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FUNÇÕES QUÍMICAS

FUNÇÕES QUÍMICAS. Definição: grupos de substâncias com propriedades químicas semelhantes. Classificação Geral: Funções Inorgânicas Funções Orgânicas. NaCl + H 2 O. açucar + H 2 O. INTRODUÇÃO. Condutibilidade das Soluções : As experiências do Químico Arrhenius. .

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FUNÇÕES QUÍMICAS

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  1. FUNÇÕES QUÍMICAS Definição: grupos de substâncias com propriedades químicas semelhantes. • Classificação Geral: • Funções Inorgânicas • Funções Orgânicas

  2. NaCl + H2O açucar + H2O INTRODUÇÃO Condutibilidade das Soluções:As experiências do Químico Arrhenius. Solução eletrolítica Solução não eletrolítica

  3. CLASSIFICAÇÃO: • ÁCIDOS • HIDRETOS • BASES • ÓXIDOS • SAIS FUNÇÕES INORGÂNICAS

  4. Conceitos de Arrhenius: Ácidos, Hidretos e Bases • Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+ (H3O+). • Ex.: HCl + H2O  H+ (H3O+). + Cl- • Hidretos: compostos binários de hidrogênio. • Ex.: HCl, KH, NH3, etc. • Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-. • Ex.: NaOH  Na+ + OH-

  5. Conceitos de Arrhenius: Óxidos e Sais • Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. • Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc. • Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion diferente do OH-. • Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.

  6. Definições Importantes • Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica. • Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica. • Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa os íons já existentes. • Solvatação – envolvimento dos íons do soluto iônico pelas moléculas de água. • Ionização – processo de formação de íons que não existiam por reação com a água. • Dissolução – processo de separação de componentes não eletrolíticos por ação da água.

  7. Definições Importantes • Grau de dissociação iônica () – relação entre o n° de unidades dissociadas ou ionizadas na solução pelo número de unidades inicial da substância. •  = n / Nou emporcentagem  = n / N x 100 • Eletrólito forte –   50%(  0,5) • Eletrólito semiforte – 5%   50%(0,05    0,5) • Eletrólito fraco –  5%( 0,05)

  8. 2. (UCSal) Considere a apaparelhagem desenhada abaixo, empregada para teste de condutibilidade elétrica. O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido? a) Oxigênio liquefeito. b) Nitrogênio liquefeito. c) Hélio liquefeito. d) água do mar. e) Gasolina. 1. Os compostos abaixo são, respectivamente: AgNO3 NH4OH HClO4 a) ácido, base, sal b) base, sal, base c) sal, base, ácido d) ácido, sal, ácido e) sal, base, base Exercícios de fixação:

  9. Exercícios de fixação: 3. Assinale as proposições verdadeira: (01) Todo eletrólito é um composto iônico. (02) A equaçãoHBr + H2O  H3O + Br-representa a dissolução do HBr. (04) O açúcar (C12H22O11) ao ser adicionado à água, sofredissociação. (08) O HCl liquefeito conduz corrente elétrica. (16) O NaOH emágua forma uma solução eletrolítica.

  10. NOMENCLATURA DAS FUNÇÕES: ÓXIDOS, BASES E HIDRETOS

  11. ÓXIDOS: Nomenclatura • Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido do nome do elemento. Ex.: Na2O – óxido de sódio / ZnO– óxido de zinco. • Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lê-se óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em algarismo romano. • Ex.: FeO –óxido de ferro II. • Au2O3–óxido de ouro III. • SO2–óxido de enxofre IV.

  12. Óxidos: Nomenclatura • Observações: 1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso ou ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: FeO – óxido ferroso Au2O3 – óxido áurico. • PbO2 – óxido plumbico.

  13. Óxidos: Nomenclatura 2) A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o número de átomos de cada elemento: Ex.: Cl2O5  pentóxido de dicloro. 3) Nox dos principais metais: Fe,Co eNi  + 2 e +3 Hg eCu  +1 e +2 Pb ePt  +2 e +4 Au  +1 e +3

  14. Óxidos: Nomenclatura 4)Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham terminações em função do Nox, vide tabela. (+3) ico apenas para o boro - B (+4) ico apenas para o carbono - C Ex.: SO3  anidrido sulfúrico / CO2  anidrido carbônico Cl2O  anidrido hipocloroso / Cl2O5  anidrido clórico Mn2O7  anidrido permangânico, etc.

  15. BASES: Nomenclatura • Bases de metais com Nox fixo: lê-se hidróxido seguido do nome do metal. Ex.: NaOH – hidróxido de sódio • Bases de metais com dois Nox: lê-se hidróxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. • Ex.: Fe(OH)2– hidróxido de ferro II. • Observação: Hidróxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: Fe(OH)3– hidróxido férrico.

  16. HIDRETOS: Nomenclatura • Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido do nome do metal. Ex.: CaH2 – hidreto de cálcio. • Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido do nome do elemento e do Nox escrito em romano. • Ex.: CuH2– hidreto de cobre II. • Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente. Ex.: NiH2– hidreto niqueloso.

  17. Exercícios de fixação: • Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: • MgO  • Pb3O4  • Ca(OH)2  • CuH  • Fe(OH)3  • Óxido de alumínio  • Óxido de potássio  • Óxido de ferro III  • Óxido plumboso  • Óxido estânico  • Hidreto de lítio  • Hidróxido de zinco  • Hidróxido ferroso  • Hidreto de fósforo 

  18. CLASSIFICAÇÃO & REAÇÕES DAS FUNÇÕES: ÓXIDOS, BASES E HIDRETOS

  19. Água Óxidos básicos fortes Óxidos básicos fracos, ácidos ou anfóteros Não formam óxidos Óxidos ácidos ou neutros ÓXIDOS: Classificação Geral Óxidos básicos fortes: alcalinos e alcalinos terrosos. Exceção: BeO (anfótero) Óxidos ácidos: ametais Óxidos neutros: CO, N2O e NO (exceções) Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2 Óxidos ácidos: Nox > +4 Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4 Exceções: ZnO e PbO (anfóteros)

  20. ÓXIDOS: Regras de Classificação Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal, ametal / semimetal. Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás hilariante. Metal de Nox = + 8/3 (fórmula Me3O4) - óxido salino. Metal com Nox = +1 e +2– óxido básico, exceção para o BeO, PbO eZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O = -1 e superóxidos Nox do O = - ½. Metal com Nox > +4 – óxido ácido. Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero

  21. Óxidos: Classificação Química • Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água formando uma base ou com ácido formando sal e água. Reações: 1) Na2O + H2O 2NaOH 2) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O • Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1. • Reações:1) CaO2 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2

  22. Óxidos: Classificação Química • Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta Nox = -1/2. Reações: 1) CaO4 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 + O2 2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2 + O2 • Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água formando um ácido. Reações: 1)SO3 +H2O  H2SO4 2) Mn2O7+ 2NaOH  2NaMnO4 + H2O 3) SO3 + MgO MgSO4 4) NO2 + H2O HNO2 + HNO3

  23. Óxidos: Classificação Química • Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico. Reações: 1) ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O 2) ZnO + NaOH  Na2ZnO2 + H2O • Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem com água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O. • Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento. Exemplos: Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4 Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O

  24. Bases: Classificação 1) Quanto ao número de hidroxila (OH-): Monobase, ex.: NaOH / Dibase, ex.: Ba(OH)2 Tribase, ex.: Al(OH)3 / Tetrabase, ex.: Pb(OH)4 2) Quanto a solubilidade: Solúveis: bases do grupo 1A e NH4OH Pouco solúveis: a maioria dasbases do grupo 2A Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2e Mg(OH)2

  25. Bases: Classificação 3) Quanto ao grau de dissociação: Fortes: bases dos grupos 1A e 2A. Fracas: as demais, inclue NH4OH 4) Quanto a volatilidade: Voláteis: NH4OH Fixas: as demais.

  26. BASES: Reações 1) Reações com óxidos ácidos: 2NaOH + 2NO2  NaNO3 + NaNO2 + H2O 2) Reações de neutralização: NaOH + HCl NaCl + H2O 3) Reações com sais: 2NaOH + CuCl2 Cu(OH)2 + 2NaCl NaOH + NH4Cl2  2NaCl + NH3 + H2O Obs. Na primeira reação há a preciptação do Cu(OH)2, na segunda liberação do gás NH3.

  27. Hidretos: Classificação 1) Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1 Ex.: NaH, CaH2 2) Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1 Ex.: BeH2, NH3

  28. NOMENCLATURA, CLASSIFICAÇÃO & REAÇÕES DAS FUNÇÕES: ÁCIDOS E SAIS

  29. ÁCIDOS: Nomenclatura • Ácidos não Oxigenados ou Hidrácidos: lê-se ácido seguido do nome do elemento com a terminação ídrico. Ex.: HCl – ácido clorídrico. H2S– ácido sulfídrico. HCN – ácido cianídrico (caso especial). • Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o nome do anidrido que lhe deu origem. Ex.: H2SO4– ácido sulfúrico (origem SO3Nox do S = +6). HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5Nox do Cl = +7)

  30. ÁCIDOS: Nomenclatura especial • Ácidos originados de anidridos dos elementos P, Sb e As: reagem com um número variável de moleculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / piro - 2H2O / meta - 1H2O. Ex.: H3PO4- ácido ortofosfórico (P2O5 + 3H2O 2H3PO4) • Ácidos originados do B: reage com 3 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: orto - 3H2O / meta - 1H2O. HBO2 – ácido metabórico (B2O3+ H2O HBO2) • Ácidos originados do Si: pode reagir com 2 ou 1 moléculas de água. Ganham os prefixos: piro - 2H2O / meta - 1H2O. H4SiO4– ácido silícico (SiO2+ 2H2O H4SiO4 ) • Ácidos originados do Cr: pode reagir com 1 ou duas moléculas do óxido crômico com uma de água formando os ácidos crômico e dicromico, H2CrO4 eH2Cr2O7,respectivamente.

  31. Exercícios de fixação: • Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos: • HF  • H2SO3  • H2S  • HNO3  • H2Cr2O7  • H3PO4  • HNC  • Ácido bromídrico  • Ácido carbônico  • Ácido permangânico  • Ácido hiposulfuroso  • Ácido brômico  • Ácido cloroso  • Ácido pirofosfórico 

  32. O Atenção:H3PO2 - monoácido H - P - O - H H3PO3- diácido  H - O - P - O - H 2) Quanto a volatilidade: H O H ÁCIDOS: Classificação 1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: Monoácido (monoprótico), ex.: HCl Diácido (diprótico), ex.: H2CrO4 Voláteis: baixo ponto de ebulição - atomicidade < 7. Ex.: hidrácidos, HNO3,H2CO3, HClO3, etc. Fixos: alto ponto de ebulição - atomicidade  7. Ex.: H3PO4, H3BO3, H3PO4, etc.

  33. Ácidos: Classificação 3) Quanto ao grau de dissociação () Ácidofraco:  < 0,05 ( 5%) Ácidomédio: 0,05    0,5 (5 - 50 %) Ácido forte:  > 0,5 (50%) • Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais • Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel e o número de O da molécula: HxEzOy  (y - x) / z > 1 - forte (y - x) / z = 1 - médio (y - x) / z < 1 - fraco Exceção:H2CO3 - fraco ( = 0,18%)

  34. ÁCIDOS: Reações 1) Reações com metais: depende da reatividade, metais nobres não deslocam o Hidrogênio (Cu, Hg, Ag, Pt e Au) HCl + Cu  não reage (metal nobre) HCl + Zn  ZnCl2 + H2 2) Reações especiais: Cu + H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2 Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO * Estas reações acontecem também com Ag e Hg / Au só reage com água régia, HCl + HNO3, / Pt não reage.

  35. Ácidos: Reações 3) Desidratação dos oxiácidos: H2SO4  SO3 + H2O 4) Reações de neutralização: HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O

  36. SAIS: Nomenclatura x Classificação • Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base dando origem a diversos tipos de sais: 1) Reação dos hidrácidos com monobases: HCl + NaOH  NaCl + H2O Nomenclatura: ídrico  êto – cloreto de sódio (normal - halóide) 2) Reação dos oxiácidos com monobases: H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + 2H2O Nomenclatura: ico  ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal) H2SO3 + NaOH  Na2SO3 + 2H2O Nomenclatura: oso  ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal)

  37. SAIS: Nomenclatura x Classificação H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bisulfato de sódio(sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal) 3) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases: HCl + Ca(OH)2 CaOHCl + H2O Nomenclatura:hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio (hidroxi sal ou sal básico) Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que lhe deram origem e não da presença do H+ e OH- no sal. • CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ousulfato cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado).

  38. SAIS: Fórmula x Nomenclatura • A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue a mesma seqüência da obtenção da fórmula dos ácidos: Ex. 1: Sulfato de ferro II Ato  Nox do enxofre = 6+  SO3 SO3 + H2O  H2SO4 FeSO4 Ex. 2: Hipoclorito de sódio Ito  Nox do cloro = 1+  Cl2O Cl2O + H2O  2HClO NaClO Obs. A carga do ânion corresponde ao n° de H ionizável do ácido.

  39. Exercícios de fixação: • Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos: • KF  • Na2SO3  • ZnS  • NaNO3  • K2Cr2O7  • RbH2PO4  • NH4NC  • Brometo de lítio  • Hidróxi carbonato de cálcio  • Permanganato de cálcio  • Hiposulfito de sódio  • Metaborato de potássio  • Perclorato de bário  • Hidrogenosulfato de potássio 

  40. SAIS: Solubilidade • É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou pouco solúvel em água, experimentalmente temos: Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os demais são brancos.

  41. SAIS: Reações • Sal + metal – depende da ordem de reatividade dos metais envolvidos na reação. Ex.: CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu • Sal + ácido – ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um ácido mais fraco: Fe(CN)2+ 2HNO3  Fe(NO3)2 + 2HCN 2) Formação de um ácido volátil: 2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl 3) Formação de um sal insolúvel: BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl

  42. SAIS: Reações • Sal + base – ocorrem em três hipóteses: 1) Formação de um sal ou base insolúvel: 2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 2) Formação de uma base mais fraca: 2NaOH + Ca(NO3)2  2NaNO3 + Ca(OH)2 3) Formação de uma base volátil: NaOH + NH4Cl  NaCl + NH4OH (NH3 + H2O) • Sal1 + Sal2 –formação de um sal insolúvel: KCl + AgNO3  AgCl + KNO3

  43. Exercícios de fixação: • A única alternativa incorreta é: • a) Fe3O4 é um óxido salino. • b) N2O é um óxido neutro. • c) CaO é um óxido anfótero. • d) Cl2O7 é um óxido ácido. • e) H2O2 é um peróxido. 2. Com relação às bases é incorreto afirmar: a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH)x, onde M é um metal ou íon NH4+. b) As dibases têm fórmula geral M(OH)2. c) As bases alcalinas são fortes. d) O NH4OH é praticamente insolúvel em água. e) Todas as bases de metais de transição pode ser classificada em fraca e insolúvel.

  44. Exercícios de fixação: • O ácido que corresponde à classificação monoácido e ternário é: • a) HNO3 b) H2SO4c) H3PO4 d) HCle) HCNO • 4. Dentre os ácidos abaixo, o de maior grau de ionização é: • a) H4P2O7 b) H2SO3c) HNO2 d) HClO4 e) H3BO3 • 5. Os seguintes sais são solúveis em água: • a) KCl e BaCO3 • b) AgCl e NaNO3 • c) K2Cr2O7 e KMnO4 • d) KClO4 e NiS • e) NaHCO3 e CaCO3

  45. NOVOS CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES

  46. Ácidos – Conceito original: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+. • Ex.: HCl  H+ + Cl- aq Complemento do Conceito de Arrhenius • Ácidos – Conceito atual: substâncias que reagem com água originando íons hidroxônio – H3O+ . • Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl- • Bases – mantido o mesmo conceito.

  47. Limitações do Conceito de Arrhenius • Restrito a soluções aquosas. • Outros solventes também ionizam ácidos e dissociam bases. • Incapaz de prever o caráter de ácidos não hidrogenados ou bases sem hidroxilas.

  48. Reação geral: Ácido1 + Base1 Ácido2 + Base2 • pares conjugados Conceito de Brönsted-Lowry • Ácidossão espécies doadoras de prótons e Bases são espécies receptoras de prótons. • Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl- • Obs. Na reação direta da equação o H+é transferido do HCl para a água e na reação inversa o H+é transferido do H3O+para o íon Cl-.

  49. H F H F F B + N H F B N H H H F F Conceito de Lewis • Ácidossão espécies capazes de receber um par de elétrons e Basesespécies doadoras de par de elétron. • Ex.: BF3 + NH3F3 BNH3

  50. Exercícios de fixação: • (FUC-MT) No equilíbrio HCl + NH3 NH4+ + Cl-, podemosafirmar que de acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry: • a) NH4+ atua como base. • b) NH3 atua como base. • c) HCl atua como base. • d) Cl- atua como ácido. • e) NH3 atua como ácido. 2. Julgue as proposições: (01) Na reação HCl + NH3 NH4+ + Cl-, o HCl funciona como ácido segundo Arrhenius. (02) Na reação HCl + HF H2 F+ + Cl-, os pares conjugados são: HCl/Cl- e HF/ H2 F+. (04)Na reação Co+3 + 6NH3[Co(NH3 )6 ]+3 o cátion cobalto (Co+3) funciona como ácido de Lewis. (08) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry. (16) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis.

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