FUNÇÕES
QUÍMICAS
Definição: grupos de substâncias com
propriedades químicas semelhantes.
Classificação Geral:
Funções Inorgânicas
Funções Orgânicas
INTRODUÇÃO
Condutibilidade das Soluções:
As experiências do Químico Arrhenius.
NaCl + H2O
Solução eletrolítica
açucar + H2O
Solução não eletrolítica
FUNÇÕES
INORGÂNICAS
CLASSIFICAÇÃO:
ÁCIDOS
ÓXIDOS
BASES
SAIS
Conceitos de Arrhenius:
Ácidos e Bases
Ácidos: substâncias que em meio aquoso se
ionizam originando apenas cátions H+ (H3O+).
Ex.: HCl + H2O  H+ (H3O+). + ClBases: Compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.
Ex.: NaOH  Na+ + OH-
Conceitos de Arrhenius:
Óxidos e Sais
Óxidos: compostos binários onde o elemento mais
eletronegativo é o oxigênio.
Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do
H+ ou um ânion diferente do OH-.
Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.
Definições Importantes
Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica.
Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica.
Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa
os íons já existentes.
Ionização – processo de formação de íons que não
existiam por reação com a água.
Dissolução – processo de separação de componentes não
eletrolíticos por ação da água.
É a quebra da ligação covalente,
devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos
ligantes, com a formação de íons
H – Cl
+
H2O
H3O +
A IONIZAÇÃO ocorre com alguns
COMPOSTOS MOLECULARES
+
Cl –
Neste fenômeno os íons apenas
são separados
A dissociação ocorre com os
compostos iônicos
Quando as espécies químicas estão em solução aquosa,
nem todas sofrem ionização ou dissociação
A porcentagem de espécies que sofrem estes
fenômenos é dada pelo
(a)
a=
número de moléculas ionizadas (ni)
número de moléculas dissolvidas (n)
Definições Importantes
Grau de dissociação iônica (a) – relação entre o n° de
unidades dissociadas ou ionizadas na solução pelo número de
unidades inicial da substância.
a = n / N ou em porcentagem a = n / N x 100
Eletrólito forte – a  50% (a  0,5)
Eletrólito semiforte – 5%  a  50% (0,05  a  0,5)
Eletrólito fraco – a  5% (a  0,05)
Exercícios de fixação:
1. Os compostos abaixo são, respectivamente:
AgNO3 NH4OH HClO4
a) ácido, base, sal
b) base, sal, base
c) sal, base, ácido
d) ácido, sal, ácido
e) sal, base, base
2. (UCSal) Considere a apaparelhagem desenhada abaixo,
empregada para teste de condutibilidade elétrica.
O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo
com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido?
a) Oxigênio liquefeito.
b) Nitrogênio liquefeito.
c) Hélio liquefeito.
d) água do mar.
e) Gasolina.
NOVOS
CONCEITOS
DE ÁCIDOS E
BASES
Complemento do
Conceito de Arrhenius
Ácidos – Conceito original: substâncias que em
meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+.
aq
Ex.: HCl  H+ + ClÁcidos – Conceito atual: substâncias que reagem
com água originando íons hidroxônio – H3O+ .
Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Bases – mantido o mesmo conceito.
Limitações do Conceito
de Arrhenius
Restrito a soluções aquosas.
Outros solventes também ionizam ácidos
e dissociam bases.
Incapaz de prever o caráter de ácidos não
hidrogenados ou bases sem hidroxilas.
Conceito de
Brönsted-Lowry
Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são
espécies receptoras de prótons.
Ex.: HCl + H2O  H3O+ + ClObs. Na reação direta da equação o H+ é transferido do
HCl para a água e na reação inversa o H+ é transferido
do H3O+ para o íon Cl-.
Reação geral: Ácido1 + Base1  Ácido2 + Base2
pares conjugados
Conceito de Lewis
Ácidos são espécies capazes de receber um par de
elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron.
Ex.: BF3 + NH3  F3 BNH3
F
F
B
F
H
+
N
H
H
F
F
H
B
N
F
H
H
NOMENCLATURA &
CLASSIFICAÇÃO
DAS FUNÇÕES:
ÁCIDOS E BASES
Segundo ARRHENIUS
toda substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo
como cátion, apenas o íon H + , é um ÁCIDO
H2O
HCl
H
H2O
H2SO4
Cl –
+
+
SO4
3 H
+
+
PO4
4 H
+
+
H2O
H4P2O7
+
2 H
H2O
H3PO4
+
2
–
3
–
P 2 O7
4
–
Hoje, sabemos que o íon H + liga-se à molécula de água
formando íon H O + , chamado de
3
HIDRÔNIO ou HIDROXÔNIO
+
HCl
H2SO4
+
H2O
2 H2O
H3O
+
2 H3O +
Cl –
+
+
SO4 2 –
Classificação dos Ácidos
Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos
(HCl, H2S, HBr)
Oxiácidos
(H2SO4, H3PO4, HClO4)
Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:
Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
Diácidos
(H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos
(H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos
(H4P2O7)
Química
Química
MONOÁCIDOS
Na ionização, a molécula produz apenas 1 H
H2O
HCl
H2O
HCN
H2O
HNO3
+
H+
+
Cl –
H+
+
CN –
H+
+
NO3 –
DIÁCIDOS
Na ionização, a molécula produz apenas 2 H +
H2O
H2CO3
2 H
+
+
CO3
2 H
+
+
SO4
H2O
H2SO4
2–
2–
TRIÁCIDOS
Na ionização, a molécula produz apenas 3 H
H2O
H3PO4
3 H
+
+
3 H
+
+
H2O
H3BO3
+
PO4
BO3
3–
3–
TETRÁCIDOS
Na ionização, a molécula produz apenas 4 H +
H2O
H4P2O7
4 H
+
4 H
+
H2O
H4SiO4
+
+
P2O7
SiO4
4–
4–
CUIDADO
H2O
H3PO3
2 H+
+
+
+
H2O
H3PO2
1 H
HPO3
2–
H2PO2
–
(DIÁCIDO)
(MONOÁCIDO)
FRACOS
Possuem
H2CO3
a  5%
a = 0,2%
MODERADOS
Possuem 5% < a < 50%
H3PO4
a = 27%
FORTES
Possuem a  50%
HCl
a = 92%
Quando não conhecemos o grau de ionização podemos aplicar
as seguintes observações para classificar o ácido
Para os HIDRÁCIDOS
FORTES
HCl
HBr
HI
MODERADO
HF
FRACOS
Todos os demais hidrácidos
Quanto ao Grau de Ionização (a)
Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
*Os demais são fracos!!!
Oxiácidos: HxEOy
0 fraco Ex.: HClO
y-x
1 moderado Ex.: H3PO4
2 ou 3 forte Ex.: H2SO4 HClO4
Química
Química
Apresentam sabor azedo.
Em solução conduz a corrente elétrica.
FENOLFTALEINA
AZUL DE BROMOTIMOL
ÁCIDOS: Nomenclatura
 Ácidos não Oxigenados ou Hidrácidos: lê-se ácido seguido
do nome do elemento com a terminação ídrico.
Ex.: HCl – ácido clorídrico.
H2S – ácido sulfídrico.
HCN – ácido cianídrico (caso especial).
 Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do
elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o
nome do anidrido que lhe deu origem.
Ex.: H2SO4 – ácido sulfúrico (origem SO3 ).
HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5 )
01) O ácido de fórmula HCN é:
a) forte.
Falso: Entre os hidrácidos temos FORTES (HCl, HBr e HI)
MÉDIO (HF) e FRACOS os demais.
b) oxiácido.
Falso: É um hidrácido, pois não possui oxigênio em sua
estrutura.
c) binário.
Falso: É ternário, pois possui 3 elementos químicos.
d) possui 3 hidrogênios ionizáveis.
Falso: Possui apenas um hidrogênio ionizável.
e) tem grau de ionização menor que 5%.
Verdadeiro: Por ser um ácido fraco tem grau de ionização menor
que 5%.
Segundo ARRHENIUS
toda substância que em solução aquosa sofre
dissociação iônica, libertando como ânion,
apenas o íon OH , é uma
BASE ou HIDRÓXIDO
NaOH
Ca(OH)2
Fe(OH)3
Pb(OH)4
H2O
H2O
H2O
H2O
Na +
+
OH –
Ca 2+ +
2 OH –
3+
+
3 OH –
Pb 4+ +
4 OH –
Fe
Classificação
Quanto ao Número de Hidroxilas
- Monobases:
- Dibases:
- Tribases:
- Tetrabases:
NaOH; NH4OH
Ca(OH)2; Mg(OH)2
Al(OH)3; Fe(OH)3
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.
Química
Química
MONOBASES
Na dissociação, a molécula liberta apenas uma oxidrila (hidroxila)
NaOH
KOH
NH4OH
H2O
H2O
H2O
Na +
+
OH –
+
+
OH –
K
NH4 +
+
OH –
DIBASES
Na dissociação, a molécula liberta duas oxidrilas
Ca(OH)2
Zn(OH)2
H2O
H2O
Ca 2+ +
2 OH –
Zn 2+ +
2 OH –
TRIBASES
Na dissociação, a molécula liberta três oxidrilas
Fe(OH)3
Al(OH)3
H2O
H2O
Fe
3+
+
3 OH –
Al
3+
+
3 OH –
TETRABASES
Na dissociação, a molécula liberta quatro oxidrilas
Pb(OH)4
Sn(OH)4
H2O
H2O
Pb 4+ +
4 OH –
Sn 4+ +
4 OH –
FORTES
São as bases em que a oxidrila se liga a um metal alcalino
ou alcalino terroso
NaOH
KOH
LiOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Mg(OH)2
FRACAS
São as bases em que a oxidrila se liga aos demais cátions
AgOH
NH4OH
Al(OH)3
Zn(OH)2
Fe(OH)3
Pb(OH)4
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.
KOH
Monobase
Forte
Solúvel
Al(OH)3
Tribase
Fraca
Insolúvel
Química
Química
01) A base LiOH pode ser classificada como :
a) monobase, forte e insolúvel.
b) monobase, fraca e insolúvel.
c) dibase, forte e solúvel.
d) tribase, fraca e insolúvel.
e) monobase, forte e solúvel.
LiOH:
Tem uma oxidrila
O cátion é metal alcalino
monobase
forte e solúvel
02) A base mais forte entre as citadas abaixo é:
a) AgOH.
b) NH4OH.
c) Fe(OH)3.
d) KOH.
e) Zn(OH)2.
A base mais forte, entre as citadas abaixo,
é a que apresenta um metal alcalino (KOH)
Apresentam sabor cáustico, lixívia ou adstringente
Em solução conduz a corrente elétrica.
Ação sobre indicadores
Prof. Agamenon Roberto
FENOLFTALEINA
AZUL DE BROMOTIMOL
Reagem com os ácidos produzindo sal e água.
H Cl
2 H Cl
+
Na OH
Na Cl
+ H2O
+
Ba (OH)2
Ba Cl2 + 2 H2O
H2 SO4 +
Ba (OH)2
Ba SO4 + 2 H2O
NOMENCLATURA &
CLASSIFICAÇÃO
DAS FUNÇÕES:
SAIS E ÓXIDOS
NaCl
CuSO4
É todo composto que em solução aquosa
possui pelo menos um cátion diferente do H +,
e pelo menos um ânion diferente do OH .
Na Cl
Na +
cátion diferente do H +
Cl
ânion diferente do OH
Ba
Ba SO4
2+
SO4 2 –
cátion diferente do H +
ânion diferente do OH
A reação entre um ácido e uma base recebe o
nome especial de
NEUTRALIZAÇÃO ou SALIFICAÇÃO
A neutralização entre um ácido e uma base pode ser
TOTAL ou PARCIAL
NEUTRALIZAÇÃO TOTAL
O total de hidrogênios ionizáveis do ácido é
igual ao total de oxidrilas da base
H Cl
2 H Cl
+
+
Na OH
Ba(OH)2
NaCl
+ H2O
BaCl2 + 2 H2O
NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL
O total de hidrogênios ionizáveis do ácido é
diferente do total de oxidrilas da base
HCl
+
Ba(OH)2
BaOHCl
+ H2O
Um “H” se une a uma “OH”
formando apenas uma molécula de água
e restando uma oxidrila (OH)
H2 SO4 +
NaOH
NaH SO4 +
Apenas um “H” se une a uma “OH”
formando apenas uma molécula de água
e restando um “H”
H2O
É o conjunto de compostos binários
onde o oxigênio é o elemento mais
eletronegativo
SO3
Na2O
N2O5
CO2
CaO
Fe2O3
Al2O3
Podemos dividir os óxidos em dois grupos:
O elemento ligado ao oxigênio é ametal
SO3
N2O5
CO2
O elemento ligado ao oxigênio é um metal
Na2O
CaO
Fe2O3
Al2O3
Reagem com água, formando uma base
CaO
+
H2O
Ca(OH)2
Reagem com um ácido, formando sal e água
CaO
+
H2SO4
CaSO4
+
H2O
Os óxidos básicos são formados por METAIS de
baixo Nox (+1 ou + 2)
Reagem com água, formando um ácido
SO3
+
H2O
H2SO4
Reagem com uma base, formando sal e água
SO3
+
Ba(OH)2
CaSO4
+
Os óxidos ácidos são formados por AMETAIS
H2O
São óxidos moleculares que
não reagem com água,
nem com base ou ácidos
Os mais importantes são
CO
NO
N2O
São óxidos que se comportam tanto
como óxidos ácidos
quanto como óxidos básicos
Al2O3
ZnO
As2O3
São os óxidos que se comportam como
se fossem formados
por dois outros óxidos de um mesmo elemento
Fe3O4
=
FeO + Fe2O3
Para os óxidos moleculares:
óxido + de
+ nome do elemento
colocamos os prefixo mono, di, tri, tetra, etc.,
para indicar a quantidade de átomos de cada
elemento na fórmula
Cl2O7
CO2
heptóxido de dicloro
dióxido de carbono
Para os óxidos iônicos:
óxido + de +
nome do elemento
Al2O3
óxido de alumínio
ZnO
óxido de zinco
BaO
óxido de bário
K2O
óxido de potássio
Se o elemento forma dois cátions diferentes,
devemos indicar a sua VALÊNCIA em
ALGARISMO ROMANO
ou com as terminações
OSO e ICO
FeO
óxido ferroso ou óxido de ferro II
Fe2O3
óxido férrico ou óxido de ferro III