FUNÇÕES INORGÂNICAS

Svante August Arrhenius nasceu no ano de 1859,

na Suécia. Em 1876, ingressou na

Universidade de Uppsala.

Esse químico ficou mais famoso por sua Teoria da Dissociação Iônica. Na realidade, esse foi o

tema da sua tese de doutorado, defendida em

1884.

Arrhenius utilizou um equipamento parecido com o mostrado ao lado. Nele,

temos uma bateria, em que de um de seus polos sai

um eletrodo (fio de cobre) conectado a uma lâmpada

e o outro fio fica com a extremidade solta. Ele

colocava as duas extremidades dos

eletrodos em contato com diferentes tipos de

soluções e observava se havia passagem de

corrente elétrica, o que era evidenciado quando a

lâmpada acendia.

Arrhenius percebeu, por exemplo, que quando ele colocava OS ELETRODOS SECOS NO SAL, A LÂMPADA NÃO ACENDIA, isso também ocorria quando ele os colocava na água pura. Porém, quando ele misturava os dois, DISSOLVENDO O SAL NA ÁGUA, A LÂMPADA ACENDIA, ou seja, a solução formada conduzia corrente elétrica.

Arrhenius testou várias soluções e percebeu que quando

ele colocava COMPOSTOS IÔNICOS, como o sal de

cozinha e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH),

HAVIA CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA. Por isso,

ele concluiu que a PASSAGEM DE CORRENTE ELÉTRICA

SE DAVA PORQUE EXISTIAM ÍONS LIVRES NA

SOLUÇÃO, ou seja, os compostos iônicos sofriam

DISSOCIAÇÃO IÔNICA, seus íons eram separados e, por

possuírem carga elétrica, conduziam a eletricidade.

Quando ele testou alguns COMPOSTOS

MOLECULARES, como o gás clorídrico (HCl), percebeu

que também geravam SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS que

conduziam corrente elétrica. Esse fato se dava porque

havia uma IONIZAÇÃO* das moléculas do HCl, pois elas

reagiam com as moléculas de água, FORMANDO ÍONS

NEGATIVOS E POSITIVOS:

Assim, nos casos em que há íons livres, temos uma

SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE

ELÉTRICAELÉTRICA..

Já no caso do AÇÚCAR e de outros compostos

moleculares, que mesmo sendo dissolvidos em água

não conduzem eletricidade, isso ocorre porque NÃO HÁ NÃO HÁ

LIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIOLIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIO, gerando , gerando UMA UMA

SOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICASOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICA.. As moléculas de

açúcar costumam estar agrupadas em retículos

cristalinos, mas quando colocadas em água, essas

moléculas se separam, por isso, temos a impressão de

que elas “sumiram”, mas, na verdade, AS MOLÉCULAS DE C12H22O11 AINDA CONTINUAM ALI E NÃO GERAM

ÍONS.

Funções Funções InorgânicasInorgânicas

Função química corresponde a um conjunto

de substâncias que apresentam propriedades

químicas semelhantes.

As substâncias inorgânicas podem ser

classificadas em quatro funções:ÁcidosBases Sais Óxidos

Assim, numa reação química, todos os ácidos,

por exemplo, terão comportamento semelhante.

Funções químicas

Ácidos

Características gerais dos ácidos

Apresentam sabor azedo e picante;

Desidratam a matéria orgânica;

Condutores de corrente quando dissolvidos em água

(Soluções eletrolíticas)

Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;

Neutralizam bases formando sal e água;

Ácidos Ácidos de Arrhenius (1884): são

substâncias compostas que em solução

aquosa liberam como único e exclusivo

cátion o Hidroxônio (H+ ou H3O+ ).

Ionização de um Ácido

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

H2SO4 + 2H2O → 2 H3O+ + SO42-

H3PO4 + 3H2O → 3 H3O+ + PO43-

PODER HIDROGENOIÔNICO

(pH) E INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS

Friendrich Kohrausch (1840-1910)

A auto-ionização da água pura produz concentração

muito baixa de íons H3O+(H+) e OH-

H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)

AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC

Para soluções aquosas, 25 ºC:

Solução neutra: [H+] = [OH-]

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

Solução ácida: [H+] > [OH-]

[H+] > 1,0 x 10-7 mol/L e

[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L

Solução básica: [H+] < [OH-]

[H+] < 1,0 x 10-7 mol/L e

[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L

Equilíbrio Ácido-Base

As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são frequentemente muito pequenas: trabalha–se com soluções diluídas.

Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua

concentração(mol/L) = pH

pH = - log[H+]

ÁGUA NEUTRA: [H+] = [OH-]

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

pH = - log(1,0 x 10-7) = 7

ESCALA DE pH

ESCALA DE pH

amônia

suco de limão

vinagre

vinhotomate

café preto

leitesalivachuva

leite de magnésia

suco gástrico

bórax

água do marsangue, lágrimas

NaOH, 0,1mol/L

MA

IS Á

CID

OM

AIS

BÁ

SIC

O

Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de

pH = indicadores ácido–base = ácidos/bases fracos.

MEDIDA DE pH

Fenolftaleína

Amarelo de alizarina R

Meti l v ioleta

Azul de Timol

Alaranjado de meti laVermelho de meti la

Azul de bromotimol

amarelo

amarelo amarelo

amarelo

amarelo

amarelo

amarelo

violeta

vermelho

vermelho

vermelho

vermelho

azul

azul

incolor rosa

pH - Faixa de viragem do indicador

FENOLFTALEÍNA

Meio ácido: incolor

Meio básico: rosa

MEDIDA DE pH COM PRECISÃO

Método mais preciso de se medir o pH = peagâmetro; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado.

Outros conceitos de Ácidos...

Ácidos de Bronsted e Lowry (1923): são espécies químicas que geram prótons ( H+) em uma reação válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.) .

Ácidos Lewis (1923): são espécies químicas que recebem um par eletrônico em uma reação.

Classificação dos Ácidos

1. Quanto a presença ou ausência de OxigênioHidrácidos ou não OxigenadosHidrácidos ou não OxigenadosEx: HCl, H2S, HBr, HCN

Oxiácidos ou OxigenadosOxiácidos ou OxigenadosEx: H2SO4, H3PO4, HClO4

2. Quanto a presença ou ausência de Carboxila

(-COOH)

Inorgânicos Inorgânicos (H2CO3****, H2CO2, HCN)

Orgânicos Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)

Classificação dos Ácidos3. Quanto ao número de elementos Químicos:

Binário (HCl, HBr, HF)

Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)

Quaternário (H4[Fe(CN)6])4. Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis (H+) que estão ligados ao elemento menos eletronegativo:

Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)

Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)

Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)

Tetrácidos (H4P2O7)

Nomenclatura Oficial:1. Hidrácidos1. HidrácidosSeguem a seguinte regra:

Ácidos + ídrico Radical do Elemento

2. Oxiácidos2. OxiácidosSeguem a seguinte regra:

ico (+ oxigênio)

Ácido __________________ + Radical do Elemento oso (- oxigênio)

Central

Exemplo:

H2S Ácido sulfídrico

H2SO3 Ácido sulfuroso

H2SO4 Ácido sulfúrico

*Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.

Clube dos 6:

-H2SO4

-HNO3

-H3PO4

-H2CO3 *****

-H3BO3

-HClO3

Ácido Per.....ico

Ácido ..........ico

Ácido .........oso

Ácido Hipo...oso

Menos

Oxigênios

Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso

HClO4 – ác. Perclórico

H2SO3 – ác. Sulfuroso

Nomenclatura Oxiácidos:

- 1O

+ 1O

- 2O

O número de oxidação (Nox) de compostos iônicos é a sua

própria carga, já no caso dos moleculares é uma carga teórica

que o elemento adquire ao romper sua ligação covalente.

Nomenclatura Oxiácidos:

Família Nox do Elemento Central do Oxiácido

Terminação

4A +2 _______OSO

+4 _______ICO

5A +1 ou +2 HIPO _____OSO

+3 _______OSO

+5 _______ICO

6A

+1 ou +2 HIPO _____OSO

+4 _______OSO

+6 _______ICO

7A

+1 HIPO _____OSO

+3 _______OSO

+5 _______ICO

+7 PER _____ICO

HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS (cuidado com oxiácidos)

Os hidrogênios que fornecem H+/H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis.

SÃO AQUELES QUE SE LIGAM AO ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO NA MOLÉCULA DO ÁCIDO.

Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:

H3PO3 + 2H2O → 2H3O+ + HPO32- → apenas 2H+

H3PO2 + H2O → H3O+ + H2PO21- → apenas 1H+

IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS

-DE ACORDO COM O NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS

MONOÁCIDO

MONOÁCIDO

DIÁCIDO

TRIÁCIDO

CARGA DO ÂNION RESULTANTE

H3O+

3H3O+

2H3O+

H3O+

H2O

2H2O

H2O

3H2O

ÁCIDO FOSFOROSO – H3PO3 – É UM DIÁCIDO

ÁCIDO HIPOFOSFOROSO – H3PO2 É UM MONOÁCIDO

HO

MONOÁCIDOS

ÁCIDO BROMÍDRICO

ÁCIDO CIANÍDRICO

ÁCIDO NÍTRICO

ÁCIDO HIPOFOSFOROSO

ÁCIDO CARBÔNICO

ÁCIDO SULFÚRICO

ÁCIDO CRÔMICO

ÁCIDO SULFÍDRICO

DIÁCIDOS

TRIÁCIDOS

ÁCIDO FOSFÓRICO

ÁCIDO ARSÊNICO

TETRÁCIDOS

ÁCIDO PIROFOSFÓRICO

ÁCIDO SILÍCICO

Prefixos Orto, Meta e Piro

O prefixo ORTO é usado para o Ácido Fundamental; o prefixo META é usado quando do Ácido orto retira-se 1H2O; o PIRO é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas Moléculas do orto.

H3PO4 Ácido fosfórico

HPO3 Ácido fosfórico

H4P2O7 Ácido fosfóricoou Difosfórico

- 1 H2O

(Orto)

Meta

- 1 H2O

2x

Piro

Há alguns ácidos provenientes da desidratação (perda de água) de outros ácidos.

Ácido Metafosfórico

Ácido Ortofosfórico

Ácido Pirofosfórico

IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS; PARA DI, TRI E TETRÁCIDOS

**

+

+

+

**

**

IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS

FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE OXIÁCIDOS

REGRA EXPERIMENTAL PARA ESCREVER OS ÁCIDOS OXIGENADOS:

1.Escrever o símbolo do elemento que está no

centro da formula molecular

2.Colocar um oxigênio entre cada hidrogênio

ionizável e o elemento central

3.Ligar os oxigênios restantes, se houver, ao

elemento central

4.Se houver hidrogênio não ionizável ele deve ser

ligado ao elemento central

EX: H2SO4

Força de um Ácido -Quanto ao Grau de Ionização (α)

1.1. Hidrácidos:Hidrácidos:Fortes: HCl, HBr, HIModerado: HF*Os demais são fracos!!!

2. Oxiácidos:Oxiácidos: HxEOy0 - Fraco Ex.: HClO

1 - Moderado Ex.: H3PO4

2 ou 3 - Forte Ex.: H2SO4

HClO4

y-x

A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Os ácidos são divididos entre fortes e fracos.

Quanto ao Grau de Ionização (α)

Ácidos fracos: 0< α < 5%

Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50%

Ácidos fortes : 50% < α < 100%

Nº de Moléculas ionizadasα =

Nº Inicial de Moléculas

Ácido fraco: HClO, HH22COCO33

Ácido moderado: H3PO4

Ácido forte : H2SO4

HClO4

Ácidos importantes:

1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)

É um líquido incolor e oleoso de é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico.

Pode ser obtido a partir das seguintes reações:

S + O2 → SO2

SO2 + ½O2 → SO3

SO3 + H2O → H2SO4

*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.

2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)

- Apresenta forte odor, além de ser sufocante. - É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. - É encontrado no suco gástrico humano.

*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem.

Ácidos importantes:

3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele.

É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos:

*As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica.

Ácidos importantes:

+ 3HNO3 →

CH3

-NO2

CH3

NO2-

NO2

+ 3H2O

TriNitroTolueno (TNT)

4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)

- É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado.-É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. - Seus fosfatos são usados como adubo.

*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”:(N) Nitrogênio: Sintetiza a clorofila e estimula o crescimento de folhas e brotos.(P) Fósforo: Ajuda a produzir raízes saudáveis e estimula o surgimento dos botões de flores. (K) Potássio: Produz folhas saudáveis e estimula a produção de flores e frutos.

Ácidos importantes: