Au3+  ouro III Hg2 2+  mercúrio I Hg2+  mercúrio II Fe2+  ferro II Fe3+  ferro III Ni2+  níquel II Ni3+  níquel III Co2+  cobalto II Co3+  cobalto III Sn2+  estanho II Sn4+  estanho IV Pb2+  chumbo II Pb4+  chumbo IV Mn2+  manganês II Mn4+  manganês IV Pt2+  platina II Pt4+  platina IV Obs.: Quando um elemento formar cátions com números de cargas diferentes, costuma-se utilizar o sufixo OSO para o cátion de menor número de carga e o sufixo ICO para o de maior número de carga.
  • 2. 2 TABELA DOS PRINCIPAIS ÂNIONS Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes H-  hidreto O 2-  óxido N 3-  nitreto [Fe(CN)6] 4-  ferrocianeto OH-  hidróxido S 2-  sulfeto PO4 3-  (orto)fosfato SiO4 4-  ortossilicato F-  fluoreto SO3 2-  sulfito BO3 3-  borato P2O7 4-  pirofosfato Cl-  cloreto SO4 2-  sulfato AsO3 3-  arsenito As2O7 4-  piroarseniato Br-  brometo S2O3 2-  tiossulfato AsO4 3-  arseniato Sb2O7 4-  piroantimoniato I-  iodeto CO3 2-  carbonato SbO3 3-  antimonito CN-  cianeto CrO4 2-  cromato SbO4 3-  antimoniato ClO-  hipoclorito Cr2O7 2-  dicromato [Fe(CN)6] 3-  ferricianeto ClO2 -  clorito SiO3 2-  metassilicato ClO3 -  clorato HPO3 2-  fosfito ClO4 -  perclorato MnO4 2-  manganato BrO-  hipobromito BrO3 -  bromato IO-  hipoiodito IO3 -  iodato IO4 -  periodato NO2 -  nitrito NO3 -  nitrato CNO-  cianato MnO4 -  permanganato H2PO2 -  hipofosfito PO3 -  metafosfato H3CCOO-  acetato 2 - Estudo dos Ácidos 2.1 - Conceito de Arrhenius. Ácido é toda substância que em água se ioniza produzindo como cátion somente o íon H+ . O íon H+ é responsável pelas proprieda- des que caracterizam os ácidos, e que veremos posteriormente. Obs.: O átomo de hidrogênio que, em solução aquosa, se transforma em H+ é denominado de hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido. Equações de ionização: a) HCl H+ + Cl b) HCN H+ + CN - - H2O H2O c) H2SO4 H+ + SO4 d) H3PO4 H+ + PO4 - -2 3 3 2 H2O H2O e) H4SiO4 H+ + SiO4 -44 H2O
  • 3. 3 H2O H2O H2O f) HNO3 g) H2CrO4 h) H3BO3 i) H4P2O7 H2O O conceito de ácido segundo Arrhenius, deveria ser alterado pois sabe-se, atualmente, que o íon H+ não existe livre em solução aquosa e sim na forma de íon H3O+ (hidrônio ou hidro- xônio), conforme equação: H+ + H2O  H3O+ Então, as equações de ionização acima seriam melhor representadas por: Exemplos: a) ionização do HCl. + HCl H+ + Cl- H + H2O H3O HCl + H2O H3O + Cl água { + + - + b) ionização do HCN + HCN H+ + CN- H + H2O H3O HCN + H2O H3O + CN água { + + - + c) ionização do H2SO4 + H2SO4 2 H+ + SO4 2 H + 2 H2O 2 H3O H2SO4 + 2 H2O 2 H3O + SO4 água { + + + 2- 2- d) ionização do H3PO4 + H3PO4 3 H+ + PO4 3 H + 3 H2O 3 H3O H3PO4 + 3 H2O 3 H3O + PO4 água { + + + 3- 3- e) ionização do H4SiO4 + H4SiO4 4 H+ + SiO4 4 H + 4 H2O 4 H3O H4SiO4 + 4 H2O 4 H3O + SiO4 água { + + + 4- 4- f) ionização do HNO3 g) ionização do H2CrO4 h) ionização do H3BO3 i) ionização do H4P2O7 Observação: Quando um ácido apresenta dois ou mais de hidrogênios ionizáveis, sua ionização se dará por etapas, ou seja, a liberação destes não ocor- re de forma direta e sim em etapas. Exemplos: a) ionização em etapas do H2SO4 H2SO4 H+ + HSO4 ( etapa) HSO4 H+ + SO4 ( etapa)2- - - - 1 2 a aágua água H2SO4 2 H+ + SO4 (total)2água {+ ou
  • 4. 4 { - + H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 ( etapa) HSO4 + H2O H3O+ + SO4 ( etapa)2- - - 1 2 a a H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4 (total)2 b) ionização em etapas do H2S c) ionização do em etapas do H3PO4 2.2 - Classificação dos ácidos A classificação dos ácidos pode ser: a) Quanto à volatilidade. Os ácidos, sendo todos compostos mole- culares, podem ser encontrados no estado sólido (H3BO3), líquido (H2SO4) ou gasoso (HCl), nas condições ambientes. Os ácidos que apresentam pontos de e- bulição elevados como H2SO4 (340o C) e H3PO4 (220o C) são considerados fixos. Os que apresen- tam pontos de ebulição baixos, como HNO3 (86o C) e os gasosos como HCl, HCN, e outros, são considerados voláteis. b) Quanto a presença ou não de oxigênio. Hidrácidos: são ácidos que não apresen- tam oxigênio na molécula. Exemplos: HCl, HBr, H2S, HCN. Oxiácidos: são ácidos que apresentam oxigênio na molécula. Exemplos: HNO3, H2SO4, H3PO4, H2CO3. c) Quanto ao número de hidrogênios ionizá- veis ou hidrogênios ácidos. Monoácidos: são ácidos que apresentam apenas um hidrogênio ionizável por molécula. Exemplos: HCl, HBr, HNO3, HCNO, H3PO2. Diácidos: são ácidos que apresentam dois hidrogênios ionizáveis por molécula. Exemplos: H2S, H2SO4, H2MnO4, H3PO3. Triácidos: são ácidos que apresentam três hidrogênios ionizáveis por molécula. Exemplos: H3PO4, H3AsO4. Tretrácidos: são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis por molécula. Exemplos: H4P2O7, H4[Fe(CN)6]. Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis e para os oxiácidos, são ionizáveis os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio. d) Quanto ao grau de ionização (força). Grau de ionização () de um ácido é a relação entre o número de moléculas ionizadas (ni) pelo número total de moléculas dissolvidas (nd). Exemplo: Para o HCl, a cada 100 moléculas dis- solvidas, 92 se ionizam. Logo, O grau de ionização () normalmente é expresso em percentagem, por isso o  do HCl é igual a 92%. De acordo com o grau de ionização dos ácidos, podemos classificá-los em: Ácidos Fortes: são ácidos que apresen- tam   50%. Exemplos: HI ( = 97%) HClO4 ( = 97%), HCl ( = 92%) H2SO4 ( = 61%). Ácidos Moderados ou Semifortes: são ácidos que apresentam 5% <  < 50%.
  • 5. 5 Exemplos: HF ( = 8,1%) H3PO4 ( = 27%). Ácidos Fracos: são ácidos que apresen- tam   5%. Exemplos: H2CO3 ( = 0,06%) HCN ( = 0,002%). Um modo mais prático para se determi- nar a força dos ácidos comuns, é através das regras de Pauling, onde temos: Hidrácidos: são fortes os ácidos HI, HBr, HCl. O HF é moderado e os demais hidrá- cidos são fracos. Oxiácidos: a força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênios ionizáveis na molécula. Quanto maior for a diferença, maior será a força do áci- do. n de n de hidrogênios oxigênios ionizáveis o_ _o ( )()- > 1 (ácido forte) = 1 (ácido moderado) < 1 (ácido fraco) Obs.: O H2CO3 apresenta a diferença entre o número de oxigênios e hidrogênios ionizáveis igual a 1, mas é um ácido fraco por que se de- compõe facilmente, de acordo com equação: H2CO3  H2O + CO2 Exemplos: a) HClO4 (4 oxigênios) - (1 hidrogênio) = 3 (forte). b) H2SO4 (4 oxigênios) - (2 hidrogênios) = 2 (forte). c) H3PO4 (4 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 1 (moderado). d) H3BO3 (3 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 0 (fraco) e) HMnO4 f) HNO3 g) HClO3 H2CO3 2.3 - Nomenclatura e Formulação. Existem várias maneiras de nomear e formular os ácidos. A que adotaremos é através da tabela de ânions. A tabela apresenta o nome dos ânions com terminação ato, eto ou ito, mas o nome dos ácidos apresenta terminação ídrico, ico ou oso. Para se determinar a nomenclatura dos ácidos, devemos encontrar o ânion correspon- dente, na tabela de ânions, e trocar a terminação conforme o quadro abaixo. TERMINAÇÃO ÂNION ÁCIDO ATO ICO ETO ÍDRICO ITO OSO Encontrando o ânion correspondente e trocando a terminação, o nome do ácido é dado por: Ácido ...........(terminação do ânion trocada) Obs.: Uma maneira prática para encontrar o ânion correspondente é através da sua carga, que é igual ao número de hidrogênios ionizáveis existentes por molécula do ácido. Exemplos: Escrever o nome dos seguintes ácido. a) HNO3
  • 6. 6 Este ácido apresenta 1 hidrogênio ioni- zável, por isso, temos o ânion NO3 - (monovalen- te). Na tabela de ânions, encontramos o NO3 - com o nome nitrato. Trocando a terminação (ATO por ICO) temos o nome Nítrico. Então o nome da substância HNO3, é ácido nítrico. b) H2S  ácido sulfídrico (proveniente do â- nion bivalente sulfeto) c) HClO2  ácido cloroso (proveniente do ânion monovalente clorito) d) HBr  e) HCN  f) H2SO4  g) H2CO3  h) H3PO4  i) H3BO3  j) HClO  l) H3AsO3  Para a formulação dos ácidos utilizamos o procedimento inverso da nomenclatura, ou seja, troca-se a terminação do ácido pela termi- nação do ânion correspondente e localiza-o na tabela de ânions. Acrescenta-se tantos hidrogê- nios quanto for a carga do ânion. H+ + Ax- HxA ânion ácido Exemplos: Escrever a fórmula dos seguintes ácidos: a) ácido nitroso: o ânion correspondente é o nitrito (NO2 - ) e o número de hidrogênios que devemos acrescentar é 1, logo a fórmula do ácido é HNO2. b) ácido iodídrico: HI (ânion correspondente é o iodeto  I- ) c) ácido arsênico: H3AsO4 (ânion correspon- dente é o arseniato  AsO4 3- ) d) ácido clórico: e) ácido ciânico: f) ácido permangânico: g) ácido sulfídrico: h) ácido fluorídrico: i) ácido antimônico: Os prefixos: orto, meta e piro utilizados na nomenclatura, estão relacionados com o grau de hidratação dos ácidos. O prefixo orto, meta e piro são usados para os ácidos que apresentam, respectivamente maior, menor e intermediário grau de hidrata- ção. A fórmula dos ácidos meta e piro, po- dem ser determinadas através do ácido orto. meta = orto - H2O piro = 2 orto - H2O Exemplos: a) Ácido metafosfórico: H3PO4 - H2O = HPO3 ác. (orto)fosfórico ác. metafosfórico b) Ácido pirofosfórico: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 ác. (orto)fosfórico ác. pirofosfórico
  • 7. 7 Alguns ácidos são muito utilizados no nosso estudo, por esta razão procure memorizar o nome e a fórmula dos seguintes ácidos. HF  ácido fluorídrico. HCl  ácido clorídrico. HBr  ácido bromídrico. HI  ácido iodídrico. H2S  ácido sulfídrico. HCN  ácido cianídrico. HNO3  ácido nítrico. H2SO4  ácido sulfúrico. H2CO3  ácido carbônico. H3PO4  ácido fosfórico. H3BO3  ácido bórico 2.4 - Propriedades dos Ácidos. a) Os ácidos são compostos moleculares, e po- dem se apresentar no estado sólido, líquido ou gasoso, nas condições ambientes. b) Os ácidos em solução aquosa conduzem cor- rente elétrica devido a ionização. c) Ação sobre indicadores ácido-base. Indicadores Coloração (meio ácido) Fenolftaleína Incolor Metilorange vermelha Tornassol vermelha Azul de bromotimol amarela d) Os ácidos reagem com metais menos reativos que o hidrogênio da série de reatividade dos metais, liberando gás hidrogênio. e) Os ácidos reagem com carbonatos liberando gás carbônico. f) Os ácidos neutralizam as bases. 2.5 - Fórmula Estrutural dos Oxiácidos. Para montar a fórmula estrutural de um oxiácido (HxEOy) devemos considerar as se- guintes regras: a) Identificar o elemento central (E). b) Colocar os oxigênios em volta do elemento central (E). c) Ligar hidrogênio a oxigênio na forma HO. Exceção: H3PO3 e H3PO2. d) Ligar o grupo HO ao elemento central. e) Caso o elemento central não tenha completa- do o número de ligações covalentes permitidas, de acordo com o grupo da tabela periódica a que pertence, ligar o um dos oxigênios rema- nescentes com dupla ligação. Se estiver comple- to fazer ligação(ões) dativa(s) com o(s) oxigê- nio(s). Exemplo: a) Construir a fórmula estrutural do H3PO4. Considerando o H3PO4 onde o P(Família 5A) é o elemento central, devendo fazer 3 liga- ções covalentes simples de acordo com o grupo da tabela periódica que o mesmo pertence. Os 4 oxigênios devem estar em volta do P. Ligar os H aos oxigênios formando o grupo H___ O___ , ligando este ao P através de ligações simples a fim de obter o octeto de cada átomo. O H O P O H O H O H O P O H O H Como o P já tem o octeto completo, devemos montar assim uma ligação dativa entre o oxigê- nio e o P. O H O P O H O H b) Construir a fórmula estrutural do H2SO4. c) Construir a fórmula estrutural do HNO3
  • 8. 8 d) Construir a fórmula estrutural do H2CO3. e) Construir a fórmula estrutural do HNO3. f) Construir a fórmula estrutural do HClO4. h) Construir a fórmula estrutural do H3PO3. EXERCÍCIOS 1) Escrevas as equações de ionização total dos seguintes ácidos: a) H2SO4 b) H3PO4 c) H3 [Fe(CN)6] d) H2CO3 2) Classifique os ácidos abaixo quanto a pre- sença de oxigênio, número de hidrogênios ioni- záveis e força. a) HBr ______________________________________ ______________________________________ b) HClO ______________________________________ ______________________________________ c) H2S ______________________________________ ______________________________________ d) HNO3 ______________________________________ ______________________________________ e) H4As2O7 ______________________________________ ______________________________________ f) HCIO4 ______________________________________ ______________________________________ g) H3PO4 ______________________________________ ______________________________________ 3) Cite três propriedades dos ácidos. R.:____________________________________ ______________________________________ ______________________________________ 4) Qual a característica dos ácidos cujos nomes terminam por ídrico. R.:____________________________________ ______________________________________ 5) Em cada um dos grupos, disponha os ácidos em ordem crescente de força: a) H2S, HI, HF ______________________________________ ______________________________________ b) HNO3, HNO2 ______________________________________ ______________________________________ c) HClO4, HClO3, HClO2, HClO ______________________________________ ______________________________________ d) HClO4, H2SO4, H3PO4, HClO ______________________________________ ______________________________________
  • 9. 9 6) Dê o nome dos seguintes ácidos: a) H3PO2 ___________________________ b) H4P2O7 ___________________________ c) HF ___________________________ d) H3BO3 ___________________________ e) H3PO3 ___________________________ f) H2S ___________________________ g) HIO2 ___________________________ h) HCN ___________________________ i) HNO3 ___________________________ j) H3AsO4 ___________________________ l) H4Fe(CN)6 ___________________________ 7) Escreva a fórmula dos seguintes ácidos: a) ácido sulfúrico _____________________ b) ácido nitroso _____________________ c) ácido hipofosforoso _______________ d) ácido fosfórico _____________________ e) ácido iódico _____________________ f) ácido periódico _____________________ g) ácido nítrico _____________________ h) ácido manganoso _____________________ i) ácido carbônico _____________________ j) ácido brômico _____________________ k) ácido metafosfórico _______________ l) ácido hipocloroso _____________________ m) ácido sulfuroso _____________________ n) ácido cianídrico _____________________ o) ácido arsênico _____________________ p) ácido pirofosfórico ____________________ q) ácido ciânico _____________________ 7) Dê a fórmula molecular e a estrutural dos ácidos : a) ácido iódico b) ácido sulfúrico c) ácido carbônico d) ácido nitroso e) ácido nítrico f) ácido perclórico g) ácido sulfuroso
  • 10. 10 8) Por que o ácido hipofosforoso (H3PO2) e o ácido fosforoso H3PO3), apesar de possuírem três hidrogênios nas respectivas moléculas, não são triácidos? Justifique através da fór- mula estrutural. 9) Em que condições os ácidos conduzem cor- rente elétrica? Justifique a sua resposta e- xemplificando através da equação de ioniza- ção. ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ 10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do ânion brometo: Ânion Ácido Classificação Nome do ânion Fórmula do ânion Nome do ácido Fórmula do ácido Presença de oxigênio Número de H+ Força brometo Br- Ác. bromídrico HBr hidrácido monoácido forte SO4 2- ác. nítrico H2CrO4 CNO- fosfato ác. iódico H3BO3 MnO4 - cianeto HNO2 hipoclorito ClO2 - ác. clórico HClO4 sulfito F- ác. brômico HBrO hipoiodito S2- ác. iódico
  • 11. 11 3 - Estudo das Bases 3.1 - Conceito de Arrhenius. Base é toda substância que em água se dissocia, produzindo como ânion, somente o íon OH- . O íon OH- , denominado de hidróxido, é responsável pelas propriedades que caracteri- zam as bases. Equações de dissociação: a) NaOH Na+ + OH- b) Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH- c) Al(OH)3 Al3+ + 3 OH- d) KOH e) Ba(OH)2 f) Fe(OH)3 H2O H2O H2O H2O H2O H2O 3.2 - Classificação das bases. a) Quanto ao número de OH- . Monobases: apresentam apenas um OH- . Exemplos: NaOH, KOH, NH4OH. Dibases: apresentam dois OH- . Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2. Tribases: apresentam três OH- . Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3. Tetrabases: apresentam quatro OH- . Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4. b) Quanto à solubilidade em água. Solúveis: são as bases de metais alcali- nos e amônio. Exemplos: NaOH, KOH, NH4OH. Pouco solúveis: são as bases de metais alcalinos terrosos. Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2. Insolúveis: são todas as demais bases. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4. c) Quanto à Força. Fortes: bases muito dissociadas. São bases fortes dos metais alcalinos e alcalinos terrosos: (cálcio, bário e rádio). Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2. Fracas: bases pouco dissociadas. São as demais bases. Exemplos: AgOH, Zn(OH)2, Al(OH)3, NH4OH. 3.3 - Nomenclatura e formulação. Como as bases são formadas por um cátion geralmente metálicos e por um ânion (OH), a nomenclatura e a formulação das bases são determinadas através da tabela de cátions. Nomenclatura: Hidróxido de ...................................... nome do cátion Exemplos: a) NaOH  hidróxido de sódio b) AgOH  hidróxido de prata c) Fe(OH)3  hidróxido de ferro III d) Cu(OH)2  e) LiOH  f) Sn(OH)4  Obs.: A amônia NH3, conhecida como amonía- co é um composto molecular e gasoso que ao dissolver-se em água sofrem ionização produ- zindo como ânion o íon OH- . O produto da rea- ção da amônia com água forma um composto que pode ser representado por NH4OH, denomi- nado de hidróxido de amônio (este só existe em água). O fenômeno pode ser representado pela equação: NH3(g) + H2O(l) NH4(aq) + OH(aq) -+ NH4OH
  • 12. 12 Formulação: Procura-se o cátion correspondente na tabela e acrescenta-se um número OH- ., igual a carga do cátion. Mex+ + OH- Me(OH)x Exemplos: a) Hidróxido de lítio: cátion: Li+ (monovalente) no de OH- .= 1 OH- fórmula da base: LiOH b) Hidróxido de bário: cátion: Ba2+ (divalente) no de OH- . = 2 OH- fórmula da base: Ba(OH)2 c) Hidróxido de alumínio: d) Hidróxido de ferro III: e) Hidróxido de zinco: f) Hidróxido de ouro III: g) Hidróxido de magnésio: Algumas bases são muito utilizados no nosso estudo, por esta razão procure memorizar o nome e a fórmula das seguintes bases: NaOH  hidróxido de sódio KOH  hidróxido de potássio NH4OH  hidróxido de amônio Ca(OH)2  hidróxido de cálcio Mg(OH)2  hidróxido de magnésio Al(OH)3  hidróxido de alumínio Cu(OH)2  hidróxido de cobre II AgOH  hidróxido de prata Fe(OH)3  hidróxido de ferro III 3.4 - Propriedades das bases. a) As bases, em geral, são iônicas por isso quanto ao estado físico são sólidos, exceto o NH4OH que só existe em solução aquosa.. b) Ação das bases sobre indicadores: meio meio indicadores ácido básico fenolftaleína incolor vermelha metilorange vermelha amarela tornassol vermelha azul azul de bromotimol amarela azul c) As bases neutralizam os ácidos. d) A maioria das bases metálicas quando aque- cidas se decompõem em óxido e água. As bases dos metais alcalinos resistem ao aque- cimento e podem ser fundidas. Exemplos: a) Cu(OH)2  CuO + H2O b) Ca(OH)2  CaO + H2O Obs.: O NH4OH se decompõem, segundo a e- quação: NH4OH  NH3 + H2O e) As bases conduzem corrente elétrica em so- lução aquosa. As bases de metais alcalinos, também conduzem no estado fundido. EXERCÍCIOS 1) Escreva a equação de dissociação iônica das bases: a) hidróxido de lítio
  • 13. 13 b) hidróxido de magnésio c) hidróxido ferro III d) hidróxido de zinco e) hidróxido ouro III 2) Cite três propriedades das bases. R.:____________________________________ ______________________________________ ______________________________________ 3) Classifique quanto à força, número de OH- e à solubilidade em água, as seguintes bases: a) Pb(OH)2 b) KOH c) Mn(OH)4 d) Sr(OH)2 e) Fe(OH)3 f) Co(OH)3 4) Obtenha a fórmula das seguintes bases: a) hidróxido de sódio b) hidróxido níquel III c) hidróxido de magnésio d) hidróxido de estanho II e) hidróxido de zinco f) hidróxido de mercúrio II g) hidróxido prata h) hidróxido de estanho IV i) hidróxido cobre II j) hidróxido de cádmio 5) Dê os nomes das bases: a) KOH _________________________ b) Ba(OH)2 _________________________ c) Mg(OH)2 _________________________ d) Bi(OH)3 _________________________ e) LiOH _________________________ f) Be(OH)2 _________________________ g) Al(OH)3 _________________________ h) Cr(OH)3 _________________________ i) NH4OH _________________________ j) AgOH _________________________ 6) Dê o nome das seguintes bases empregando os sufixos oso e ico para os cátions: a) Fe(OH)2 _________________________ b) Cu(OH)2 _________________________ c) Pt(OH)4 _________________________ d) Sn(OH)4 _________________________ e) Ni(OH)3 _________________________ f) Fe(OH)3 _________________________
  • 14. 14 g) CuOH _________________________ h) Co(OH)2 _________________________ i) AuOH _________________________ j) Hg2(OH)2 _________________________ l) Au(OH)3 _________________________ m) Ni(OH)2 _________________________ 10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do hidróxido de lítio: Nome da base Fórmula da base Solubilidade Número de OH- Força Hidróxido de lítio LiOH solúvel monobase forte Ca(OH)2 Hidróxido de prata Al(OH)3 Hidróxido de magnésio Fe(OH)2 Hidróxido de ouro III KOH Hidróxido de cádmio NH4OH Hidróxido de zinco CuOH Hidróxido de bário Pb(OH)4 Hidróxido de sódio Sr(OH)2 Hidróxido de césio Ra(OH)2 Hidróxido de ferro III Hg(OH)2 Hidróxido de rubídio Ni(OH)3 Hidróxido de ouro I Co(OH)3
  • 15. 45