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Quimica
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QCM - Aula teórica 01
As funções químicas agrupam substâncias químicas com propriedades
comuns.
Teoria de Arrhenius.
Exemplos: - Ácidos - Bases - Sais
- Óxidos
Teoria de Arrhenius Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius Quando uma substância dissolve-se em água, divide-se em
partículas cada vez menores. A divisão pode parar nas moléculas (combinações de
átomos) e a solução não conduz corrente elétrica. Quando a divisão chega a partículas, menores que as
moléculas, com carga elétrica (íons) a solução conduz corrente elétrica.
Padrões de dissolução Dissociação iônica - é a separação dos íons de uma
substância iônica, quando solúvel em água. Ionização - é a formação de íons na reação de uma
substância molecular com a água, quando esta for solúvel em água.
Teoria de Arrhenius Condutividade • Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente
elétrica. São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções eletrolíticas.
• Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos.
• Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares.
• Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.
Teoria de Arrhenius
Condutividade elétrica (substâncias puras) Composto iônico: somente quando fundido. Composto molecular: não conduz. Condutividade elétrica ( solução aquosa) Composto iônico: conduz. Composto molecular: conduz se ocorrer reação de ionização.
Propriedades dos ácidos Os ácidos são compostos moleculares polares que se ionizam em água, produzindo íons
positivos (cátions) e negativos (ânions), com capacidade de conduzir corrente elétrica.
• Os ácidos de Arrhenius apresentam H+ como radical funcional e ao ionizar em água:
HCl + H2O Cl- + H3O+ (H+ + H2O) onde H3O+ corresponde ao íon hidrônio.
H2SO4 + 2H2O SO42- + 2H3O+
Ou:
HCl Cl- + H+
H2SO4 SO42- + 2H+
Possuem sabor azedo, como o ácido cítrico (limão) e acético (vinagre).
Reagem com os indicadores de pH: o papel tornassol vira para o vermelho e a solução de fenolftaleína fica incolor.
Reagem com bases formando água e sal .
Classificação dos ácidos
• Hidrácidos: não possuem oxigênio na sua composição e levam a terminação ÍDRICO. Ex:
HCl (ácido clorídrico) H2S (ácido sulfídrico)
• Oxiácidos: possuem oxigênio na sua composição e
levam a terminação ICO ou OSO (dependente do número de átomos de O). Ex:
HNO3 = ácido nítrico HNO2 = ácido nitroso H2SO4 = ácido sulfúrico H2SO3 = ácido sulfuroso
Classificação dos ácidos Número de hidrogênios ionizáveis: • Monoácidos– um hidrogênio ionizável.
Ex: HCl, HBr, HClO3 , H3PO2 (um H está ligado covalentemente).
• Diácidos – dois hidrogênios ionizáveis. Ex: H2SO4 , H3PO3 (um H está ligado covalentemente).
• Triácidos – três hidrogênios ionizáveis. Ex: H3PO4 , H3BO3 .
• Tetrácidos – quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: H4SiO4 , H4[Fe(CN)6]
Classificação dos ácidos Número de elementos químicos: Binário – dois elementos químicos distintos. Ex: HBr, HI. Ternário – três elementos químicos distintos. Ex: HNC, HBrO3 , H2SO3 . Quaternário – quatro elementos químicos distintos. Ex: HCNO, H4[Fe(CN)6]. Volatilidade (ponto de ebulição): Voláteis – baixo ponto de ebulição. Ex: HCl (110 oC), HCN (26 oC), HNO3 (88,9 oC). Fixos – alto ponto de ebulição. Ex: H2SO4 (290 oC), H3PO4 (158 oC).
Força de um ácido É dependente da quantidade de íons que o ácido libera em solução (grau de ionização – α).
α = número de mols de íons formados X 100
número de mols de ácidos dissolvidos em água
Ácidos fortes: α > 50%
Ácidos moderados: 5% < α < 50%
Ácidos fracos: α < 5%
Força de um ácido Exemplo prático: Se HxEOy for a fórmula de um ácido. A força do ácido é dada pela relação: F = Y – X
Onde: Y = número de oxigênios X = número de hidrogênios ionizáveis Quando: F = 0, o ácido é fraco F = 1, o ácido é moderado F = 2, o ácido é forte F = 3, o ácido é muito forte Exceção: H2CO3 – ácido fraco (ácido carbônico).
BASES ou HIDRÓXIDOS • São uma função química mineral com grupo funcional hidroxila ou hidróxido
(OH-).
• De acordo com Arrhenius, as bases se dissociam em água produzindo o ânion OH-.
NaOH Na+ + OH-
Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH-
• Possuem sabor adstringente (NaOH em alimentos).
• Deixam o papel tornassol azul e a solução de fenolftaleína vermelha.
• Reagem com ácidos formando água e sal.
Nomenclatura das bases
• Acrescenta-se “ hidróxido de “ ao nome do cátion presente da base .
NaOH = hidróxido de sódio KOH = hidróxido de potássio Para elementos de NOX variável (Fe = +2, +3 Cu = +1, +2 Pb =
+2, +4 Ní = +2, +3 Au = +1, +3), atribuir em algarismo romano o número de oxidação utilizado, ou o sufixo ico para o maior estado de oxidação e oso para o menor estado de oxidação.
Fe(OH)2 – Hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso Fe(OH)3 - Hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
Classificação das bases Numero de hidroxilas (OH–) • Monobases: uma hidroxila (OH–). Ex: NaOH, LiOH. • Dibases: duas hidroxilas. Ex: Ca(OH)2, Fe(OH)2. • Tribases: três hidroxilas.Ex: Al(OH)3, Ni(OH)3. • Tetrabases: quatro hidroxilas. Ex: Sn(OH)4, Pb(OH)4
Grau de ionização • Bases fortes: o grau de ionização próximo a 100% (metais alcalino e
alcalinoterrosos). Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. • Bases fracas: o grau de ionização inferior a 5%. Todas as demais
bases.
Solubilidade em água • Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amônio. • Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalino-terrosos. • Insolúveis: os demais hidróxidos.
Sais • Os sais são formados por reações ácido–base (salificação ou neutralização
ácido-base).
HCl + KOH KCl + H2O Reação de neutralização total (nº H+ = nº OH-)
LiOH + H2CO3 LiHCO3 + H2O Reação de neutralização parcial de ácido (nº H+ # nº OH-)
Mg(OH)2 + HClO3 MgOHClO3 + H2O Reação de neutralização parcial de base (nº H+ # nº OH-)
• Em solução aquosa, os sais liberam cátions diferentes de H+ e ânions diferentes de OH-
• Possuem sabor salgado.
Nomenclatura dos sais Baseia-se no nome do ácido que originou o sal.
terminação do ácido terminação do sal
ÍDRICO ETO
ICO ATO
OSO ITO
Principais ânions: Cl-, Br-, I-, F-, CN- eto
SO42-, CO3
2-, NO3-, PO4
3-, BO33-, ClO3
-,BrO3-, IO3
- ato
Derivando os sufixos: ato – 1 oxigênio Ito
ato – 2 oxigênios hipo___ito
ato + 1 oxigênio per___ato
Exemplos:
Na2SO4 – sulfato de sódio Na2SO3 – sulfito de sódio
Na2SO2 – hiposulfito de sódio NaClO3 – clorato de sódio
NaClO2 – clorito de sódio NaClO – hipoclorito de sódio
Deve-se citar na nomenclatura de sais o seu caráter ácido ou básico:
NaHCO3 – carbonato ácido de sódio ou hidrogeno carbonato de sódio (bicarbonato de sódio)
CaOHCl – cloreto básico de cálcio ou hidroxi cloreto de cálcio
Classificação dos sais Presença de íons H+ e OH Sais normais ou neutros – proveniente de uma reação de
neutralização total. EX.: NaCl, CaCO3, CaHPO3. Sais ácidos – proveniente de uma reação de neutralização
parcial (ainda apresenta H+ ionizável). EX.: NaHCO3
Sais Básicos - sal oriundo de uma reação de neutralização
parcial (ainda apresenta OH-). EX.: AlOHSO4 Solubilidade dos sais. Os sais formados por metais alcalinos (1A), cátion NH4
+, ânions NO3
-, ClO3- e CH3
- COO- são solúveis em água.
Óxidos
Os óxidos são compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
CaO = óxido de cálcio
CO = monóxido de carbono
CO2 = dióxido de carbono
SO2 = dióxido de enxofre
Nomenclatura dos óxidos Óxidos metálicos – nome [óxido de + nome do metal] Metal com nox variável, determinar o valor do nox através de algarismo
romano, ou adicionar ao nome do metal a terminação oso ou ico. CaO – óxido da cálcio Na2O – óxido de sódio MgO – óxido de magnésio Al2O3 – óxido de alumínio FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico Óxidos ametálicos – a nomenclaturas é feita através de prefixos: CO – monóxido de carbono SO2 – dióxido de enxofre SO3 – trióxido de enxofre N2O5 – pentóxido de dinitrogênio. Cl2O7 – heptóxido de dicloro.
Classificação dos óxidos Ácidos (anidridos) - são óxidos ametálicos que em contato com a água geram ácidos. Apresentam um
ametal com nox igual ou superior a +4. Estes podem reagir com bases produzindo sal e água. Cl2O5, Cl2O7, SO2, SO3, N2O5, P2O5, CO2
SO3 + H2O H2SO4
H2CO3 H2O + CO2
SO3 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O
Básicos - são óxidos formados por metais (nox do metal é igual ou inferior a +3). Estes reagem com ácidos produzindo sais.
Li2O, Na2O, MgO, CaO, Cu2O, CuO, Ag2O, FeO K2O + H2O 2KOH CaO + H2CO3 CaCO3 + H2O Anfóteros - são óxidos formados por elementos de eletronegatividade intermediária (elementos da
região central da Tabela Periódica) e podem reagir tanto com ácidos como com bases. ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2. ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O
Classificação dos óxidos - continuação Óxidos duplos, mistos e salinos - óxidos formados pela união de óxidos de metais com nox variável. FeO + Fe2O3 Fe3O4 (magnetita) Os óxidos mistos apresentam nox fracionário +8/3. Óxidos neutros – óxidos ametálicos que não reagem com, ácidos, bases e água. CO, NO, SO
Peróxidos - compostos binários nos quais o oxigênio apresenta nox unitário igual a –1 (presença do
grupo O22-).
Na2O2, CaO2, H2O2. Superóxidos - compostos binários nos quais o oxigênio apresenta nox unitário igual a –1/2 (presença do
grupo O42-).
Li2O4, Na2O4, CaO4
Curiosidade: o superóxido de lítio é usado para obtenção de gás oxigênio em atmosferas ricas em gás
carbônico: Li2O4 + CO2 Li2CO3 + 3/2O2