FUNÇÕES QUÍMICAS
Função química é um conjunto de substâncias com
propriedades químicas semelhantes
Na Química Inorgânica as quatro funções principais
são: ácidos, bases, sais e óxidos.
1. ÁCIDOS:
São compostos covalentes que em solução aquosa ionizam-se , formando o cátion H 1+
Exemplos:
H2SO4 → H3O1+ +
HSO4- ou
H2SO4 → H1+ + HSO4-
HCl → H3O1+ +
Cl1- ou
HCl → H1+ +
Cl1-
1.1 Ácidos principais:
Ácido Sulfúrico (H2SO4),
Ácido Fluorídrico (HF),
Ácido Clorídrico (HCl),
Ácido Cianídrico (HCN),
Ácido Carbônico (H2CO3),
Ácido fosfórico (H3PO4),
Ácido Acético (H3CCOOH)
,
Ácido Nítrico (HNO3),
1.2.Classificação dos ácidos
A) QUANTO A PRESENÇA OU NÂO DE OXIGÊNIO
HIDRÁCIDOS - Ácidos
sem oxigênio
Exemplos: HCl, HBr
Exemplos: HCl, HBr
OXIÁCIDOS - ácidos
com oxigênios
Exemplos: H2SO4, HNO3
Exemplos: H2SO4, HNO3
B) QUANTO AO NÚMERO DE H+ IONIZÁVEIS
MONOÁCIDO –
produz 1 H+
Exemplos: HCl, HNO3
Exemplos: HCl, HNO3
DIÁCIDO – produz 2 H+
Exemplos: H2SO4,H2CO3
Exemplos: H2SO4,H2CO3
TRIÁCIDO – produz
3 H+
Exemplos: H3PO4, H3BO3
Exemplos: H3PO4, H3BO3
TETRÁCIDOS – 4H+
Exemplos: H4SiO4
Exemplos: H4SiO4
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis.
1.3.NOMENCLATURA
A) HIDRÁCIDOS
Ácido + nome do elemento + ídrico
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
B) OXIÁCIDOS
Ácido + nome do elemento + oso/ico
Exemplos:
H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO3 – ácido nítrico
H3PO4 – ácido fosfórico
HClO3 – ácido clórico
H2CO3 – ácido carbônico
H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO3 – ácido nítrico
H3PO4 – ácido fosfórico
HClO3 – ácido clórico
H2CO3 – ácido carbônico
2. BASES:
São compostos capazes de se
dissociar na água liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais o
único ânion é o hidróxido, OH1-.
Exemplos:
NaOH(s) → Na1+ + OH1-
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH1-
2.1 Bases principais:
Hidróxido de sódio (NaOH),
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2,
Hidróxido de magnésio(Mg(OH)2
Hidróxido de amônio (NH4OH).
2.1. Classificação das
bases quanto ao número de OH- dissociadas:
a) MONOBASE – possui uma OH-
Exemplo: NaOH, NH4OH
b) DIBASE- possui
dois OH-
Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2
c) TRIBASE – possui três OH-
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3
d) TETRABASE –
possui quatro OH-
Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4
Hidróxido de + nome
do elemento metal
Exemplos:
NaOH – hidróxido de sódio
Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
NaOH – hidróxido de sódio
Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III
Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III
3. SAIS:
São compostos capazes de se
dissociar na água liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais pelo
menos um cátion é diferente de H1+e pelo menos um ânion é diferente
de OH1-.
Os sais são formados
a partir da reação de neutralização onde um ácido reage com uma base formando sal mais água.
Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ácido
base sal água
Exemplos:
NaCl → Na1+ + Cl1- ( Na1+ ≠ H1+ e Cl1- ≠ OH1- )
NaCl → Na1+ + Cl1- ( Na1+ ≠ H1+ e Cl1- ≠ OH1- )
Outros exemplos
Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO31- - ( Ca2+ ≠ H1+ e 2NO31- ≠ OH1- )
(NH4)3PO4→ 3 NH4+1 + PO43- ( 3NH41+ e PO43- )
Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO31- - ( Ca2+ ≠ H1+ e 2NO31- ≠ OH1- )
(NH4)3PO4→ 3 NH4+1 + PO43- ( 3NH41+ e PO43- )
3.1 Sais principais:
Cloreto de Sódio (NaCl),
Fluoreto de sódio (NaF),
Nitro de sódio (NaNo3),
Nitrato de amônio
(NH4NO3),
carbonato de sódio
(Na2CO3),
Bicarbonato de sódio (NaHCO3),
Carbonato de cálcio (CaCO3),
sulfato de cálcio (CaSO4),
Sulfato de magnésio (MgSO4),
Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2)
e
Hipoclorito de sódio (NaClO).
O nome do sal é formado a partir do ânion do ácido de origem
+ eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:
Exemplo:
HCl +
NaOH →
NaCl +
H2O
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água
Outros nomes:
CaF2 – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2 – nitrito de potássio
Na2CO3 – carbonato de sódio
CaF2 – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2 – nitrito de potássio
Na2CO3 – carbonato de sódio
4. ÓXIDOS:
Óxido é toda
substância formada por oxigênio e mais outro elemento químico. Formam compostos
binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química. O
oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos:
CO2, SO2, SO3, P2O5,
Cl2O6, NO2, N2O4, Na2O,
etc.
4.1 Principais óxidos:
4.1.1 Óxidos básicos:
Reagem com água para
formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Exemplos:
Óxido de cálcio (CaO) e
Óxido de magnésio
(MgO).
4.1.2 Óxidos ácidos: Dióxido de carbono (CO2);
4.1.3 Peróxido: Peróxido de Hidrogênio(H2O2)
.
4.2. NOMENCLATURA
Inicia-se com a palavra
Óxido de + nome do outro elemento que deve ser um , metal alcalino ou alcalinos
terrosos.
Exemplos:
Na2O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcio
Fe2O3 – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro
Na2O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcio
Fe2O3 – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro
6.
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao
entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma
base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácida ou base,
podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
Veja a coloração que os principais indicadores podem
adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
INDICADOR
|
ÁCIDO
|
BASE
|
NEUTRO
|
FENOLFTALEÍNA
|
INCOLOR
|
ROSA
|
INCOLOR
|
TORNASSOL
|
ROSA
|
AZUL
|
-
|
7. ESCALA pH
O pH é uma medida da concentração de cátions de hidrogênio
em solução aquosa. Os valores do pH variam em uma escala que vai de 0 a 14,
sendo que a água pura tem pH próximo de 7, conforme a sua temperatura. Para
soluções ácidas o pH é menor que 7, enquanto que para as soluções básicas o pH
é maior que 7:
|_______________|_______________|
0 7 14
ácido neutro base
0 7 14
ácido neutro base