Funções químicas
Funções Inorgânicas:
Ácidos, Bases, Sais e Óxidos
pH e pOH
Química
Função química Æ um conjunto de
substâncias
que
apresentam
propriedades
químicas
semelhantes.
Estas são classificadas em quatro
funções:
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
Prof. Renan Campos.
Ácidos
Ácidos
Ácidos de Arrhenius: são substâncias
compostas que em solução Aquosa
liberam como único e exclusivo cátion o
Hidroxônio (H3O+ ou H+).
Ionização de um Ácido
HCl + H2O → H+ + ClH2SO4 + 2H2O → 2H+ + SO42-
Classificação dos Ácidos
Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos
(HCl,
HCl, H2S, HBr)
Oxiácidos
(H2SO4, H3PO4, HClO4)
Quanto ao número de elementos Químicos:
Binário (HCl
(HCl,, HBr,
HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quaternário (H4[Fe(CN)6])
Classificação dos Ácidos
Quanto ao
Ionizáveis:
número
de
Hidrogênios
Monoácidos (HCl
(HCl,, HI, H3PO2)
Diácidos
(H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos
(H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos
(H4P2O7)
1
Grau de Ionização (α
(α)
Quanto ao Grau de Ionização (α
(α)
Nº de Mol Ionizados
α=
Nº Inicial de Mols
Corresponde ao número
de moléculas ionizadas do ácido
Ácidos fracos: 0< α < 5%
Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50%
Ácidos fortes : 50% < α < 100%
HCl Æ α = 92% (a cada 100 moléculas, 92 estarão
ionizadas).
HF Æ α = 8% (a cada 100 moléculas, 8 estarão
ionizadas).
Quanto ao Grau de Ionização (α
(α)
Nomenclatura Oficial
Hidrácidos Æ Seguem a seguinte regra:
Hidrácidos:
Hidrácidos:
Fortes: HCl,
HCl, HBr,
HBr, HI
Moderado: HF
Ácidos
*Os demais são fracos!!!
Oxiácidos: HxEOy
+ ídrico
Radical do Elemento
Oxiácidos Æ Seguem a seguinte regra:
0 fraco Ex.: HClO
y-x
+7
Per.....ico
1 moderado Ex.: H3PO4
2 forte Ex.: H2SO4
+6,+5
......ico
Ácido __________________ +
Radical do Elemento
+4,+3
......oso
+1
hipo......oso
Exemplos:
+2 - 2
H2S
Ácido sulfídrico
+2 +4 - 6
H2SO3
Ácido sulfuroso
+2 +6 - 8
H2SO4
Ácido sulfúrico
*Para ácidos do
enxofre usamos
o radical em
latim “sulfur”.
Características gerais dos ácidos
9Apresentam sabor azedo;
9Desidratam a matéria orgânica;
9Deixam incolor a solução alcoólica de
fenolftaleína;
9Neutralizam bases formando sal e água;
2
Bases
Bases de Arrhenius: são substâncias
compostas que em solução Aquosa liberam
como único e exclusivo ânion o Hidróxido (OH- ).
Bases
Dissociação de uma Base
NaOH + H2O → Na+ + OHMg(OH)
Mg(OH)2 + 2H2O → Mg+2 + 2OH-
Classificação das Bases
De acordo com o número de hidroxilas as
bases podem ser:
• monobases: NaOH, KOH, AgOH
• dibases: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2
• tribases: Al(OH)3, Fe(OH)3, Ni(OH)3
Nomenclatura das Bases
Hidróxido de + Nome do elemento
Classificação das Bases
De acordo com a força podem ser:
Bases Fortes Æ α próximo de 100%.
Æmetais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A)
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , etc.
Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2
Bases Fracas Æ α < 5%
Æbases dos demais metais e o NH4OH
Exemplos: Mg(OH)2, Be(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)3 , etc.
Metais que formam mais de uma base
Hidróxido de + Nome do elemento + Nox
Exemplos:
Exemplos:
NaOH: hidróxido de sódio
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
KOH: hidróxido de potássio
Al(OH)3:hidróxido de alumínio.
Fe(OH)2 Æ hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso.
Fe(OH)3 Æ hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
Pb(OH)2 Æ hidróxido de chumbo II ou hidróxido plumboso.
Pb(OH)4 Æ hidróxido de chumbo IV ou hidróxido plúmbico.
Outros metais formadores de mais de uma base:
Cu+ e Cu2+, Au+ e Au3+ etc.
3
Propriedades das Bases
• Sabor cáustico ou adstringente (prende a
língua).
• Condutibilidade elétrica: conduzem a
corrente elétrica em solução aquosa e,
sendo iônicos, conduzem a corrente
elétrica também quando fundidos.
• Indicadores: Fica vermelha ou rósea na
presença de fenolftaleína, amarela na
presença de alaranjado de metila e colore
de azul o papel de tornassol.
Sais
Sais
Nomenclatura
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
HCl + NaOH
NaOH ↔ NaCl + H2O
Obedece à expressão:
(nome do ânion) de (nome do cátion)
Sufixo do ácido
ídrico
ico
oso
Sufixo do ânion
eto
ato
ito
H2SO4 + Ca(OH)
Ca(OH)2 ↔ CaSO4 + 2 H2O
Sulfato de cálcio (gesso)
Neutralização
Sais neutros ou normais
São obtidos por neutralização total:
H2CO3 + Ca(OH)
Ca(OH)2 ↔ CaCO3 + 2 H2O
2 NaOH + H2SO4
→ NaSO4 + 2 H2O
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
4
Classificação
Quanto à Presença de Água
- Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O
- Anidro: KCl;
KCl; NaCl;
NaCl; CaSO4
Óxidos
Quanto à Natureza
- Neutros ou normais: NaBr;
NaBr; CaCO3
- Ácidos ou Hidrogenossais:
Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4
- Básicos ou Hidroxissais:
Hidroxissais: Ca(OH)Br
- Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr
Óxidos
Nomenclatura
Óxido é todo composto binário oxigenado,
no qual o oxigênio é o elemento mais
eletronegativo.
Fórmula geral dos óxidos:
Ex+ O2-
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(1A e 2A)2A)- óxido de elemento
Para metais:
Exemplos:
CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3
∆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)
pH
pH e pOH
• Medida utilizada para determinar se uma
determinada solução encontra-se ácida,
básica ou neutra.
• É calculada aplicando colog na
concentração de íons H+ da solução em
questão:
pH = -log[H+] ou pH = -log[H3O+]
5
pOH
pH e pOH
• Medida também utilizada para determinar
se uma determinada solução encontra-se
ácida, básica ou neutra.
• É calculada aplicando colog na
concentração de íons OH- da solução em
questão:
pH = -log[OH-]
Escalas de pH e pOH
pH
14
14
7
Ácida
Neutra
• Caso o grau de ionização do ácido ou da base for
utilizado, antes de se determinar o pH ou o pOH
com o (-log) deve-se aplicar a fórmula que
relaciona concentração e grau de ionização:
ou
[OH-] = αΜ
[H+] = αΜ
Teoria ácidoácido-base de
BronstedBronsted-Lowry
pOH
Ácida
Básica
• Na temperatura de 25oC pode-se relacionar pH
com pOH com a seguinte equação:
pH + pOH = 14
7
Básica
• A teoria de Bronsted-Lowry é mais
abrangente que aquela proposta por
Arrhenius.
• De acordo com Bronsted-Lowry:
Ácido Æ espécie que doa H+
Base Æ espécie que recebe H+
INDEPENDENTEMENTE DO SOLVENTE!
0
0
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