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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA JJosemere Both Componentes inorgânicos Objetivos de aprendizagem Ao final deste texto você deve apresentar os seguintes aprendizados Identificar os compostos inorgânicos Classificar os compostos inorgânicos Descrever as características e funções dos compostos inorgânicos Introdução Você já deve ter sentido o gosto azedo de um limão ou de uma laranja com o amadurecimento incompleto Já o sabor acentuadamente salgado ao degustar um alimento por vezes é indesejado acaba não permitindo que o sabor real seja experimentado Essas variações de sabores e sensações que sentimos quando ingerimos alimentos só são possíveis devido a algumas características funcionais de compostos que a química classifica como inorgânicos Eles serão o foco de nosso estudo neste capítulo Aqui você vai iniciar os estudos aprendendo a diferenciar os compostos orgânicos dos inorgânicos Esse é o conhecimento básico que vai permitir que você identifique a classe dos compostos inorgânicos Eles são divididos em ácidos que conferem o gosto azedo aos alimentos bases que apresentam o gosto adstringente sais como o sal de cozinha composto pelo cloreto de sódio NaCl que temperam os alimentos e por fim óxidos e hidretos Todas as características e funções dos compostos inorgânicos serão apresentadas ao final do estudo como fechamento do capítulo A compreensão da natureza dos compostos inorgânicos é fundamental para a apreensão de grande parte do mundo natural principalmente das substâncias advindas de materiais minerais O que são compostos inorgânicos Os compostos químicos são classificados pelos cientistas em dois grandes grupos os compostos orgânicos e os compostos inorgânicos As substâncias orgânicas apresentam compostos estruturados por átomos de carbono geral mente ligados entre si e ainda ligados a hidrogênios SILVA 2014 A Figura 1 representa alguns compostos Figura 1 Representação de compostos orgânicos e inorgânicos Sacarose açúcar Nitrato de sódio Sulfato de cálcio C12H22O11 NaNO3 CaSO4 CO2 H2CO3 Etanol álcool etílico Compostos inorgânicos C2H6O Ácido acético presente no vinagre C2H4O2 Dióxido de carbono gás carbônico Ácido carbono Compostos orgânicos Ca² Na Observe que para os compostos orgânicos confirmase a estruturação tendo como base átomos de carbono ligados a átomos de hidrogênio Esses compostos são conhecidos por serem encontrados em seres vegetais e em animais Essa característica é o que diferencia os compostos orgânicos dos inorgânicos Os compostos inorgânicos direta ou indiretamente são de origem mine ral A Figura 1 apresenta alguns exemplos como nitrato de sódio e sulfato de cálcio Esses compostos são formados pela união de dois ou mais átomos diferentes de não metais ou de átomos de elementos químicos do grupo dos metais ligados ao átomo de hidrogênio chamados de hidretos como o hidreto se sódio NaH e hidreto de cálcio CaH2 RAYNERCANHAM OVERTON Componentes inorgânicos 2 2015 Observe ainda na Figura 1 que os compostos dióxido de carbono e ácido carbônico apresentam carbono em sua estrutura Entretanto esses compostos não possuem os carbonos ligados a átomos de hidrogênio mas a outro átomo o oxigênio Por isso o dióxido de carbono o ácido carbônico e adicionalmente o carbonato de cálcio dentre outros não são compostos orgânicos Assim sempre que um composto for formado pela união de átomos de não metais em que o carbono não está ligado a átomos de hidrogênio ou ainda quando um composto for formado pela união de átomos de metais com átomos de hidrogênio estaremos diante de um composto inorgânico Classificação dos compostos inorgânicos Assim como os elementos químicos são agrupados por semelhança de ca racterísticas os compostos inorgânicos também possuem uma classificação Esta leva em consideração principalmente a semelhança das propriedades químicas Esses compostos foram classificados em ácidos bases sais óxidos e hidretos Essa classificação também é conhecida como funções químicas dos compostos inorgânicos Ácidos Os ácidos são compostos que em água ionizamse produzindo íons hidrogênio e aumentando a concentração de cátions H em solução ATKINS JONES 2011 São exemplos de ácidos ácido clorídrico HCl ácido sulfúrico H2SO4 e ácido fosfórico H3PO4 Essas substâncias são formadas por moléculas polares apresentando a seguinte forma eletrônica Figura 2 Figura 2 Representação das estruturas eletrônicas dos compostos ácido clorídrico HCl ácido sulfúrico H2SO4 e ácido fosfórico H3PO4 HCl H2SO4 H3PO4 3 Componentes inorgânicos Quando uma delas por exemplo o HCl é adicionada em água ocorre uma interação elétrica entre as moléculas polares HCl e H2O O oxigênio da água que apresenta carga parcial negativa atrai para si o átomo de hidrogênio de HCl que apresenta carga parcial positiva Durante a quebra de ligação o átomo de hidrogênio deixa o par de elétrons de ligação para o cloro Como consequência o átomo de cloro transformase no íon cloreto que apresenta carga 1 e o átomo de hidrogênio transformase em um íon que apresenta carga 1 Como o íon H se une à molécula de água ocorre a formação do íon H3O Quando as moléculas do HCl entram em contato com a água ocorre a transformação de íons isto é o HCl ionizase CHANG GOLDSBY 2013 como representado no esquema a seguir Os átomos de hidrogênio presentes numa molécula que em água trans formamse em íons H3O são chamados hidrogênios ionizáveis A equação de ionização de um ácido pode ser descrita de forma simplificada onde o íon H3O é simplesmente representado por H Assim teremos Componentes inorgânicos 4 Conceitos de ionização e dissociação iônica A ionização é o processo pelo qual sustâncias moleculares originam íons quando em solução aquosa Esse processo ocorre geralmente com compostos moleculares em que os átomos de não metais são ligados por ligações covalentes Exemplo H2SO4 H2O H S4 2 Sulfato de hidrogêonio Cátions hidrogênio Ânion sulfato Água Dissociação iônica é o nome dado ao processo por meio do qual os íons presentes em um composto iônico se separam quando colocados em água formando seus respectivos ânion e cátion Lembramos que os compostos iônicos são compostos em que os átomos de um elemento do grupo dos metais estão unidos a outro átomo de elemento do grupo de ametais Exemplo NaOH H2O Na HO Hidróxido de sódio Água Cátions sódio Ânion hidróxido Fonte Chang 2010 Bases Bases são compostos que produzem íons hidróxido OH em água Isso ocorre por meio da dissociação do composto formando ânion OH ATKINS JONES 2011 Exemplos de compostos com características de base são hidróxido de sódio NaOH hidróxido de magnésio MgOH2 e hidróxido de alumínio AlOH3 Estes são compostos iônicos formados pelos íons Na e OH Mg2 e OH e Al3 e OH Se adicionarmos por exemplo NaOH em água íons Na e OH do sólido são separados e cercados por moléculas de água devido à interação elétrica que ocorre entre as moléculas polares da água e os íons da substância Como o íon sódio é positivo as extremidades negativas das moléculas de água ou seja os átomos de oxigênio se agrupam ao seu redor formando o íon sódio hidratado como representado na Figura 3 5 Componentes inorgânicos Figura 3 Representação de dissociação de composto em água Fonte Adaptada de magnetixShutterstockcom Na OH H2O NaOH Simultaneamente o íon OH sofre hidratação semelhante com a diferença que são as extremidades positivas das moléculas de água ou seja os átomos de hidrogênio que se voltam para o íon negativo A hidratação dos íons ajuda a neutralizar suas cargas impedindo a aproximação dos íons de cargas opostas Quando o cristal de NaOH entra em contato com a água ocorre portanto a destruição do reticulo cristalino e a liberação dos cátions Na e ânions OH isto é o NaOH dissociase CHANG GOLDSBY 2013 A dissociação do NaOH pode ser representada pela equação Componentes inorgânicos 6 Para os compostos MgOH2 e AlOH3 as equações de dissociação são Além dos compostos iônicos formados por íons metálicos e hidroxilas como os vistos anteriormente existem outras substâncias moleculares que em água apresentam caráter básico O gás amônia NH3 é um exemplo típico Quando a molécula de NH3 é adicionada em água ocorre a formação de íons hidroxila e amônio conforme mostra a equação a seguir NH3g H2Ol NH4 aq OH aq A solução de NH3 em água é geralmente chamada de hidróxido de amônio e representada pela formula química NH4OH Escala para medir o caráter ácido e básico pH As soluções ácidas apresentam diferentes níveis de acidez assim como as soluções básicas apresentam diferentes níveis de alcalinidade Para se medir esses níveis utilizase uma escala de pH que costuma ser usada com uma variação entre os valores de 0 e 14 na temperatura de 25C Solução Ácida Neutra Básica pH Menor 7 Igual a 7 Maior que 7 0 0 14 14 pH Ácido forte Ácido fraco Base fraca Base forte 7 7 Acidez crescente Basicidade crescente Neutralidade 7 Componentes inorgânicos O aparelho utilizado para medir o pH de soluções e substâncias com precisão é o pHmetro Entretanto é muito comum o uso de indicadores ácidobase que adicionados em pequenas quantidades à solução analisada assumem cores diferentes em diferentes faixas de pH Os indicadores mais utilizados em laboratório são fenolftaleína azul de bromotimol alaranjado de metila papel tornassol azul papel tornassol vermelho e papel de indicador universal Verifique no link a seguir o pH de alguns sistemas httpsgooglbAVVZM Fonte Brown Lemay Júnior e Bursten 2005 Sais Os sais quando colocados em água formam íons diferentes dos formados em bases OH e em ácidos H ou seja formam apenas os cátion e ânions de seus respectivos átomos unidos Isso que dizer que os sais apenas dissociamse em água SILVA 2014 Podemos utilizar como exemplos para melhor compreensão os compostos cloreto de sódio NaCl carbonato de sódio Na2CO3 e nitrato de potássio KNO3 Essas substâncias se dissociam em água formando os respectivos íons como podemos observar a seguir Os sais podem ser obtidos por meio da reação entre um ácido e uma base O cloreto de sódio por exemplo pode ser obtido através da reação entre HCl e NaOH como representado na equação a seguir HCl NaOH NaCl H2O Componentes inorgânicos 8 Outros exemplos de reação entre ácido e base que resultam na formação de sais são 2NHO3 MgOH2 MgNO32 2H2O formação do sal nitrato de magnésio H2SO4 2KOH K2SO4 2H2O formação do sal sulfato de potássio 3HCl AlOH3 AlCl3 3H2O formação do sal cloreto de alumínio Quando em uma reação entre ácido e base todos os íons H provenientes do ácido reagem com todos os íons OH oriundos da base ocorre a neutrali zação total da reação chamada de reação de neutralização Essa reação forma como produto um sal e água ATKINS JONES 2011 É o que acontece nas reações químicas dos exemplos anteriores Analisando a reação de formação do sal NaCl o cátion do composto básico NaOH e o ânion do composto ácido HCl permanecem os mesmos Se evaporarmos a água o cátion e o ânion dissociados em água formarão o sal sólido No entanto em alguns casos a quantidade de ácido ou de base não é suficiente para consumir todos os íons OH ou H Quando isso ocorre diz se que ocorreu a neutralização parcial dos compostos Vamos analisar duas equações químicas uma com excesso de ácido e outra com excesso de base Excesso de ácido H2SO4 NaOH NaHSO4 H2O Nesse caso devido ao excesso de ácido formase um sal que ainda apre senta um hidrogênio ionizável NaHSO4 Caso as proporções de ácido e base estivessem corretas formariase apenas o sal NaSO4 sulfato de sódio Excesso de base HNO3 CaOH2 CaOHNO3 H2O Quando há excesso de base formase ao contrário do ácido um sal com presença do íon hidroxila CaOHNO3 Em uma reação completa sem falta de ácido o sal formado seria o nitrato de cálcio CaNO3 9 Componentes inorgânicos Óxidos Óxido é todo composto formado por dois elementos químicos onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo Isso quer dizer que os óxidos são substâncias formadas pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor Os óxidos podem ser divididos em óxidos moleculares e óxidos iônicos SILVA 2014 Os óxidos moleculares são formados pela união do átomo de oxigênio com um átomo de um elemento químico do grupo dos não metais São exemplos de óxidos moleculares monóxido de carbono também conhecido como gás carbônico CO2 monóxido de nitrogênio NO trióxido de enxofre SO3 e dióxido de nitrogênio NO2 Observe que dependendo da quantidade de oxigênios presentes na molécula o prefixo monóxido dióxido trióxido tetróxido e pentóxico é utilizado nomeando compostos respectivamente formados por um dois três quatro e cinco oxigênios Os óxidos iônicos por outro lado apresentam o oxigênio ligado a um elemento do grupo dos metais São óxidos iônicos o óxido de sódio Na2O o óxido de cálcio CaO o óxido de alumínio Al2O3 o óxido de cobre I Cu2O e o óxido de cobre II CuO Observe que a nomenclatura para os óxidos iônicos utiliza a denominação de óxido seguido do nome do elemento Nos casos em que o composto apresenta carga variável se descreve a carga do cátion Isso ocorre por exemplo nos óxidos formados em combinação com o cobre Hidretos Os hidretos são formados pela união de dois átomos de elementos químicos em que um deles obrigatoriamente é o átomo de hidrogênio Assim como os óxidos os hidretos podem ser iônicos ou moleculares No caso dos iônicos o hidrogênio se liga com átomos de elementos químicos pertencentes ao grupo dos metais Exemplos incluem hidreto de sódio NaH hidreto de lítio LiH e hidreto de cálcio CaH2 Em hidretos moleculares o hidrogênio se liga a um elemento que pertence ao grupo dos ametais Ácido clorídrico HCl sulfeto de hidrogênio ou gás sulfídrico H2S e amoníaco ou gás amônia NH3 são exemplos de hidretos não metálicos BRADY RUSSEL HOLUM 2002 Os hidretos metálicos são os mais importantes pois possuem a caracte rística de reagir com água e formar compostos com caráter básico liberando gás hidrogênio Podemos observar essas características na equação da reação química de hidróxido de sódio em interação com a água que formará hidróxido de sódio e gás hidrogênio Componentes inorgânicos 10 NaH H₂O NaOH H₂ Características e funções dos compostos inorgânicos Agora que você já conhece a classificação dos compostos inorgânicos vamos estudar as características e funções de cada uma das classes apresentadas considerando as subclasses quanto à condutividade elétrica a nomenclatura o grau de ionização e a força de ácidos e bases dentre outros Características e funções dos ácidos Cada uma das classificações dos compostos inorgânicos reúne substâncias que apresentam propriedades e características químicas semelhantes Certas características dos ácidos são utilizadas para identificálos como vamos estudar a seguir As principais características dos ácidos são KOTZ TREICHEL JÚNIOR 2005 Modificam a cor dos indicadores de ácido e base Na presença de uma solução ácida o papel de tornassol azul adquire a cor vermelha e a solução alcoólica de fenolftaleína permanece incolor Os indicadores de ácidos e bases mudam de cor quando na presença de uma solução ácida ou de uma solução básica Possuem sabor azedo Embora jamais devase experimentar o sabor de substâncias de laboratório você já deve ter experimentado o sabor azedo de ácidos como o ácido cítrico normalmente encontrado em frutas e adicionado a doces e refrigerantes Conduzem eletricidade em solução aquosa pois existem íons livres Reagem com compostos básicos para formar água e um sal Reagem com metais na forma de hidretos liberando gás hidrogênio Os metais que mais facilmente reagem com solução ácida são os alcalinos e os alcalinos terrosos Os metais nobres como mercúrio prata ouro platina e bismuto não reagem Podemos trazer como exemplos alguns materiais de nosso cotidiano que apresentam comportamento ácido suco de frutas cítricas laranja limão abacaxi vinagre solução aquosa de ácido acético ácido muriático solução impura de ácido clorídrico suco gástrico solução de ácido clorídrico abacaxi vinagre solução aquosa de ácido acético ácido muriático solução impura de ácido clorídrico suco gástrico solução de ácido clorídrico Os ácidos podem ser classificados segundo vários critérios Vamos estudar os mais importantes quanto à presença de oxigênio em sua estrutura quanto ao número de átomos de hidrogênio que podem sofrer ionização quanto ao grau de ionização força do ácido A presença ou não de oxigênios na estrutura do ácido é exemplificada no Quadro 1 Quadro 1 Classificação dos compostos ácidos quanto à presença ou não de oxigênio Classificação Presença de oxigênio Exemplos Hidrócido Não HCl H₂S HBr HCN Oxiácido Sim HNO₃ H₂SO₄ H₃PO₄ H₂SiO₄ Nos hidrácidos todos os átomos de hidrogênio podem sofrer ionização nos oxiácidos apenas os átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio sofrem ionização A força dos ácidos pode ser medida pela condutibilidade elétrica das soluções É possível verificar a extensão da ionização dos ácidos e classificálos de acordo com seu grau de ionização α que corresponde à porcentagem de moléculas que se ionizam em relação ao total de moléculas dissolvidas SILVA 2014 A seguinte expressão matemática pode ser utilizada α número de moléculas ionizadas número de moléculas dissolvidas Para ilustrar vamos estudar dois exemplos HCl a cada 100 moléculas dissolvidas em água 92 se ionizam α 92 100 092 ou 92 de moléculas ionizadas HF a cada 100 moléculas dissolvidas em água apenas 8 se ionizam α 8 100 008 ou 8 de moléculas ionizadas O grau de ionização determina a força e várias propriedades dos ácidos as quais dependem da quantidade de H aq em solução Eles podem ser classificados em fortes médios ou fracos Quadro 2 Quadro 2 Classificação dos compostos ácidos quanto à força Classificação Grau de ionização em α Exemplos Forte α 50 HCl α 92 Médio 5 α 50 HF α 8 Fraco α 5 H2CO3 α 018 A nomenclatura dos ácidos é feita por meio do nome dos ânions formados durante a ionização total ou parcial Os ânions terminados em eto formam ácidos terminados em idricos os terminados em ato formam ácidos terminados em ico os terminados em ito formam ácidos terminados em oso O Quadro 3 mostra os principais cátions e ânions Consulteo sempre que necessário Quadro 3 Cátions e ânions Cát ion Ânion Alumínio Al3 Brometo Br Amônio NH4 Carbonato CO32 Bário Ba2 Clorato ClO3 Cádmio Cd2 Cloreto Cl Cálcio Ca2 Cromato CrO42 Fonte Adaptado de Chang e Goldsby 2013 p 58 Quadro 3 Cátions e ânions Cátion Ânion Césio Cs Cianeto CN Chumbo II Pb2 Dicromato Cr2O7 2 Cobalto Co2 Dihidrogenofosfato H2PO4 Crômio III ou crômico Cr3 Fluoreto F CobreI ou cuproso Cu Hidreto H CobreII ou cúprico Cu2 Dihidrogenocarbonato ou bicarbonato HCO3 EstanhoII ou estanoso Sn2 Hidrogenofosfato HPO4 2 Estrôncio Sr2 Hidrogenossulfato ou bissulfato HSO4 FerroII ou ferroso Fe2 Iodeto I FerroIII ou férrico Fe3 Nitrato NO3 Hidrogênio H Nitreto N3 Lítio Li Nitrito NO2 Magnésio Mg2 Óxido O2 Manganês ou manganoso Mn2 Permanganato MnO4 MercúrioI ou mercuroso Hg2 2 Peróxido O2 2 MercúrioII ou mercúrico Hg2 Sulfeto SO4 2 Potássio K Sulfeto S2 Sódio Na Sulfito SO3 2 Zinco Zn2 Tiocianato SCN Continua Pela tabela dos ânions percebese que todos os ânions não oxigenados apre sentam o sufixo eto Isso significa que todo hidrácido tem um nome terminado em ídrico ou seja ácido nome do ânion menos o sufixo eto ídrico Como exemplo temos o ácido clorídrico HCl o ácido bromídrico HBr e o ácido sulfídrico H2S Para os oxiácidos todos os ânions oxigenados apresentam Componentes inorgânicos 14 sufixo ato ou ito portanto o sufixo dos ácidos correspondentes é ico ou oso Assim a nomenclatura será ácido nome do ânion menos o sufixo ito eso ou ácido raiz do nome do ânion menos o sufixo ato ico Exemplos H2SO3 o nome do ânion é sulfito e nome do ácido será sulfuroso HNO3 o nome do ânion é nitrato e o nome do ácido será nítrico Características e funções das bases Podemos mencionar como exemplos de bases presentes em nosso cotidiano o leite de magnésia suspensão de hidróxido de magnésio a soda cáustica nome comercial para o hidróxido de sódio e a cal hidratada suspensão de hidróxido de cálcio Assim como os ácidos os compostos básicos apresentam algumas características em comum Vejamos algumas delas KOTZ TREICHEL JÚNIOR 2005 Apresentam um sabor adstringente como aquele que sentimos quando comemos uma banana verde ou um caqui verde Relembrando não se experimenta os sabores de substâncias em laboratório Modificam a cor dos indicadores de ácidos e bases Na presença de uma solução básica o papel tornassol adquire coloração azul e a solução alcoólica de fenolftaleína tornase vermelha Conduzem eletricidade pois nas soluções básicas existem íons livres Reagem com ácidos formando água e sal As bases podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas OH Quando possuem uma duas três ou quatro OH são classificadas como monobase dibase tribase e tetrabase respectivamente Exemplos dessa classificação são NaOH CaOH2 AlOH3 e PbOH4 Quanto à solubilidade os compostos básicos de metais alcalinos como NaOH e o KOH são bastante solúveis em água As bases de metais alcalinos terrosos como o CaOH2 são parcialmente solúveis As demais bases metálicas como o AgOH apresentam solubilidade tão baixa que são consideradas insolúveis Quanto ao grau de dissociação eletrolítica podemos afirmar que uma base será tanto mais forte quanto maior for a quantidade de íons OH que produzir em solução aquosa As bases dos metais alcalinos e dos alcalinos terrosos são fortes enquanto as bases dos outros metais incluindo o hidróxido de amônio são fracas SILVA 2014 A nomenclatura das bases depende da carga elétrica do cátion ligado ao íon hidróxido que pode ser fixa ou variável O nome das bases é obtido da seguinte forma hidróxido de nome do cát ion Como exemplos podemos citar hidróxido de potássio KOH que possui a carga elétrica do cátion como 1 K Quando a carga do cátion for maior que 1 devemos mencionála como na formação de hidróxido de ferro II ou ferroso FeOH2 A carga do cátion Fe é 2 e considerada no nome Link As forças de ácidos e bases podem ser reconhecidas por meio de suas constantes de equilíbrio Ka constante de dissociação ácida e Kb constante de dissociação básica Neste link você vai poder estudar e conhecer como são realizadas estas medidas de força para ácidos e bases OLIVEIRA SILVA TÓFANI 2010 httpsgooglk3GxSL Características e funções dos sais Os sais apresentam as seguintes características SILVA 2014 geralmente apresentam sabor salgado embora alguns compostos como o Na2SO4 apresentem sabor amargo as soluções aquosas dos sais conduzem corrente elétrica pois apresentam íons livres em solução Exemplos de utilização de sais incluem o nitrato de potássio conhecido como salitre KNO3 e o nitrito de potássio KNO2 são utilizados na conservação de alimentos o permanganato de potássio KMnO4 é utilizado como bactericida o sulfato de bário BaSO4 como contraste em radiografias Estomacais o brometo de prata AgBr e cloreto de prata AgCl em filmes fotográficos pois são sensíveis à luz o sulfato de cobre CuSO₄ como fungida Os sais podem ser classificados de acordo com alguns critérios que se relacionam com sua composição ou com as características que apresentam Quanto à solubilidade os sais podem ser solúveis ou insolúveis Essa variação entre os sais existe porque a solubilidade de um sal em água depende da imensidade das interações entre os íons do sal e as moléculas de água e da temperatura O Quadro 4 apresenta a tabela de solubilidade de alguns sais Sais básicos ou hidróxissais possuem um ou mais íons hidróxidos e podem ser obtidos pela reação de neutralização parcial de uma base por um ácido Exemplos CaOHCl AlOHCl₂ e FeOH₂NO₃ Sais duplos ou mistos apresentam dois tipos de cátions ou dois tipos de ânions Podem ser obtidos pela reação de neutralização total de uma base por dois ácidos ou de um ácido por duas bases Exemplos sulfato de potássio e sódio KNaSO₄ e nitrato de cálcio e bromo CaNO₃Br Os nomes dos sais normais podem ser obtidos da seguinte maneira Nome do ânion de nome do cátions Exemplos sulfato de amônio NH₄₂SO₄ e carbonato de cálcio CaCO₃ Os óxidos básicos são aqueles que reagem com água formando íons OH e com ácidos formando sal e água Exemplos Óxido básico água base Na2Os H2Ol 2NaOHaq Óxido básico ácido sal água CaOs 2 HClaq CaCl2aq H2Ol Os óxidos ácidos reagem com água formando ácidos e com soluções básicas formando sal e água Exemplos Óxido ácido água ácido SO3g H2Ol H2SO4aq Óxido ácido base sal água CO2g CaOH2aq CaCO3s H2Ol Os óxidos anfóteros são geralmente sólidos iônicos pouco solúveis em água que reagem tanto com ácidos fortes como com bases fortes formando água e um sal em solução aquosa Exemplos Óxido anfótero ácido forte sal água ZnOs H2SO4aq ZnSO4aq H2Ol Óxido anfótero base forte sal água Al2O3s 2KOHaq 2KAlO2aq H2Ol Os óxidos neutros são óxidos moleculares que não apresentam caráter ácido ou básico Os mais comuns são o CO monóxido de carbono NO monóxido de nitrogênio ou oxido nítrico e o N2O monóxido de dinitrogênio ou óxido nitroso Os óxidos duplos ou mistos são aqueles que se comportam como se fossem formados por dois óxidos de um mesmo elemento Os mais comuns são o Fe3O4 tetróxido de triferro formado por FeO e Fe2O3 e o Pb3O4 tetróxido de trichumbo formado por PbO2 e 2PbO Exemplo de reação Fe3O4 8HCl 2FeCl3 FeCl2 4H2O 19 Componentes inorgânicos Os peróxidos são óxidos que contém o grupo O O denominado peró xido Os mais comuns são peróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos O principal é o peróxido de hidrogênio H2O2 O peróxido de hidrogênio H O O H é molecular e líquido em condições ambiente Em solução aquosa é vendido como água oxigenada Os peróxidos alcalinos e alcalinos terrosos são sólidos iônicos que apresentam o ânion peróxido O O2 ou O2 2 e caráter básico O peróxido de potássio K2O2 e o peróxido de cálcio CaO2 são exemplos destes compostos ATKINS P W JONES L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2011 BRADY J E RUSSELL JW HOLUM J R Química a matéria e suas transformações 3 ed Rio de Janeiro LTC 2002 BROWN T L LEMAY JÚNIOR H E BURSTEN B E Química a ciência central 9 ed Rio de Janeiro Pearson Education 2005 CESAR P P Ocorrência de reações de dupla troca Portal de estudos em química 2014 Disponível em httpwwwprofpccombrExercC3ADcios20de20 QuC3ADmicaSetor20AlfaAlfa2020MC3B3dulo2035pdf Acesso em 22 out 2018 CHANG R Química geral conceitos essenciais 4 ed Porto Alegre AMGH 2010 CHANG R GOLDSBY K Química 11 ed Porto Alegre AMGH 2013 KOTZ J C TREICHEL JÚNIOR P Química geral 2 e reações químicas São Paulo Thom son 2005 OLIVEIRA I M F SILVA M J S F TÓFANI S F B Aula 4 introdução ao equilíbrio ácidobase S l UFMG 2010 Disponível em httpsgooglk3GxSL Acesso em 22 out 2018 RAYNERCANHAM G OVERTON T Química inorgânica descritiva 5 ed Rio de Janeiro LTC 2015 SILVA E L Química aplicada estrutura dos átomos e funções inorgânicas e orgânicas São Paulo Erica 2014 Componentes inorgânicos 20 Encerra aqui o trecho do livro disponibilizado para esta Unidade de Aprendizagem Na Biblioteca Virtual da Instituição você encontra a obra na íntegra Conteúdo saGAH SOLUÇÕES EDUCACIONAIS INTEGRADAS
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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA JJosemere Both Componentes inorgânicos Objetivos de aprendizagem Ao final deste texto você deve apresentar os seguintes aprendizados Identificar os compostos inorgânicos Classificar os compostos inorgânicos Descrever as características e funções dos compostos inorgânicos Introdução Você já deve ter sentido o gosto azedo de um limão ou de uma laranja com o amadurecimento incompleto Já o sabor acentuadamente salgado ao degustar um alimento por vezes é indesejado acaba não permitindo que o sabor real seja experimentado Essas variações de sabores e sensações que sentimos quando ingerimos alimentos só são possíveis devido a algumas características funcionais de compostos que a química classifica como inorgânicos Eles serão o foco de nosso estudo neste capítulo Aqui você vai iniciar os estudos aprendendo a diferenciar os compostos orgânicos dos inorgânicos Esse é o conhecimento básico que vai permitir que você identifique a classe dos compostos inorgânicos Eles são divididos em ácidos que conferem o gosto azedo aos alimentos bases que apresentam o gosto adstringente sais como o sal de cozinha composto pelo cloreto de sódio NaCl que temperam os alimentos e por fim óxidos e hidretos Todas as características e funções dos compostos inorgânicos serão apresentadas ao final do estudo como fechamento do capítulo A compreensão da natureza dos compostos inorgânicos é fundamental para a apreensão de grande parte do mundo natural principalmente das substâncias advindas de materiais minerais O que são compostos inorgânicos Os compostos químicos são classificados pelos cientistas em dois grandes grupos os compostos orgânicos e os compostos inorgânicos As substâncias orgânicas apresentam compostos estruturados por átomos de carbono geral mente ligados entre si e ainda ligados a hidrogênios SILVA 2014 A Figura 1 representa alguns compostos Figura 1 Representação de compostos orgânicos e inorgânicos Sacarose açúcar Nitrato de sódio Sulfato de cálcio C12H22O11 NaNO3 CaSO4 CO2 H2CO3 Etanol álcool etílico Compostos inorgânicos C2H6O Ácido acético presente no vinagre C2H4O2 Dióxido de carbono gás carbônico Ácido carbono Compostos orgânicos Ca² Na Observe que para os compostos orgânicos confirmase a estruturação tendo como base átomos de carbono ligados a átomos de hidrogênio Esses compostos são conhecidos por serem encontrados em seres vegetais e em animais Essa característica é o que diferencia os compostos orgânicos dos inorgânicos Os compostos inorgânicos direta ou indiretamente são de origem mine ral A Figura 1 apresenta alguns exemplos como nitrato de sódio e sulfato de cálcio Esses compostos são formados pela união de dois ou mais átomos diferentes de não metais ou de átomos de elementos químicos do grupo dos metais ligados ao átomo de hidrogênio chamados de hidretos como o hidreto se sódio NaH e hidreto de cálcio CaH2 RAYNERCANHAM OVERTON Componentes inorgânicos 2 2015 Observe ainda na Figura 1 que os compostos dióxido de carbono e ácido carbônico apresentam carbono em sua estrutura Entretanto esses compostos não possuem os carbonos ligados a átomos de hidrogênio mas a outro átomo o oxigênio Por isso o dióxido de carbono o ácido carbônico e adicionalmente o carbonato de cálcio dentre outros não são compostos orgânicos Assim sempre que um composto for formado pela união de átomos de não metais em que o carbono não está ligado a átomos de hidrogênio ou ainda quando um composto for formado pela união de átomos de metais com átomos de hidrogênio estaremos diante de um composto inorgânico Classificação dos compostos inorgânicos Assim como os elementos químicos são agrupados por semelhança de ca racterísticas os compostos inorgânicos também possuem uma classificação Esta leva em consideração principalmente a semelhança das propriedades químicas Esses compostos foram classificados em ácidos bases sais óxidos e hidretos Essa classificação também é conhecida como funções químicas dos compostos inorgânicos Ácidos Os ácidos são compostos que em água ionizamse produzindo íons hidrogênio e aumentando a concentração de cátions H em solução ATKINS JONES 2011 São exemplos de ácidos ácido clorídrico HCl ácido sulfúrico H2SO4 e ácido fosfórico H3PO4 Essas substâncias são formadas por moléculas polares apresentando a seguinte forma eletrônica Figura 2 Figura 2 Representação das estruturas eletrônicas dos compostos ácido clorídrico HCl ácido sulfúrico H2SO4 e ácido fosfórico H3PO4 HCl H2SO4 H3PO4 3 Componentes inorgânicos Quando uma delas por exemplo o HCl é adicionada em água ocorre uma interação elétrica entre as moléculas polares HCl e H2O O oxigênio da água que apresenta carga parcial negativa atrai para si o átomo de hidrogênio de HCl que apresenta carga parcial positiva Durante a quebra de ligação o átomo de hidrogênio deixa o par de elétrons de ligação para o cloro Como consequência o átomo de cloro transformase no íon cloreto que apresenta carga 1 e o átomo de hidrogênio transformase em um íon que apresenta carga 1 Como o íon H se une à molécula de água ocorre a formação do íon H3O Quando as moléculas do HCl entram em contato com a água ocorre a transformação de íons isto é o HCl ionizase CHANG GOLDSBY 2013 como representado no esquema a seguir Os átomos de hidrogênio presentes numa molécula que em água trans formamse em íons H3O são chamados hidrogênios ionizáveis A equação de ionização de um ácido pode ser descrita de forma simplificada onde o íon H3O é simplesmente representado por H Assim teremos Componentes inorgânicos 4 Conceitos de ionização e dissociação iônica A ionização é o processo pelo qual sustâncias moleculares originam íons quando em solução aquosa Esse processo ocorre geralmente com compostos moleculares em que os átomos de não metais são ligados por ligações covalentes Exemplo H2SO4 H2O H S4 2 Sulfato de hidrogêonio Cátions hidrogênio Ânion sulfato Água Dissociação iônica é o nome dado ao processo por meio do qual os íons presentes em um composto iônico se separam quando colocados em água formando seus respectivos ânion e cátion Lembramos que os compostos iônicos são compostos em que os átomos de um elemento do grupo dos metais estão unidos a outro átomo de elemento do grupo de ametais Exemplo NaOH H2O Na HO Hidróxido de sódio Água Cátions sódio Ânion hidróxido Fonte Chang 2010 Bases Bases são compostos que produzem íons hidróxido OH em água Isso ocorre por meio da dissociação do composto formando ânion OH ATKINS JONES 2011 Exemplos de compostos com características de base são hidróxido de sódio NaOH hidróxido de magnésio MgOH2 e hidróxido de alumínio AlOH3 Estes são compostos iônicos formados pelos íons Na e OH Mg2 e OH e Al3 e OH Se adicionarmos por exemplo NaOH em água íons Na e OH do sólido são separados e cercados por moléculas de água devido à interação elétrica que ocorre entre as moléculas polares da água e os íons da substância Como o íon sódio é positivo as extremidades negativas das moléculas de água ou seja os átomos de oxigênio se agrupam ao seu redor formando o íon sódio hidratado como representado na Figura 3 5 Componentes inorgânicos Figura 3 Representação de dissociação de composto em água Fonte Adaptada de magnetixShutterstockcom Na OH H2O NaOH Simultaneamente o íon OH sofre hidratação semelhante com a diferença que são as extremidades positivas das moléculas de água ou seja os átomos de hidrogênio que se voltam para o íon negativo A hidratação dos íons ajuda a neutralizar suas cargas impedindo a aproximação dos íons de cargas opostas Quando o cristal de NaOH entra em contato com a água ocorre portanto a destruição do reticulo cristalino e a liberação dos cátions Na e ânions OH isto é o NaOH dissociase CHANG GOLDSBY 2013 A dissociação do NaOH pode ser representada pela equação Componentes inorgânicos 6 Para os compostos MgOH2 e AlOH3 as equações de dissociação são Além dos compostos iônicos formados por íons metálicos e hidroxilas como os vistos anteriormente existem outras substâncias moleculares que em água apresentam caráter básico O gás amônia NH3 é um exemplo típico Quando a molécula de NH3 é adicionada em água ocorre a formação de íons hidroxila e amônio conforme mostra a equação a seguir NH3g H2Ol NH4 aq OH aq A solução de NH3 em água é geralmente chamada de hidróxido de amônio e representada pela formula química NH4OH Escala para medir o caráter ácido e básico pH As soluções ácidas apresentam diferentes níveis de acidez assim como as soluções básicas apresentam diferentes níveis de alcalinidade Para se medir esses níveis utilizase uma escala de pH que costuma ser usada com uma variação entre os valores de 0 e 14 na temperatura de 25C Solução Ácida Neutra Básica pH Menor 7 Igual a 7 Maior que 7 0 0 14 14 pH Ácido forte Ácido fraco Base fraca Base forte 7 7 Acidez crescente Basicidade crescente Neutralidade 7 Componentes inorgânicos O aparelho utilizado para medir o pH de soluções e substâncias com precisão é o pHmetro Entretanto é muito comum o uso de indicadores ácidobase que adicionados em pequenas quantidades à solução analisada assumem cores diferentes em diferentes faixas de pH Os indicadores mais utilizados em laboratório são fenolftaleína azul de bromotimol alaranjado de metila papel tornassol azul papel tornassol vermelho e papel de indicador universal Verifique no link a seguir o pH de alguns sistemas httpsgooglbAVVZM Fonte Brown Lemay Júnior e Bursten 2005 Sais Os sais quando colocados em água formam íons diferentes dos formados em bases OH e em ácidos H ou seja formam apenas os cátion e ânions de seus respectivos átomos unidos Isso que dizer que os sais apenas dissociamse em água SILVA 2014 Podemos utilizar como exemplos para melhor compreensão os compostos cloreto de sódio NaCl carbonato de sódio Na2CO3 e nitrato de potássio KNO3 Essas substâncias se dissociam em água formando os respectivos íons como podemos observar a seguir Os sais podem ser obtidos por meio da reação entre um ácido e uma base O cloreto de sódio por exemplo pode ser obtido através da reação entre HCl e NaOH como representado na equação a seguir HCl NaOH NaCl H2O Componentes inorgânicos 8 Outros exemplos de reação entre ácido e base que resultam na formação de sais são 2NHO3 MgOH2 MgNO32 2H2O formação do sal nitrato de magnésio H2SO4 2KOH K2SO4 2H2O formação do sal sulfato de potássio 3HCl AlOH3 AlCl3 3H2O formação do sal cloreto de alumínio Quando em uma reação entre ácido e base todos os íons H provenientes do ácido reagem com todos os íons OH oriundos da base ocorre a neutrali zação total da reação chamada de reação de neutralização Essa reação forma como produto um sal e água ATKINS JONES 2011 É o que acontece nas reações químicas dos exemplos anteriores Analisando a reação de formação do sal NaCl o cátion do composto básico NaOH e o ânion do composto ácido HCl permanecem os mesmos Se evaporarmos a água o cátion e o ânion dissociados em água formarão o sal sólido No entanto em alguns casos a quantidade de ácido ou de base não é suficiente para consumir todos os íons OH ou H Quando isso ocorre diz se que ocorreu a neutralização parcial dos compostos Vamos analisar duas equações químicas uma com excesso de ácido e outra com excesso de base Excesso de ácido H2SO4 NaOH NaHSO4 H2O Nesse caso devido ao excesso de ácido formase um sal que ainda apre senta um hidrogênio ionizável NaHSO4 Caso as proporções de ácido e base estivessem corretas formariase apenas o sal NaSO4 sulfato de sódio Excesso de base HNO3 CaOH2 CaOHNO3 H2O Quando há excesso de base formase ao contrário do ácido um sal com presença do íon hidroxila CaOHNO3 Em uma reação completa sem falta de ácido o sal formado seria o nitrato de cálcio CaNO3 9 Componentes inorgânicos Óxidos Óxido é todo composto formado por dois elementos químicos onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo Isso quer dizer que os óxidos são substâncias formadas pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor Os óxidos podem ser divididos em óxidos moleculares e óxidos iônicos SILVA 2014 Os óxidos moleculares são formados pela união do átomo de oxigênio com um átomo de um elemento químico do grupo dos não metais São exemplos de óxidos moleculares monóxido de carbono também conhecido como gás carbônico CO2 monóxido de nitrogênio NO trióxido de enxofre SO3 e dióxido de nitrogênio NO2 Observe que dependendo da quantidade de oxigênios presentes na molécula o prefixo monóxido dióxido trióxido tetróxido e pentóxico é utilizado nomeando compostos respectivamente formados por um dois três quatro e cinco oxigênios Os óxidos iônicos por outro lado apresentam o oxigênio ligado a um elemento do grupo dos metais São óxidos iônicos o óxido de sódio Na2O o óxido de cálcio CaO o óxido de alumínio Al2O3 o óxido de cobre I Cu2O e o óxido de cobre II CuO Observe que a nomenclatura para os óxidos iônicos utiliza a denominação de óxido seguido do nome do elemento Nos casos em que o composto apresenta carga variável se descreve a carga do cátion Isso ocorre por exemplo nos óxidos formados em combinação com o cobre Hidretos Os hidretos são formados pela união de dois átomos de elementos químicos em que um deles obrigatoriamente é o átomo de hidrogênio Assim como os óxidos os hidretos podem ser iônicos ou moleculares No caso dos iônicos o hidrogênio se liga com átomos de elementos químicos pertencentes ao grupo dos metais Exemplos incluem hidreto de sódio NaH hidreto de lítio LiH e hidreto de cálcio CaH2 Em hidretos moleculares o hidrogênio se liga a um elemento que pertence ao grupo dos ametais Ácido clorídrico HCl sulfeto de hidrogênio ou gás sulfídrico H2S e amoníaco ou gás amônia NH3 são exemplos de hidretos não metálicos BRADY RUSSEL HOLUM 2002 Os hidretos metálicos são os mais importantes pois possuem a caracte rística de reagir com água e formar compostos com caráter básico liberando gás hidrogênio Podemos observar essas características na equação da reação química de hidróxido de sódio em interação com a água que formará hidróxido de sódio e gás hidrogênio Componentes inorgânicos 10 NaH H₂O NaOH H₂ Características e funções dos compostos inorgânicos Agora que você já conhece a classificação dos compostos inorgânicos vamos estudar as características e funções de cada uma das classes apresentadas considerando as subclasses quanto à condutividade elétrica a nomenclatura o grau de ionização e a força de ácidos e bases dentre outros Características e funções dos ácidos Cada uma das classificações dos compostos inorgânicos reúne substâncias que apresentam propriedades e características químicas semelhantes Certas características dos ácidos são utilizadas para identificálos como vamos estudar a seguir As principais características dos ácidos são KOTZ TREICHEL JÚNIOR 2005 Modificam a cor dos indicadores de ácido e base Na presença de uma solução ácida o papel de tornassol azul adquire a cor vermelha e a solução alcoólica de fenolftaleína permanece incolor Os indicadores de ácidos e bases mudam de cor quando na presença de uma solução ácida ou de uma solução básica Possuem sabor azedo Embora jamais devase experimentar o sabor de substâncias de laboratório você já deve ter experimentado o sabor azedo de ácidos como o ácido cítrico normalmente encontrado em frutas e adicionado a doces e refrigerantes Conduzem eletricidade em solução aquosa pois existem íons livres Reagem com compostos básicos para formar água e um sal Reagem com metais na forma de hidretos liberando gás hidrogênio Os metais que mais facilmente reagem com solução ácida são os alcalinos e os alcalinos terrosos Os metais nobres como mercúrio prata ouro platina e bismuto não reagem Podemos trazer como exemplos alguns materiais de nosso cotidiano que apresentam comportamento ácido suco de frutas cítricas laranja limão abacaxi vinagre solução aquosa de ácido acético ácido muriático solução impura de ácido clorídrico suco gástrico solução de ácido clorídrico abacaxi vinagre solução aquosa de ácido acético ácido muriático solução impura de ácido clorídrico suco gástrico solução de ácido clorídrico Os ácidos podem ser classificados segundo vários critérios Vamos estudar os mais importantes quanto à presença de oxigênio em sua estrutura quanto ao número de átomos de hidrogênio que podem sofrer ionização quanto ao grau de ionização força do ácido A presença ou não de oxigênios na estrutura do ácido é exemplificada no Quadro 1 Quadro 1 Classificação dos compostos ácidos quanto à presença ou não de oxigênio Classificação Presença de oxigênio Exemplos Hidrócido Não HCl H₂S HBr HCN Oxiácido Sim HNO₃ H₂SO₄ H₃PO₄ H₂SiO₄ Nos hidrácidos todos os átomos de hidrogênio podem sofrer ionização nos oxiácidos apenas os átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio sofrem ionização A força dos ácidos pode ser medida pela condutibilidade elétrica das soluções É possível verificar a extensão da ionização dos ácidos e classificálos de acordo com seu grau de ionização α que corresponde à porcentagem de moléculas que se ionizam em relação ao total de moléculas dissolvidas SILVA 2014 A seguinte expressão matemática pode ser utilizada α número de moléculas ionizadas número de moléculas dissolvidas Para ilustrar vamos estudar dois exemplos HCl a cada 100 moléculas dissolvidas em água 92 se ionizam α 92 100 092 ou 92 de moléculas ionizadas HF a cada 100 moléculas dissolvidas em água apenas 8 se ionizam α 8 100 008 ou 8 de moléculas ionizadas O grau de ionização determina a força e várias propriedades dos ácidos as quais dependem da quantidade de H aq em solução Eles podem ser classificados em fortes médios ou fracos Quadro 2 Quadro 2 Classificação dos compostos ácidos quanto à força Classificação Grau de ionização em α Exemplos Forte α 50 HCl α 92 Médio 5 α 50 HF α 8 Fraco α 5 H2CO3 α 018 A nomenclatura dos ácidos é feita por meio do nome dos ânions formados durante a ionização total ou parcial Os ânions terminados em eto formam ácidos terminados em idricos os terminados em ato formam ácidos terminados em ico os terminados em ito formam ácidos terminados em oso O Quadro 3 mostra os principais cátions e ânions Consulteo sempre que necessário Quadro 3 Cátions e ânions Cát ion Ânion Alumínio Al3 Brometo Br Amônio NH4 Carbonato CO32 Bário Ba2 Clorato ClO3 Cádmio Cd2 Cloreto Cl Cálcio Ca2 Cromato CrO42 Fonte Adaptado de Chang e Goldsby 2013 p 58 Quadro 3 Cátions e ânions Cátion Ânion Césio Cs Cianeto CN Chumbo II Pb2 Dicromato Cr2O7 2 Cobalto Co2 Dihidrogenofosfato H2PO4 Crômio III ou crômico Cr3 Fluoreto F CobreI ou cuproso Cu Hidreto H CobreII ou cúprico Cu2 Dihidrogenocarbonato ou bicarbonato HCO3 EstanhoII ou estanoso Sn2 Hidrogenofosfato HPO4 2 Estrôncio Sr2 Hidrogenossulfato ou bissulfato HSO4 FerroII ou ferroso Fe2 Iodeto I FerroIII ou férrico Fe3 Nitrato NO3 Hidrogênio H Nitreto N3 Lítio Li Nitrito NO2 Magnésio Mg2 Óxido O2 Manganês ou manganoso Mn2 Permanganato MnO4 MercúrioI ou mercuroso Hg2 2 Peróxido O2 2 MercúrioII ou mercúrico Hg2 Sulfeto SO4 2 Potássio K Sulfeto S2 Sódio Na Sulfito SO3 2 Zinco Zn2 Tiocianato SCN Continua Pela tabela dos ânions percebese que todos os ânions não oxigenados apre sentam o sufixo eto Isso significa que todo hidrácido tem um nome terminado em ídrico ou seja ácido nome do ânion menos o sufixo eto ídrico Como exemplo temos o ácido clorídrico HCl o ácido bromídrico HBr e o ácido sulfídrico H2S Para os oxiácidos todos os ânions oxigenados apresentam Componentes inorgânicos 14 sufixo ato ou ito portanto o sufixo dos ácidos correspondentes é ico ou oso Assim a nomenclatura será ácido nome do ânion menos o sufixo ito eso ou ácido raiz do nome do ânion menos o sufixo ato ico Exemplos H2SO3 o nome do ânion é sulfito e nome do ácido será sulfuroso HNO3 o nome do ânion é nitrato e o nome do ácido será nítrico Características e funções das bases Podemos mencionar como exemplos de bases presentes em nosso cotidiano o leite de magnésia suspensão de hidróxido de magnésio a soda cáustica nome comercial para o hidróxido de sódio e a cal hidratada suspensão de hidróxido de cálcio Assim como os ácidos os compostos básicos apresentam algumas características em comum Vejamos algumas delas KOTZ TREICHEL JÚNIOR 2005 Apresentam um sabor adstringente como aquele que sentimos quando comemos uma banana verde ou um caqui verde Relembrando não se experimenta os sabores de substâncias em laboratório Modificam a cor dos indicadores de ácidos e bases Na presença de uma solução básica o papel tornassol adquire coloração azul e a solução alcoólica de fenolftaleína tornase vermelha Conduzem eletricidade pois nas soluções básicas existem íons livres Reagem com ácidos formando água e sal As bases podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas OH Quando possuem uma duas três ou quatro OH são classificadas como monobase dibase tribase e tetrabase respectivamente Exemplos dessa classificação são NaOH CaOH2 AlOH3 e PbOH4 Quanto à solubilidade os compostos básicos de metais alcalinos como NaOH e o KOH são bastante solúveis em água As bases de metais alcalinos terrosos como o CaOH2 são parcialmente solúveis As demais bases metálicas como o AgOH apresentam solubilidade tão baixa que são consideradas insolúveis Quanto ao grau de dissociação eletrolítica podemos afirmar que uma base será tanto mais forte quanto maior for a quantidade de íons OH que produzir em solução aquosa As bases dos metais alcalinos e dos alcalinos terrosos são fortes enquanto as bases dos outros metais incluindo o hidróxido de amônio são fracas SILVA 2014 A nomenclatura das bases depende da carga elétrica do cátion ligado ao íon hidróxido que pode ser fixa ou variável O nome das bases é obtido da seguinte forma hidróxido de nome do cát ion Como exemplos podemos citar hidróxido de potássio KOH que possui a carga elétrica do cátion como 1 K Quando a carga do cátion for maior que 1 devemos mencionála como na formação de hidróxido de ferro II ou ferroso FeOH2 A carga do cátion Fe é 2 e considerada no nome Link As forças de ácidos e bases podem ser reconhecidas por meio de suas constantes de equilíbrio Ka constante de dissociação ácida e Kb constante de dissociação básica Neste link você vai poder estudar e conhecer como são realizadas estas medidas de força para ácidos e bases OLIVEIRA SILVA TÓFANI 2010 httpsgooglk3GxSL Características e funções dos sais Os sais apresentam as seguintes características SILVA 2014 geralmente apresentam sabor salgado embora alguns compostos como o Na2SO4 apresentem sabor amargo as soluções aquosas dos sais conduzem corrente elétrica pois apresentam íons livres em solução Exemplos de utilização de sais incluem o nitrato de potássio conhecido como salitre KNO3 e o nitrito de potássio KNO2 são utilizados na conservação de alimentos o permanganato de potássio KMnO4 é utilizado como bactericida o sulfato de bário BaSO4 como contraste em radiografias Estomacais o brometo de prata AgBr e cloreto de prata AgCl em filmes fotográficos pois são sensíveis à luz o sulfato de cobre CuSO₄ como fungida Os sais podem ser classificados de acordo com alguns critérios que se relacionam com sua composição ou com as características que apresentam Quanto à solubilidade os sais podem ser solúveis ou insolúveis Essa variação entre os sais existe porque a solubilidade de um sal em água depende da imensidade das interações entre os íons do sal e as moléculas de água e da temperatura O Quadro 4 apresenta a tabela de solubilidade de alguns sais Sais básicos ou hidróxissais possuem um ou mais íons hidróxidos e podem ser obtidos pela reação de neutralização parcial de uma base por um ácido Exemplos CaOHCl AlOHCl₂ e FeOH₂NO₃ Sais duplos ou mistos apresentam dois tipos de cátions ou dois tipos de ânions Podem ser obtidos pela reação de neutralização total de uma base por dois ácidos ou de um ácido por duas bases Exemplos sulfato de potássio e sódio KNaSO₄ e nitrato de cálcio e bromo CaNO₃Br Os nomes dos sais normais podem ser obtidos da seguinte maneira Nome do ânion de nome do cátions Exemplos sulfato de amônio NH₄₂SO₄ e carbonato de cálcio CaCO₃ Os óxidos básicos são aqueles que reagem com água formando íons OH e com ácidos formando sal e água Exemplos Óxido básico água base Na2Os H2Ol 2NaOHaq Óxido básico ácido sal água CaOs 2 HClaq CaCl2aq H2Ol Os óxidos ácidos reagem com água formando ácidos e com soluções básicas formando sal e água Exemplos Óxido ácido água ácido SO3g H2Ol H2SO4aq Óxido ácido base sal água CO2g CaOH2aq CaCO3s H2Ol Os óxidos anfóteros são geralmente sólidos iônicos pouco solúveis em água que reagem tanto com ácidos fortes como com bases fortes formando água e um sal em solução aquosa Exemplos Óxido anfótero ácido forte sal água ZnOs H2SO4aq ZnSO4aq H2Ol Óxido anfótero base forte sal água Al2O3s 2KOHaq 2KAlO2aq H2Ol Os óxidos neutros são óxidos moleculares que não apresentam caráter ácido ou básico Os mais comuns são o CO monóxido de carbono NO monóxido de nitrogênio ou oxido nítrico e o N2O monóxido de dinitrogênio ou óxido nitroso Os óxidos duplos ou mistos são aqueles que se comportam como se fossem formados por dois óxidos de um mesmo elemento Os mais comuns são o Fe3O4 tetróxido de triferro formado por FeO e Fe2O3 e o Pb3O4 tetróxido de trichumbo formado por PbO2 e 2PbO Exemplo de reação Fe3O4 8HCl 2FeCl3 FeCl2 4H2O 19 Componentes inorgânicos Os peróxidos são óxidos que contém o grupo O O denominado peró xido Os mais comuns são peróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos O principal é o peróxido de hidrogênio H2O2 O peróxido de hidrogênio H O O H é molecular e líquido em condições ambiente Em solução aquosa é vendido como água oxigenada Os peróxidos alcalinos e alcalinos terrosos são sólidos iônicos que apresentam o ânion peróxido O O2 ou O2 2 e caráter básico O peróxido de potássio K2O2 e o peróxido de cálcio CaO2 são exemplos destes compostos ATKINS P W JONES L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2011 BRADY J E RUSSELL JW HOLUM J R Química a matéria e suas transformações 3 ed Rio de Janeiro LTC 2002 BROWN T L LEMAY JÚNIOR H E BURSTEN B E Química a ciência central 9 ed Rio de Janeiro Pearson Education 2005 CESAR P P Ocorrência de reações de dupla troca Portal de estudos em química 2014 Disponível em httpwwwprofpccombrExercC3ADcios20de20 QuC3ADmicaSetor20AlfaAlfa2020MC3B3dulo2035pdf Acesso em 22 out 2018 CHANG R Química geral conceitos essenciais 4 ed Porto Alegre AMGH 2010 CHANG R GOLDSBY K Química 11 ed Porto Alegre AMGH 2013 KOTZ J C TREICHEL JÚNIOR P Química geral 2 e reações químicas São Paulo Thom son 2005 OLIVEIRA I M F SILVA M J S F TÓFANI S F B Aula 4 introdução ao equilíbrio ácidobase S l UFMG 2010 Disponível em httpsgooglk3GxSL Acesso em 22 out 2018 RAYNERCANHAM G OVERTON T Química inorgânica descritiva 5 ed Rio de Janeiro LTC 2015 SILVA E L Química aplicada estrutura dos átomos e funções inorgânicas e orgânicas São Paulo Erica 2014 Componentes inorgânicos 20 Encerra aqui o trecho do livro disponibilizado para esta Unidade de Aprendizagem Na Biblioteca Virtual da Instituição você encontra a obra na íntegra Conteúdo saGAH SOLUÇÕES EDUCACIONAIS INTEGRADAS