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