FUNÇÕES INORGÂNICAS

PROF. CARLOS PRIANTE

AULA 9.1

Energia = Luminosa ou química

Matéria = Orgânica ou Inorgânica

EXISTEM 4 PRINCIPAIS FUNÇÕES INORGÂNICAS:

Ácidos

BasesSais

Óxidos

ÁCIDOS

É toda substância que quando dissolvida em água o cátion H+.

• Têm sabor azedo

•Alguns possuem alto poder corrosivo (clorídrico, sulfúrico, etc)

•Reagem com metais.

•Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

NOMENCLATURA:•Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.

•Exemplo:     • HCl – ácido clorídrico      • H2S – ácido sulfídrico     • H2Se –ácido selenídrico

•Para ácidos oxigenados, se o elemento possuir somente uma valência,usamos a terminação ICO.

•Exemplo:H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico

Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO.•Exemplos:H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO4 – ácido sulfúrico HNO2 – ácido nitroso HNO3 – ácido nítrico

BASES

São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem o ânion OH (hidróxidos).⁻

As bases são formadas com a união da hidroxila com um metal (cátion)

Possuem alto poder corrosivo (soda cáustica NaOH)

Tem sabor adstringente

Possuem alta condutividade elétrica

As bases diminuem a acidez das soluções

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

NaOH – hidróxido de sódio Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

NOMENCLATURA:

O PH DE UMA SOLUÇÃO

pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido dentro de uma escala de 0 a 14.

pH<7 Solução ácida

pH=7 Solução neutra

pH>7 Solução básica

SAIS

Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-

De maneira geral este cátion é um metal e o ânion um não-metal.

Possuem sabor salgado,

Possuem ação bactericida,

Possuem alta condutividade elétrica

NOMENCLATURA: Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação

ETO. Exemplo:

CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídricoRbF – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico

Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo:

Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfurosoLiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo:

Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúricoNaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

ÓXIDOS São compostos binários, ou seja, formados por dois

elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor).

Como o O pode se ligar a qualquer elemento, as características desta função irá variar de acordo com o elemento a qual ele se ligar.

Os Óxidos são inodoros e insípidos

São, em geral, tóxicos (poluentes)

Alguns óxidos reagem com água, produzindo ácidos ou bases.

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento.

BaO – óxido de bário K2O – óxido de potássio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos.

Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III

NOMENCLATURA:

HCl

HF

H2SO4  NaOHMg(OH)2 

Hidróxido de Cálcio

NH4OH NaCl

Cloreto de potássio

Na2CO3

Al2(SO4)3

 CO

CaO

Pb3O4

Ácido Clorídrico Óxido de cálcio KCl

Hidróxido de Magnésio Ácido sulfúrico Hidróxido de Sódio

Ca(OH)2 

Carbonato de Sódio Óxido de chumbo

Cloreto de sódio Hidróxido de amônio Monóxido de Carbono

Ácido fluorídrico Sulfato de alumínio

REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS

As substancias que participam de uma reação química deixam de existir e dão origem a uma nova substancia.

Há o rompimento das ligações entre os átomos destas substâncias, eles se rearranjam e há a formação de novas ligações químicas.

Através do estudo destas reações pode-se criar novas substancias, como os plásticos.

É UM PROCESSO PELO QUAL CERTAS SUBSTÂNCIAS SÃO TRANSFORMADAS EM

OUTRAS, EM CONSEQUÊNCIA DE REARRANJO DE SEUS ÁTOMOS.

EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS

mudança de cor; liberação de gases (efervescência); formação de um sólido (precipitado); aparecimento de uma chama ou luminosidade.

Ao misturar um ácido e uma base se inicia uma reação química que irá produzir um sal e água.

Podemos dizer que:

Uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas moléculas de hidróxido de potássio resultando em

uma molécula de sulfato de potássio e duas moléculas de água.

Isto não é muito prático e pessoas de outras nações terão dificuldade de entender.

Assim, as reações químicas são descritas graficamente em Equações, uma linguagem internacional.

Assim está mais fácil, prático, rápido e qualquer um com conhecimento poderá interpretar a reação:

ácido sulfúrico

hidróxido de potássio

sulfato de potássio

água

EQUAÇÃO QUÍMICA:

É a representação de uma reação química, indicando os reagentes e seus produtos.

Na equação química temos:

Coeficientes: (os números que vem antes nas fórmulas) indicam a proporção entre reagentes e produtos;

Índices (os números que vem depois nos símbolos dos elementos): indicam o número de átomos presentes nas substâncias.

REAGENTE PRODUTO

COEFICIENTE ÍNDICE

EQUAÇÃO NÃO-BALANCEADA:

O número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes.

H2 + O2 → H2O

EQUAÇÃO BALANCEADA:

Quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes.

2H2 + O2 → 2H2O

MÉTODO DAS TENTATIVAS:

Para fazer o acerto dos coeficientes utiliza-se o método das tentativas: deve-se contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos e equaliza-los.

Nesta ordem:1º) Metais2º) Não-Metais3º) Oxigênio4º) Hidrogênio

Dica: Iniciar o balanceamento com os elementos que aparecem uma só vez em ambos os membros; selecionar o elemento de maior índice e utilizar esses índices como coeficientes no membro oposto;

LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”.

Ou seja, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.

2 H2 + O2 → 2 H2O

4 g 32 g 36 g

LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS

Proposta por Proust: “Quando duas ou mais substancias se combinam para formar um composto, elas devem guardar entre si proporções certas e definidas”.

Os reagentes se combinam na proporção de suas massas

2 H2 + O2 → 2 H2O

2g 16 g 18 g 4g 32 g 36 g

MASSA ATÔMICA

MASSA MOLECULARx2

etc

1/12 da massa de C

2 H2 + O2 → 2 H2O

2g 16 g 18 g

(MDC)

2 H2 + O2 → 2 H2O

1g 8 g

MODOS DE REAÇÕES

QUANTO AO ENVOLVIMENTO DE CALOR:

Endotérmica: ocorre com absorção de calor.Ex.: CaCO3 + calor → CaO + CO2.

H2O(s) + calor → H2O(l)

Exotérmica: ocorre com liberação de calor.Ex.: 2 H2 + O2 → 2 H2O + calor

C + O2 → CO2 + calor

(Carbonato de cálcio) (óxido de cálcio)

QUANTO À VELOCIDADE

A velocidade de uma reação química depende de vários fatores: 

superfície de contato entre os reagentes, temperatura, concentração dos reagentes e presença do catalisador.

Rápidas:Ex.: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Lentas:Ex.: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

SÍNTESE (OU ADIÇÃO):

Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta.

Ex.: 2 CO + O2 → 2 CO2

2 H2 + O2 → 2 H2O

2 C + 3 H2 + ½ O2 C2H6O

ANÁLISE (OU DECOMPOSIÇÃO):

Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas).

Ex.: 2 HCl → H2 + Cl2 (pirólise)

2H2O2 → 2 H2 + O2 (fotólise)

2 H2O → 2 H2 + O2 (eletrólise)

DESLOCAMENTO (OU SUBSTITUIÇÃO):

Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples.

Ex.: Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + I2

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

 

DUPLA TROCA (OU DUPLA TROCA):

Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas.

Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

COMBUSTÃO:

É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias.

Ex.: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3 H2O (completa)

C2H6O + 2O2 → 2CO + 3 H2O (incompleta)

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