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1 - ÁCIDOS

FUNÇÕES INORGÂNICAS. 1 - ÁCIDOS São compostos que, quando em presença de água, sofrem ionização liberando como único cátion íons H + (hidrônio). Exemplo: HCl H + + Cl - H 3 PO 4 3H + + PO 4 3-. 1.1 – Classificação a) QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS

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1 - ÁCIDOS

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  1. FUNÇÕES INORGÂNICAS 1 - ÁCIDOS São compostos que, quando em presença de água, sofrem ionização liberando como único cátion íons H+ (hidrônio). Exemplo: HCl H + + Cl - H 3 PO 4 3H + + PO 4 3-

  2. 1.1 – Classificação • a) QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS • Monoácidos: ionizam apenas 1 H +; • Exemplo: HCl 3, HCl • Diácidos: ionizam 2 H +; • Exemplo: H2S, H2SO4 • Triácidos: ionizam 3 H+; • Exemplo: H3BO3, H3PO4 • Tetrácidos: ionizam 4 H+. • Exemplo: H4P2O7

  3. b) QUANTO À PRESENÇA DE OXIGÊNIO: Hidrácidos: são os que não apresentam átomos de oxigênio na molécula. Exemplo: HCl, H2S, HF. Oxiácidos: contêm átomos de oxigênio na molécula. Exemplo: H3BO3, HNO3, H2SO4.

  4. 1.2 - Nomenclatura Ácidos não-oxigenados ou hidrácidos: Ácido___________ídrico elemento Exemplo: HCl - Ácido clorídrico; HBr - Ácido Bromídrico; HF - Ácido Fluorídrico; HI - Ácido Iodídrico; H2S - Ácido Sulfídrico.

  5. Ácidos oxigenados (oxiácidos): Ácido___________ico elemento Exemplo: H3BO3 - Ácido Bórico; HClO3 - Ácido Clórico; H2SO4 - Ácido Sulfúrico; H3PO4 - Ácido Fosfórico; H2CO3 - Ácido Carbônico; HNO3 - Ácido Nítrico. Pelo acréscimo ou retirada de oxigênio em sua molécula obtemos a fórmula dos demais oxiácidos.

  6. PER _____________ICO elemento -O _____________ICO elemento -O _____________OSO elemento HIPO ____________OSO - O elemento Exemplos: HClO4 HClO3 HClO2 HClO Ac. Perclórico Ac. Clórico Ac. Cloroso Ac. Hipocloroso HNO3 HNO2 Ac. Nítrico Ac. Nitroso H3PO4 H3PO3 H3PO2 Ac. fosfórico Ac. Fosforoso Ac. Hipofosforoso

  7. 2 - BASES São compostos iônicos que, quando em presença de água, sofrem dissociação, liberando como único ânion íons OH - (hidroxila). Exemplo: H2O NaOH Na + + OH - H2O Al(OH) 3 Al 3+ + 3OH -

  8. 2.1 – Classificação • a) QUANTO AO NÚMERO DE OH- • Monobases: dissociam apenas 1 OH-; • Exemplo: LiOH, CuOH, NaOH. • Dibases: dissociam 2 OH-; • Exemplo: Ca(OH) 2, Pb(OH) 2, Cu(OH) 2. • Tribases: dissociam 3 OH-; • Exemplo: Fe(OH) 3, Au(OH) 3. • Tetrabase: dissociam 4 OH-. • Exemplo: Pb(OH) 4, Sn(OH) 4.

  9. 2.2 - Nomenclatura Quando o elemento forma apenas uma base: Hidróxido de ___________ elemento Exemplo: Al(OH) 3 - Hidróxido de Alumínio Ca (OH) 2 - Hidróxido de Cálcio Li OH - Hidróxido de Lítio Quando o elemento forma duas bases, pelo fato de o metal envolvido possuir mais de uma carga. Hidróxido de ___________(CARGA) - Indicado em algarismo romano elemento

  10. Lembrando que os metais mais comuns a apresentar mais de uma carga (N.º de Oxidação) são os seguintes: Cu+1 Au +1 Fe +2 Pb +2 Sn +2 Cu +2 Au +3 Fe +3 Pb +4 Sn +4 Exemplo: Fe(OH) 3 - Hidróxido de Ferro III Fe(OH) 2 - Hidróxido de Ferro II AuOH - Hidróxido de Ouro I Au(OH) 3 - Hidróxido de Ouro III Ou, em lugar do algarismo romano (indicando o n.º de Oxidação do elemento), usando também as terminações ICO e OSO para quando os elementos tiverem maior e menor NOX, respectivamente. Fe(OH) 3 - Hidróxido Férrico Fe(OH) 2 - Hidróxido Ferroso AuOH – Hidróxido Auroso Au(OH) 3 - Hidróxido Áurico

  11. 3 – ÓXIDOS São compostos binários em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Exemplo: CO 2, Fe 2O3, P2O4 3.1 – Formulação Nox = -2 E x+ O-2 E2Ox Caso X seja múltiplo de 2, simplificaremos. • 3.2 – Classificação • ÓXIDOS ÁCIDOS: Reagem com água, dando ácidos. Geralmente, são óxidos de ametais. • Exemplo: • CO2 + H2O H2CO3 • Óxido Ácido • ácido • Outros exemplos: SO3, P2O5, CrO3cc

  12. b) ÓXIDOS BÁSICOS: Reagem com água, dando bases. Geralmente, são óxidos de metais. Exemplo: Na2O + H2O 2 NaOH Óxido Base básico Outros exemplos: MgO, CrO c) ÓXIDOS NEUTRO: Não reage com água, ácido e base. Exemplo: CO, NO e N2O. 3.3 - Nomenclatura Quando o elemento forma apenas um óxido: Óxido de ___________ elemento Li2O - Óxido de Lítio MgO - Óxido de Magnésio Al2O3 - Óxido de Alumínio

  13. Quando o elemento forma dois óxidos: Óxido de ___________ ICO NOX maior elemento OSO NOX menor Fe2O3 ÓXIDO FÉRRICO - (NOX DO FERRO = + 3) FeO ÓXIDO FERROSO - (NOX DO FERRO = + 2) Au2O3 ÓXIDO ÁURICO - (NOX DO OURO = + 3) Au2O ÓXIDO AUROSO - (NOX DO OURO = +1) Podemos, ainda, neste caso, indicar o n.º de oxidação do elemento por algarismos romanos: Fe2O3 - Óxido de Ferro III FeO - Óxido de Ferro II Au2O3 - Óxido de Ouro III Au2O - Óxido de Ouro I Ou, ainda, podemos indicar o n.º de átomos de oxigênio e o n.º de átomos do elemento como auxílio dos prefixos MONO, DI, TRI, ... Fe2O3 - Trióxido de Diferro FeO - Monóxido de Ferro N2O5 - Pentóxido de Dinitrogênio CO2 - Dióxido de Carbono

  14. 4 – SAIS São substâncias iônicas que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- ou O-2. Os sais podem ser formados a partir de reação de neutralização ocorrida entre ácidos e bases. Exemplos: HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido + Base Sal + Água 4.1 – Classificação Sal normal ou neutro: É o sal cujo cátion não possui H+ ionizável e ânion OH-. Resultado de uma reação de neutralização total, ou seja, quando reagem todos os H+ e todos os OH- da base. Exemplo: 2 HNO3 + Ca(OH) 2 Ca(NO3) 2 + 2 H2O Um sal normal é formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

  15. 4.2 – Nomenclatura A nomenclatura dos sais segue a regra: (Nome do ânion) de (nome do cátion). Os nomes dos ânions são formados trocando-se as terminações dos nomes dos ácidos pelas terminações –eto, -ato e –ito. TERMINAÇÕES DOS ÁCIDOS ÂNION ídrico eto oso ito Ico ato Exemplos: HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido Hidróxido Cloreto Clorídrico de Sódio de Sódio H2SO4 + Ca(OH) 2 CaSO4 + H2O Ácido Hidróxido Sulfato Sulfúrico de Cálcio de Cálcio

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