Apostila de Química 19 – Funções Inorgânicas

1.0 Dissociação

Teoria da dissociação (Arrhenius, 1903) – Determinadas substâncias, quando

dissolvidas em água, são capazes de originar cátions e ânions (íons livres).

Dissociação iônica – Separação dos íons já existentes no aglomerado iônico

(retículo cristalino)

2.0 Ácido

Definição – Substâncias covalentes que, em solução aquosa, sofrem ionização,

liberando cátions H+.

H [AMETAL] --------- H+ + [AMETAL]

-

2.1 Nomenclatura

Hidrácidos:

Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ídrico.

Oxiácidos:

Para elementos que possuem o maior NOX (número da família do

elemento): Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ico.

Para elementos que possuem o menor NOX (número da família do

elemento menos 2): Ácido [NOME DO ELEMENTO] – oso.

Família 7A com NOX +7: Ácido Per – [NOME DO ELEMENTO] – ico.

Família 7A com NOX +5: Ácido [NOME DO ELEMENTO] – ico.

Família 7A com NOX +3: Ácido [NOME DO ELEMENTO] – oso.

Família 7A com NOX +1: Ácido Hipo – [NOME DO ELEMENTO] –

oso.

2.2 Classificação

2.2.1 Presença do Oxigênio

Hidrácidos – Ácidos sem oxigênio.

Oxiácidos – Ácidos com oxigênio.

2.2.2 Número de Hidrogênios Ionizáveis

Monoácidos – 1 H+ por molécula ionizada.

Diácidos – 2 H+ por molécula ionizada.

Triácidos – 3 H+ por molécula ionizada.

Tetrácidos – 4 H+ por molécula ionizada.

Hidrácidos – Todos os hidrogênios são ionizáveis.

Nos oxiácidos, são ionizáveis os hidrogênios ligados ao átomo oxigênio.

2.2.3 Grau de Ionização (α)

Relação entre o número de moléculas ionizáveis pelo número total de moléculas

dissolvidas.

α ≥ 50% – Forte.

5% <α < 50% – Moderado.

α ≤ 5% – Fraco.

Força dos oxiácidos (x) – Diferença entre o número de átomos de oxigênio e o

número de átomos de hidrogênio ionizáveis.

2 ≤ x ≤ 3 – Forte.

x = 1 – Moderado.

x = 0 – Fraco.

OBS.: Ácido carbônico (H2CO2): Ácido instável – Ácido fraco.

2.3 Propriedades

Sabor azedo.

Condutibilidade elétrica em solução aquosa.

Reação com metais, produzindo H2 e sal (vindo do metal).

Reação com carbonatos e bicarbonatos, liberando gás carbônico.

Ação sobre indicadores – Substâncias que mudam de cor em função do meio ser

ácido ou básico.

3.0 Base ou Hidróxido

Definição – Compostos iônicos que, em solução aquosa, sofrem ionização,

liberando ânions OH-:

[METAL] OH- --------- [METAL]

+ + OH

-

3.1 Nomenclatura

Elementos com NOX fixo:

Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO].

Elementos com NOX variável:

NOX maior: Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO] – ico.

NOX menor: Hidróxido de [NOME DO ELEMENTO] – oso.

3.2 Classificação

3.2.1 Número de Hidroxilas

Monobases – 1 OH- por molécula ionizada.

Dibases – 2 OH- por molécula ionizada.

Tribases – 3 OH- por molécula ionizada.

Tetrabases – 4 OH- por molécula ionizada.

Hidrácidos – Todos os hidrogênios são ionizáveis.

Nos oxiácidos, são ionizáveis os hidrogênios ligados ao átomo oxigênio.

3.3.2 Solubilidade em Água

Metais alcalinos (1A) – Solúveis.

Metais alcalino-terrosos (2A) – Pouco solúveis.

Outros metais – Praticamente insolúveis.

OBS. 1: Hidróxido de amônio (NH4OH): Não possui metal – Base solúvel.

OBS. 2: Quando se diz que uma solução é insolúvel, quer dizer que sua

solubilidade é muito pequena, pois não existe uma substância totalmente insolúvel.

3.3.3 Grau de Ionização (α)

Base solúvel e pouco solúvel (1A e 2A) – Forte.

Base praticamente insolúvel – Fraca.

OBS. 1: Hidróxido de amônio (NH4OH): Não possui metal – Base fraca.

OBS. 2: Berílio (2A): Base Fraca.

3.4 Propriedades

Ação sobre indicadores.

Reação com ácidos, produzindo água e sal – Neutralização.

4.0 Sal

Definição – Substâncias iônicas que, em solução aquosa, sofrem ionização,

liberando 1 cátion diferente de H+ e 1 ânion diferente de OH

-. São derivados da

neutralização total ou parcial de ácidos por bases.

[METAL]+ OH

- + H

+ [AMETAL]

- --------- [METAL E AMETAL] + H2O

4.1 Obtenção de Sal

Neutralização total:

A quantidade de H+ é igual à quantidade de íons OH

-.

Ocorre a formação de um sal neutro e água.

Neutralização parcial:

A quantidade de H+ não é igual à quantidade de íons OH

-.

Se a quantidade de ácido for maior, é chamado de neutralização parcial

do ácido – Ocorre formação de um sal ácido e água.

Se a quantidade de base for maior, é chamado de neutralização parcial da

base – Ocorre formação de um sal básico e água.

4.2 Nomenclatura

Muda-se a nomenclatura do ácido e conserva a base:

Sufixo do ácido:

-ídrico: [NOME DO ÁCIDO] -eto de [NOME DA BASE].

-ico: [NOME DO ÁCIDO] -ato de [NOME DA BASE].

-oso: [NOME DO ÁCIDO] -ito de [NOME DA BASE].

Fe+2

: Ferroso, ou “- de ferro II”.

Fe+3

: Férrico, ou “- de ferro III”.

4.3 Classificação

4.3.1 Natureza dos Íons

Sal Neutro – Quando não há hidrogênio e hidroxila ionizáveis.

Hidrogeno-sal ou sal ácido – Quando há 2 cátions, sendo um deles o hidrogênio

ionizável, e 1 hidroxila ionizável.

Hidróxi-sal ou sal base – Quando há 1 hidrogênio ionizável e 2 ânions, sendo um

deles a hidroxila ionizável.

Sal duplo ou misto – Quando há 2 cátions e 2 ânions diferentes, excerto o

hidrogênio e a hidroxila ionizáveis.

Sal hidratado – Quando há, no retículo cristalino, moléculas de água em

proporção definida (água de cristalização).

4.3.2 Caráter da Solução Salina

Hidróxido:

Forte: 1A e 2A.

Médio: HF.

Fraco: Os demais.

Oxiácido (HxOy)

Forte: Y – X = 2.

Médio: Y – X = 1

Fraco: Y – X = 0.

OBS.: H2CO3: Fraco.

4.3.3 Solubilidade em Água

Solúveis:

Nitratos (NO3).

Acetatos (CH3-COO).

Cloretos (Cl).

Brometos (Br).

Iodetos (I).

Sulfatos (SO4).

Exceções: Ag, Pb, Hg2, Ca, Sr, Ba, Pb.

Insolúveis:

Sulfetos (S).

Carbonatos (CO3).

Fosfatos (PO4).

Exceções: Metais alcalinos, alcalino-terrosos e amônio (NH4).

OBS.: Sais derivados de amônio: Solúveis.

4.3.4 Presença do Oxigênio

Sal Halóide – Sal sem oxigênio (derivado de hidrácidos).

Oxi-Sal – Sal com oxigênio (derivado de oxiácidos).

4.4 Hidrólise do Sal

Hidróxido e oxiácido fortes – Caráter - Neutro.

Hidróxido forte e oxiácido fraco – Caráter - Ácido.

Hidróxido fraco e oxiácido forte – Caráter - Básico.

4.5 Propriedades

Sabor salgado.

Sólidos à temperatura ambiente.

5.0 Óxido

Definição – Compostos binários, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre

eles.

[ELEMENTO]+ + [OXIGÊNIO]

-

5.1 Nomenclatura

Óxidos moleculares:

NOX variável.

Ametais ligados ao oxigênio.

[Quant. de oxigênio] -óxido de [QUANT. DO ELEMENTO] -

[ELEMENTO].

Óxidos iônicos:

NOX fixo.

Metais ligados ao oxigênio.

Carga do oxigênio: -2.

Óxido de [ELEMENTO + NÚMERO DO NOX EM ROMANO].

Menor NOX: Óxido + [ELEMENTO] -oso.

Maior NOX: Óxido + [ELEMENTO] -ico.

5.2 Classificação

Óxidos básicos:

Caráter iônico.

Carga geral do metal: +1 ou +2.

Reação com água: Base.

Reação com ácido: Sal e água.

Óxidos ácidos (anidridos de ácidos):

Caráter covalente.

Reação com água: Ácido.

Reação com base: Sal e água.

Óxidos neutros (indiferentes ou inertes):

Covalentes.

Reação com água: Ácido.

Não reage com água, base ou ácido.

Óxidos anfóteros:

Comportam-se como óxidos básicos na presença do ácido, e como

básicos na presença da base.

Reação com ácido: Sal e água.

Reação com base: Sal e água.

Óxidos duplos (mistos) – Combinação de 2 óxidos de mesmo elemento.

Óxidos peróxidos:

Apresenta o grupo (O2)2-

.

Reação com água: Base e água oxigenada.

Reação com base: Sal e água oxigenada.