FUNÇÕES INORGÂNICAS:
•ÁCIDOS;
•BASES OU HIDRÓXIDOS;
•SAIS;
•ÓXIDOS;
Prof. GIANA:
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ÁCIDOS:
Conceito de Arrhenius Toda substância que, em solução aquosa ioniza-se liberando,
como único tipo de cátions, íons H+.
Exemplo:
HCl
H2O
H+
IONIZAÇÃO
“Formação de íons.”
+
Cl-
Características de substâncias ácidas:
- Liberam H+ ou H3O+ ;
- As substâncias ácidas possuem “H” no início da molécula,
exceção da água e água oxigenada;
- Possuem sabor azedo.
Ionização:
Parcial – liberação um a um de H+;
Total – liberação da quantidade real de H+;
Ex.:
H2SO4
HSO4
-
H2SO4
H2O
H2O
H2O
H+
+
HSO4-
H+
+
SO4=
2H+ +
(PARCIAL)
SO4= (TOTAL)
NOMENCLATURA
Para Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio;
Acrescenta-se o sufixo ídrico ao nome do elemento.
Ácido
( nome do elemento )
HF – ácido fluorídrico
ídrico
HI – ácido iodídrico
HBr – ácido bromídrico
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
Para Oxiácidos – ácidos com oxigênio;
Terminação dos
Ânions
ATO
Terminação dos
Ácidos
ICO
ETO
ÍDRICO
ITO
OSO
SO4= - ânion sulfato
H2SO4 – ácido sulfúrico
S= - ânion sulfeto
H2S – ácido sulfídrico
SO3= - ânion sulfito
H2SO3 – ácido sulfuroso
Outras nomenclaturas:
HClO3 – ácido clórico (padrão)
HClO4 – ácido perclórico
HClO2 – ácido cloroso
HClO – ácido hipocloroso
H2SO4 – ácido sulfúrico (padrão)
HIO3 – ácido iódico (padrão)
Obs.:
per + ico = + 1 “O” na molécula em relação ao
ácido padrão.
oso = - 1 “O” na molécula em relação ao ácido
padrão.
hipo + oso = -2 “O” na molécula em relação ao
ácido padrão.
CLASSIFICAÇÃO
• Quanto à presença de oxigênio na molécula;
HIDRÁCIDOS
HF, HCN, HI,...
OXIÁCIDOS
H2CO3, HBrO3,...
•Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis;
MONOÁCIDOS
1H+
DIÁCIDOS
2H+
TRIÁCIDOS
3H+
TETRÁCIDOS
4H+
Força dos hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
Fraco: os demais.
Força dos oxiácidos:
-Regra de Pauling:
(nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizável) = x
x = 3 e 2 = Fortes
x = 1 = Moderados
x = 0 = Fraco
Ácidos
1.
2.
3.
4.
5.
6.
mais
comuns
na
Ácido clorídrico (HCl)
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Ácido Nítrico (HNO3)
Ácido Fosfórico(H3PO4)
Ácido Ácetico (CH3 - COOH)
Ácido carbônico (H2CO3)
química
do
cotidiano
BASES OU HIDRÓXIDOS:
Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera
como ânions somente íons OH-. (hidroxila ou oxidrila)
NaOH
H2O
DISSOCIAÇÃO
IÔNICA
“Separação de íons.”
Na+ +
OH-
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
I) Número de OH- presente na fórmula:
monobase: 1 OH1- , NaOH, KOH
dibase: 2 OH1- , Ba(OH)2, Fe(OH)2
tribase: 3 OH1- , Cr(OH)3, Al(OH)3
tetrabase: 4 OH1- , Pb(OH)4, Sn(OH)4
Formulação
Adicionam-se tantos OH- quantos forem necessários para
neutralizar a carga do cátion.
Bx+
K1+
+ (OH)
H2O
+ (OH)x
KOH
Ba2+ + (OH)
H2O
Ba(OH)2
Al3+
H2O
Al(OH)3
+ (OH)
NOMENCLATURA
Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra
hidróxido mais o nome do cátion.
KOH
hidróxido de potássio
Ba(OH)2
hidróxido de bário
Al(OH)3
hidróxido de alumínio
Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis,
utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor
valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos
romanos para indicar a valência.
Exemplos:
CuOH
hidróxido cuproso
hidróxido de cobre I
CuOH2
hidróxido cúprico
hidróxido de cobre II
Fe(OH)2
hidróxido ferroso
hidróxido de ferro II
Fe(OH)3
hidróxido férrico
hidróxido de ferro III
Bases ou Hidróxidos mais comuns do cotidiano
1.
2.
3.
4.
5.
Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH);
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2);
Hidróxido de amônio (NH4OH);
Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2);
Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)
SAIS
Segundo Arrhenius, sais são substâncias
que, quando em solução aquosa, liberam:
pelo menos um íon positivo diferente do H1+
e pelo menos um íon negativo diferente do
OH1-:
CaCl2
H2O
Ca2+
 H+
+
2 Cl1 OH-
Sais são provenientes de reações de
neutralização entre ácidos e bases, o
ânion se origina do ácido e o cátion da
base.
ÁCIDO
+
BASE
SAL
+
ÁGUA
1. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades
iguais, em número de mols, de H1+ e OH1- se neutralizam
mutuamente.
1 H2SO4
+
2 NaOH
H2O
1 Na2SO4
+
2 H2 O
Sais deste tipo são classificados como normais.
2. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de
H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui
2 H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido.
1 H2SO4
+
1 NaOH
H2O
NaHSO4
São classificados como sais ácidos.
+
H2 O
3) Reação de neutralização parcial da base:
1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl.
Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula,
o sal produto será básico.
1 Ba(OH)2
+
1 HCl
H2O
1 Ba(OH)Cl
+
Sais deste tipo são classificados como básicos.
1 H2 O
NOMENCLATURA
NOME DO SAL
NOME DO
ÂNION
de
NOME DO
CÁTION
Exemplo:
a) KCl
Cloreto de potássio
b) CuSO4
Sulfato de cobre II
c) Al(NO3)3
d) CaBr2
ALGUNS SAIS IMPORTANTES:
1. Cloreto de sódio(NaCl);
2. Nitrato de sódio (NaNO3);
3. Carbonato de sódio (NaCO3);
4. Bicarbonato de sódio (NaHCO3);
ÓXIDOS
 Compostos binários, sendo que o oxigênio é o mais
eletronegativo entre eles.
Exemplos:
a) CO2
c) CaO
b) H2O
d) SO3
NOMENCLATURA:
•Óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são
classificados como óxidos moleculares e recebem a
seguinte nomenclatura:
Prefixo que indica a
quantidade de oxigênio
Prefixo que indica a
quantidade de outro elemento
Mono –
Di –
óxido de
Di –
Tri –
Tri –
Tetra –
Tetra –
Penta -
Penta -
ÓXIDOS BÁSICOS:
-Possuem caráter iônico;
-Nox +1, +2 ou +3;
-Exs: Na2O, BaO, Fe2O3;
+ água
base
+ ácido
sal + água
Óxido básicos
ÓXIDOS ÁCIDOS:
-Possuem caráter covalente;
-Geralmente são formados por ametais;
-Exs.: CO2, SO2, N2O5
+ água
ácido
+ base
sal + água
Óxido ácidos
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faça o máximo de
exercícios e tire suas
dúvidas!