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FUNÇÕES INORGÂNICAS
A Química Inorgânica foi subdividida em funções para facilitar seu estudo. As funções inorgânicas apresentam características químicas semelhantes, isto é, determinadas características comuns que fazem com que, os produtos classificados na mesma função apresentem reações químicas semelhantes, facilitando assim a compreensão da química. São 4 as funções da química inorgânica: ácidos, bases ou hidróxidos, sais e óxidos. Apresentaremos a seguir um resumo das características de cada uma das funções.
Função ácido.
Definição: Segundo Arrhenius ácido é qualquer substância que em solução aquosa, apresenta como único íon positivo o cátion H+.
Podemos entender que os ácidos têm como característica principal a formação de íons H+^ em solução aquosa, resultado de um processo conhecido como ionização, isto é: os ácidos puros são substâncias covalentes e quando dissolvidos em água formam íons, tornando-as então condutoras de eletricidade.
Exemplo de reação de ionização:
HCl + H 2 O H 3 O+^ + Cl –
O íon H 3 O+^ é conhecido como íon hidroxônio, e pode ser representado simplesmente por H+. Assim essa reação pode ser simplificada para:
HCl H+^ + Cl –
Quanto maior for a quantidade de moles de íons gerados por mol de ácido puro, tanto mais forte será o ácido. No nosso cotidiano aprendemos a reconhecer o sabor ácido no limão ou no vinagre, resultado da presença respectivamente dos ácidos cítrico e acético, ácidos orgânicos que não fazem mal ao consumo humano. Outros ácidos mais fortes estão presentes no nosso cotidiano, como por exemplo o ácido muriático; solução comercial do ácido clorídrico.
1.2. Nomenclatura e formulação
Os ácidos estão divididos em dois grandes grupos: os hidrácidos – ácidos que não possuem oxigênio em sua estrutura – e os oxiácidos – aqueles que possuem oxigênio em sua estrutura. Os principais hidrácidos estão listados na tabela abaixo. Note que todos possuem o sufixo ídrico e os ácidos derivados dos halogênios ( F, Cl, Br, I ) por serem da mesma família da tabela periódica ( 7 A ou 17 ), têm estruturas semelhantes.
Nomenclatura Formulação Ácido fluorídrico HF Ácido clorídrico HCl Ácido bromídrico HBr Ácido iodídrico HI Ácido sulfídrico H 2 S
Ácido cianídrico HCN
A nomenclatura dos oxiácidos podem ser derivadas dos ácidos com terminação ico. Os principais ácidos com essa terminação são:
Nomenclatura Formulação Ácido clórico HClO 3 Ácido sulfúrico H 2 SO 4 Ácido nítrico HNO 3 Ácido fosfórico H 3 PO 4 Ácido carbônico H 2 CO 3
Substituindo-se o Cl do ácido clórico por Br ou I teremos respectivamente os ácidos brômico e iódico.
Alterando-se o número de átomos de oxigênio dos ácidos acima obteremos os demais oxiácidos da seguinte forma:
Terminação ICO - 1 átomo de oxigênio terminação OSO Terminação ICO - 2 átomos de oxigênio terminação HIPO ... OSO Terminação ICO + 1 átomo de oxigênio terminação PER ... ICO
Veja um exemplo a partir do ácido clórico ( HClO 3 )
Ácido de origem Átomos de oxigênio Fórmula obtida Nomenclatura HClO 3 - 1[O] HClO 2 Ácido cloroso HClO 3 - 2 [O] HClO Ácido hipocloroso HClO 3 + 1 [O] HClO 4 Ácido perclórico
1.3. Classificação dos ácidos quanto ao número de H+^ liberados em água
1 H+^ liberado em água: monoácido ou monoprótico 2 H+^ liberados em água: diácido ou diprótico 3 H+^ liberados em água: triácido ou triprótico
1.4. Ionização de ácidos
Os ácidos podem liberar em solução aquosa os átomos de hidrogênio presentes na fórmula, na forma de H+. As exceções são o ácido fosforoso H 3 PO 3 e o hipofosforoso H 3 PO 2. As reações de ionização são representadas da seguinte forma:
HCl H+^ + Cl-
H 2 SO 4 2 H+^ + SO 4 2+
H 3 PO 4 3 H+^ + PO 4 3+
Os ácidos fosforoso e hipofosforoso não conseguem liberar todos os átomos de H na forma de H+. Assim suas reações de ionização são:
no nosso cotidiano, tais como: leite de magnésia ( Mg(OH) 2 ), soda cáustica ( NaOH ) e cal viva ( Ca(OH) 2 ).
2.2. Nomenclatura e formulação
A nomenclatura das bases é simples. Utiliza-se o prenome hidróxido seguido do nome do metal correspondente. Quando o metal puder ter números de oxidação diferentes, este deve ser identificado tanto na formulação quanto na nomenclatura.
Por exemplo: Hidróxido de sódio NaOH Hidróxido de cálcio Ca(OH) 2 Hidróxido de alumínio Al(OH) 3 Hidróxido de cobre I CuOH Hidróxido de cobre II Cu(OH) 2 Hidróxido de ferro II Fe(OH) 2 Hidróxido de ferro III Fe(OH) 3
Note que, para que o composto esteja equilibrado em termos de cargas, é necessário que se agregue à fórmula um radical OH-^ para cada carga positiva do cátion. Assim:
Cátion Base Na+^ NaOH Ca2+^ Ca(OH) 2 Al3+^ Al(OH) 3
2.3. Força das bases
Como nos ácidos, a força das bases pode ser definida pelo valor do α. Na prática são consideradas fortes as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos e fracas as demais.
Reações de neutralização.
Os sais são produtos formados a partir da reação dos ácidos com as bases, nas chamadas reações de neutralização. O que ocorre na verdade, numa reação de neutralização é a formação de uma molécula de água a partir de um cátion H+^ com um ânion OH-. A formação do sal é, praticamente, conseqüência dessa reação. Assim, na reação do hidróxido de sódio com ácido clorídrico ocorre:
NaOH + HCl H 2 O + NaCl
Note que para cada molécula de água formada sobram no meio aquoso um cátion Na+^ e um ânion Cl-, que podem ser representados assim, na forma iônica, ou na forma de sal. O cátion, por determinação da IUPAC, deve vir na frente e o ânion atrás. Caso o ácido seja diprótico a quantidade de ânions OH-^ no meio deve ser proporcional, de forma a neutralizar totalmente os cátions H+.
Na OH + H 2 SO 4 2 H 2 O + Na 2 SO 4 Na OH
Esta reação normalmente é representada assim:
2 NaOH + H 2 SO 4 2 H 2 O + Na 2 SO 4
Caso a hidroxila seja dibásica, utilizamos o raciocínio inverso. Imagine a neutralização do leite de magnésio pelo ácido clorídrico presente no estômago:
Mg(OH) 2 + HCl 2H 2 O + MgCl 2 HCl
ou simplesmente:
Mg(OH) 2 + 2 HCl 2H 2 O + MgCl 2
Em condições especiais, que devem ser explicitamente citadas no problema, pode haver uma reação de neutralização parcial. Ex.: equacione a reação de neutralização entre um mol de H 3 PO 4 e 1 mol de NaOH.
H NaOH + HPO 4 H 2 O + NaH 2 PO 4 H
ou simplesmente:
NaOH + H 3 PO 4 H 2 O + NaH 2 PO 4
Ex. Qual o produto da reação de 1 mol de HCl com 1 mol de Ca(OH) 2?
Ca(OH) 2 + HCl H 2 O + CaOHCl HCl
ou simplesmente:
Ca(OH) 2 + HCl H 2 O + CaOHCl
Nomenclatura de sais
A nomenclatura de sais é função da nomenclatura dos ácidos. De acordo com o sufixo do ácido determinamos o sufixo do ânion.
Sufixo do ácido Sufixo do ânion ICO ATO ÍDRICO ETO 0SO ITO
Por exemplo:
Fórmula do ácido Nome do ácido Fórmula do sal Nome do sal H 2 SO 4 Ácido sulfúrico Na 2 SO 4 Sulfato de sódio
Rações de óxidos ácidos com bases
SO 3 + 2 NaOH H 2 O + Na 2 SO 4
CO 2 + Ca(OH) 2 H 2 O + CaCO 3
Nomenclatura
Semelhante a das bases. Utilizam-se os prefixos mono, di, tri, etc. para definir o número de átomos de oxigênio e/ou do outro elemento presente na molécula. No caso do número de oxidação ser fixo os prefixos podem ser desprezados.
N 2 O óxido de dinitrogênio CuO óxido de cobre II Na 2 O óxido de sódio P 2 O 5 pentóxido de difósforo CaO óxido de cálcio
6. Classificação de reações químicas
6.1. Reações de decomposição
As reações de decomposição são caracterizadas pela transformação de um reagente em dois ou mais produtos. Um exemplo é a reação que ocorre quando utilizamos o extintor de pó químico seco. Neste tipo de extintor há bicarbonato de sódio na presença de nitrogênio gasoso comprimido. Quando o pó químico é jogado sobre o incêndio há decomposição do bicarbonato de sódio, dando formação ao carbonato de sódio, água e gás carbônico, dificultando o contato do oxigênio com o combustível, apagando o fogo.
2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
6.2. Reações de síntese
São reações que ocorrem com a formação de um único produto a partir de dois ou mais reagentes. Exemplo: síntese da água e síntese do ácido sulfúrico.
2 H 2 + O 2 2 H 2 O
2 S + 3 O 2 + 2 H 2 O 2 H 2 SO 4
6.3. Reações de simples troca ou deslocamento
Ocorre quando um elemento, mais reativo, desloca outro, menos reativo, dando formação a um novo produto.
Fe + H 2 SO 4 FeSO 4 + H 2
6.4. Reações de dupla troca
É o tipo de reação que ocorre quando os íons envolvidos trocam de posição, formando novos produtos. Esse tipo de reação ocorre quando há formação de um composto pouco solúvel (precipitado), de um gás, de um produto colorido ou, como no caso da reação de neutralização, de água. Os sais pouco solúveis mais comuns de serem encontrados nesse tipo de reação são os sulfatos e carbonatos de bário e cálcio e o cloreto de prata. Os gases mais comuns são o CO 2 , numa reação de carbonato ou bicarbonato com ácidos, ou NH 3 , resultado da decomposição do NH 4 OH, formado entre a reação de sais de amônio (NH 4 +) com uma base forte. Para balancear esse tipo de reação basta acertar os coeficientes de modo que, em cada componente da reação, a carga positiva seja igual a carga negativa. Exemplos:
2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 HCl
CaCO 3 + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O + CO 2
NaOH + NH 4 Cl NaCl + NH 3 + H 2 O
NaCl + AgNO 3 NaNO 3 + AgCl
