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Prof. Carlos Busato Funções Inorgânicas Prof. Busato Química

Funções químicas Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Prof. Busato Química

Em função de suas propriedades: • Acidos: Substancias com sabor azedo e altera a cor de alguns corantes vegetais; • Bases: Substancias com sabor adstringente, capazes de tornar a pele lissa e escorregadia e de alterar a coloração de certos corantes vegetais; Segundo Arrhenius: • Substâncias Eletrolíticas: Substancias que na presença de água de dividem em entidades menores carregadas eletricamente (íons) conduzem eletricidade. • Substâncias não eletrolíticas: Substancias que na presença de água se dividem em entidades menores (moleculas) sem carga não conduzem eletricidade. Prof. Busato Química

Teoria da dissociação eletrolítica • Dissociação iônica: Numa solução aquosa, os íons positivos e negativos que formam o reticulo cristalino são separados pelas moléculas da água, ficando livres na solução e conduzindo corrente elétrica; Na. Cl(aq) Na+ + Cl- • Ionização: Numa solução aquosa molecular, a explicação para a condução de corrente elétrica está na formação de íons devido à interação entre as moléculas polares de ambos os compostos. HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O+ + Cl-(aq) Prof. Busato Química

Eletrólitos são as substâncias que em solução aquosa, sofre ionização ou dissociação. CONCEITO ÁCIDO – BASE Prof. Busato Química

Ácidos de Arrhenius: são substâncias que dissolvidas em água se ionizam liberando como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H 3 O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H 2 O H 3 O+ + Clou HCl + H 2 O H+ (aq) + Cl-(aq) H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H 3 O+ + SO 42 ou H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H+ + SO 42 -(aq) Prof. Busato Química

Classificação dos Ácidos Quanto a presença ou ausência de Carboxila (COOH) Orgânicos (CH 3 -COOH, HOOC-COOH) Inorgânicos (H 2 CO 3, H 2 CO 2, HCN) Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl, H 2 S, HBr) Oxiácidos (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HCl. O 4) Prof. Busato Química

Classificação dos Ácidos Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HCN) Quaternário (H 4[Fe(CN)6]) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H 3 PO 2) Diácidos (H 2 SO 4, H 2 S, H 3 PO 3) Triácidos (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 3 BO 2) Tetrácidos (H 4 P 2 O 7) Prof. Busato Química

Nomenclatura Oficial: Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: 1. Quando o elemento for apenas um oxiacido Ácido _________ ico Radical do Elemento 2. Quando o elemento for mais de dois oxiacido ico (+ oxigênio) Ácido _________ + Prof. Busato Radical do Elemento oso (- oxigênio) Química

Exemplo: +2 - 2 H 2 S Ácido sulfídrico +2 +4 - 6 H 2 SO 3 Ácido sulfuroso *Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”. +2 +6 - 8 H 2 SO 4 Prof. Busato Ácido sulfúrico Química

Características gerais dos ácidos Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água; Prof. Busato Química

Ácidos importantes: 1)H 2 SO 4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1, 85 g/cm 3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações: S + O 2 SO 2 + ½O 2 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país. Prof. Busato Química

Ácidos importantes: 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano. *A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem. Prof. Busato Química

Ácidos importantes: 3) HNO 3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais , produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH 3 + 3 HNO 3 NO 2 TNT NO Prof. Busato -NO 2 + 3 H 2 O *As manchas na pele são causadas 2 pela reação xantoprotéica. Química

Ácidos importantes: 4) H 3 PO 4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338) É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo. *Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”. Prof. Busato Química

Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, sofre dissociação iônica, liberando como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila). Na. OH Na+ + OHCa(OH)2 Ca 2+ + 2 OH- Possuem OH- (direita); Metais; Lig. Iônicas; Sólidas; Fixas. Al(OH)3 Al 3+ + 3 OHProf. Busato Química

Nomenclatura Hidróxido de _________ Nome do Elemento Na. OH hidróxido de II sódio Fe(OH) de ferro Fe(OH)23 hidróxido de ferro III Prof. Busato Química

Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: - Dibases: - Tribases: - Tetrabases: Na. OH; NH 4 OH Ca(OH)2; Mg(OH)2 Al(OH)3; Fe(OH)3 Pb(OH)4; Sn(OH)4 Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G 1) e metais alcalinos terrosos (G 2). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH 4 OH) e as demais bases. Prof. Busato Química

Classificação Quanto à Solubilidade em Água - Totalmente solúveis: os hidróxidos metais alcalinos (G 1) e o hidróxido de amônio (NH 4 OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos metais alcalino-terrosos (G 2). - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. KOH Prof. Busato Monobase Forte Solúvel Al(OH)3 Tribase Fraca Insolúvel Química

Características gerais das bases Apresentam sabor caústico; Estriam a matéria orgânica; Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam ácidos formando sal e água; Prof. Busato Química

Bases importantes: 1) Na. OH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico. Prof. Busato Química

Bases importantes: 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do Ca. O (cal virgem). É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces. Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 Cal Virgem Prof. Busato Cal Apagada Química

Bases importantes: 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do Mg. O. É usada como antiácido estomacal e também como laxante. Mg(OH)2 + 2 HCl Mg. Cl 2 + 2 H 2 O *Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis. Prof. Busato Química

Bases importantes: 4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox) É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax. Prof. Busato Química

Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias. ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+. HCl(g) + H 2 O(l) → H 3 O+(aq) + Cl-(aq) Ácido Prof. Busato Base Química

Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: HCl + H 2 O H 3 O+ + ClÁCIDO BASE Prof. Busato BASE CONJUGADO CONJUGADA NH 3 + H 2 O NH 4+ + OHÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA Química

Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry Forças relativas Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Prof. Busato 7/26 Química

Sais Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion de H+ e um ânion de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Ácido + Base Sal + Água Salificação HCl + Na. OH Na. Cl + H 2 O Neutralização Prof. Busato Química

Nomenclatura Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido ídrico oso Sufixo do ânion eto ato ito H 2 SO 4 + Ca(OH)2 Ca. SO 4 + 2 H 2 O Sulfato de cálcio (gesso) Prof. Busato Química

Sais neutros ou normais São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-): H 2 CO 3 + Ca(OH)2 Ca. CO 3 + 2 H 2 O 2 Na. OH + H 2 SO 4 Prof. Busato Na. SO 4 + 2 H 2 O Química

Classificação Quanto à Presença de Oxigênio - Oxissais : Ca. SO 4 , Ca. CO 3 , KNO 3 - Halóides: Na. Cl , Ca. Cl 2 , KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: Na. Cl , KBr , Ca. Cl 2 - Ternários: Ca. SO 4 , Al 2(SO 4)3 - Quaternários: Na. CNO , Na 4 Fe(CN)6 Prof. Busato Química

Classificação Quanto à Presença de Água - Hidratados: Cu. SO 4. 5 H 2 O; Ca. SO 4. 2 H 2 O - Anidro: KCl; Na. Cl; Ca. SO 4 Quanto à Natureza - Neutros ou normais: Na. Br; Ca. CO 3 - Ácidos ou Hidrogenossais: Na. HCO 3; Ca. HPO 4 - Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: Na. KSO 4; Ca. Cl. Br Prof. Busato Química

Sais importantes: 1) Na. HCO 3 – Bicarbonato de sódio (ENO, Sonrisal) É um pó branco que perde CO 2 com facilidade (efervescência). É usado como antiácido estomacal , fermento químico e nos extintores de incêndio. H 2 CO 3 Na. HCO 3 + H 2 O Na. OH + H 2 O+ CO 2 *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga rançosa. Prof. Busato Química

Sais importantes: 2) Ca. CO 3 – Carbonato de cálcio (mármore, calcáreo) É um sólido branco que por aquecimento perde CO 2 e produz Ca. O (calcinação). É usado na fabricação de cimentos(Portland), como corretivo do solo e como fundente em metalurgia. Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 *Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral (aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore Carrara). Prof. Busato Química

Sais importantes: 3) Na. NO 3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile) É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além de ser um ótimo oxidante para reações químicas. É usado na fabricação de fertilizantes e explosivos. *Nos Andes era higroscópico. Prof. Busato utilizado na conservação da carne por ser Química

Sais importantes: 4) NH 4 Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco) É um sólido granulado obtido do líquido amoniacal das fábricas de gás. É usado na fabricação de pilhas secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na fabricação de tecidos. *Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas. Prof. Busato Química

Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: x+ E 2 2 O X Exemplos: CO 2, H 2 O, Mn 2 O 7, Fe 2 O 3 Prof. Busato Química

Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO -monóxido de monocarbono N 2 O 5 -pentóxido de dinitrogênio P 2 O 3 -trióxido de difosforo H 2 O -monóxido de dihidrogênio Nox fixo(g 1 e g 2)- óxido de elemento Para metais: Nox - óxido de elemento+valência Na 2 O -óxido de sódio Al 2 O 3 -óxido de alumínio Fe. O -óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe 2 O 3 -óxido de ferro III (óxido férrico) Prof. Busato Química

Óxidos importantes: 1) Zn. O – óxido de Zinco (Hipoglós) É um sólido branco de caráter anfótero (anfiprótico). É usado na fabricação de cremes dermatológicos, na industria de tintas galvanização do ferro. e na *A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de sacrifício é chamada de proteção anódica. Prof. Busato Química

Óxidos importantes: 2) Al 2 O 3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina) É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é extraído por eletrólise o alumínio metálico. Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e nos rubis. *É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de Coríndon. Prof. Busato Química

Óxidos importantes: 3) H 2 O 2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada) É uma solução aquosa que se decompõe facilmente em presença de luz (fotólise). É utilizada como agente oxidante e bactericida. H 2 O 2 H 2 O + ½O 2 *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para impedir a entrada de luz. Prof. Busato Química

Óxidos importantes: 4) Fe 3 O 4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã) É um sólido escuro que apresenta características ferromagnéticas. É utilizado na fabricação de caixas de som e aparelhos eletrônicos em geral. Fe. O + Fe 2 O 3 Fe 3 O 4 *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido. Prof. Busato Química

REVISANDO Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa. Ácidos = substâncias Bases = substâncias que produzem íons H 3 O+ (H+), quando OH-, ao serem dissolvidos em água Arrhenius: ácido + base sal + água. Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. Prof. Busato Química

Reações de transferência de H+ Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+. Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-. exemplo: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O+(aq) + Cl-(aq) HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. H 2 O aceita um próton do HCl. Portanto, H 2 O é uma base. Água = comportamento de ácido ou de base. Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases. Prof. Busato Química

Escala de p. H Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC. p. H = -log[H+] p. OH = -log[OH- ] p. H + p. OH = 14 p. H > 7 básico; p. H = 7 neutro; p. H < 7 ácido Prof. Busato Química

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Escala de p. H Indicadores ácido-base São substâncias que alteram a coloração de acordo com o p. H do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro. Prof. Busato Química

p. H – Uma Medida de Acidez p. H da solução (def. ): é o simétrico do logaritmo decimal da concentração de hidrogeniões (em mol/L) p. H = -log[H+] p. OH = -log[OH-] [H+][OH-] = Kw = 1, 0 x 10 -14 - (log[H+] + log[OH-]) = -log(1, 0 x 10 -14) -log[H+]-log[OH-] = 14, 0 p. H + p. OH = 14, 0 Prof. Busato Química

Potencial hidrogeniônico (p. H) A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de p. H O p. H é definido como o logarítmo negativo da [H+] p. H = -log [H+] A escala de p. H varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10 -14. Prof. Busato Química

p. H x homeostasia Homeostasia é a constância do meio interno equilíbrio entre a entrada ou produção de íons hidrogênio e a livre remoção desses íons do organismo. o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o p. H sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia. p. H do Sangue Arterial p. H normal Acidose Alcalose Prof. Busato 7, 8 7, 0 7, 4 Faixa de sobrevida Química

Alterações no p. H Acúmulo de ácidos Perda de bases Aumento da [H+] Acidose Queda do p. H 7, 4 Escala de p. H Aumento do p. H Alcalose Diminuição da [H+] Perda de ácidos Prof. Busato Acúmulo de bases Química

Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos Metabolismo aeróbico da glicose Ácido Carbônico Metabolismo anaeróbico da glicose Ácido Lático H+ Corpos Cetônicos Ácido Sulfúrico Ácido Fosfórico Oxidação de Amino ácidos Sulfurados Oxidação incompleta de ácidos graxos Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas Prof. Busato Química Powers, S. K. e Howley, E. T. , Fisiologia do Exercício, (2000), pg 207 Fig 11. 3