ÍNDICE
Introdução. 1
Objectivos. 1
QUÍMICA INORGÂNICA.. 2
ÓXIDO.. 2
Óxidos Ácidos ou Anidridos. 2
Óxidos Básicos. 3
Óxidos Neutros ou Indiferentes. 4
Óxidos Anfóteros. 4
Óxidos Duplos ou Mistos. 5
ÁCIDOS. 6
Conceito de Arrhenius. 7
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS. 7
SAIS. 8
Propriedades dos sais. 9
Conclusão. 10
Bibliografia. 11
Objectivos
Objectivo Geral:
Metodologia
Para realização deste trabalho recorreu a várias referências Bibliográficas, onde houve a discussão da matéria que diz respeito ao tema “Química Inorgânica”; fichas de apoio e a internet.
QUÍMICA INORGÂNICA
ÓXIDO
O óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Os óxidos constituem um grande grupo na química, pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).
Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos, pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.
Óxidos Ácidos ou
Anidridos
Óxidos Neutros ou Indiferentes
Definição
Óxidos Anfóteros
Definição
Alguns dos ânions formados são:
Óxidos Duplos ou Mistos
Definição
ÁCIDOS
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
SAIS
Propriedades dos sais
CONCLUSÃO
BIBLIOGRAFIA
Introdução. 1
Objectivos. 1
QUÍMICA INORGÂNICA.. 2
ÓXIDO.. 2
Óxidos Ácidos ou Anidridos. 2
Óxidos Básicos. 3
Óxidos Neutros ou Indiferentes. 4
Óxidos Anfóteros. 4
Óxidos Duplos ou Mistos. 5
ÁCIDOS. 6
Conceito de Arrhenius. 7
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS. 7
SAIS. 8
Propriedades dos sais. 9
Conclusão. 10
Bibliografia. 11
Introdução
De um forma clara e objectiva para facilitar o estudo da
Química Inorgânica , as substâncias são divididas
em grupos ou funções químicas, isto é, na Química há um ramo que estuda os
elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem o carbono
coordenados em cadeias, este ramo denomina-se Química Inorgânica.
E assim, Ela investiga as suas estruturas, propriedades e
a explicação do mecanismo de suas reações e transformações. entrtanto, este
trabalho aborda um tema que diz respeito a química inorgânica, onde no seio do
mesmo irá falar-se exaustivamente dos ácidos, óxidos, sais e bases.
Objectivos
Objectivo Geral:
- Demonstrar as funções da Química inorganica
Objectivos específicos:
- Indicar as reacções dos Óxidos, Bases, Ácidos e Sais
- Apresentar a classificação dos ácidos
Metodologia
Para realização deste trabalho recorreu a várias referências Bibliográficas, onde houve a discussão da matéria que diz respeito ao tema “Química Inorgânica”; fichas de apoio e a internet.
QUÍMICA INORGÂNICA
Química
inorgânica ou química mineral é o ramo da química que estuda os elementos
químicos e as substâncias da natureza que não possuem o carbono coordenados em
cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do
mecanismo de suas reações e transformações. Os materiais inorgânicos
compreendem cerca de 95% das substâncias existentes no planeta Terra.
As
chamadas "substâncias inorgânicas" que servem de foco de estudo para
a química inorgânica, são divididos em 4 grupos denominados como "funções
inorgânicas". São eles:
- Ácidos
- Bases ou hidróxidos
- Sais
- Óxidos
ÓXIDO
O óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Os óxidos constituem um grande grupo na química, pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).
Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos, pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.
Óxidos Ácidos ou
Anidridos
Definição
São
óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal . Possuem estrutura
molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro
elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são
chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:
- CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico;
- SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso;
- SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico;
- Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso;
- Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico;
- SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico;
- MnO3 óxido de manganês IV ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico.
Reações
Reagem
com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água
(neutralizando a base).
Exemplos:
- SO3 + H2O H2SO4
- P2O5 + 3H2O 2H3PO4
- N2O3 + H2O 2HNO2
- CO2 + H2O H2CO3
- SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O
- P2O5 + 6LiOH 2Li3PO4 + 3H2O
- N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O
- CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O
Óxidos Básicos Definição
São
óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de
oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos
anfóteros).2 1 Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais
alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica
devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o
oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico
sólido.
Alguns exemplos:
- Na2O - óxido de Sódio
- CaO - óxido de cálcio (cal viva)
- BaO - óxido de bário (barita)
- CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
- Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
- FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso).
Reações
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando
sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a
dar a nomenclatura dos elementos.
Exemplos:
- Na2O + H2O 2NaOH
- K2O + H2O 2KOH³
- CaO + H2O Ca(OH)2
- FeO + H2O Fe(OH)2
- Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O
- Cu2O + 2HCl 2CuCl + H2O
- CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O
- 3FeO + 2H3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O
Óxidos Neutros ou Indiferentes
Definição
São
óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com
água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido
ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados
ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns
exemplos:
- CO óxido de carbono II
- NO óxido de nitrogênio II
- N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso H2O
Definição
São
óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação
igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases,
fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os
óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como
básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do
caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu
elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter
básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais
alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica
ou molecular.
Alguns exemplos:
- SnO óxido de estanho II
- SnO2 óxido de estanho IV
- Fe2O3 óxido de ferro III
- ZnO óxido de zinco
- Al2O3 óxido de alumínio
Observação: Os óxidos de Pb,
Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados
como óxidos anfóteros.
- Reações
- Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:
- ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O
- ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O
- Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O
- Al2O3 + 2NaOH² 2NaAlO2 + H2O
- ZnO2−2 zincato
- AlO2- aluminato
- SnO2−2 estanito
- SnO3−2 estanato
- PbO2−2 plumbito
- PbO3−2 plumbato
- AsO3−3 arsenito
- AsO4−3 arseniato
Definição
São aqueles que originam dois
sais ao serem aquecidos.
Quando
se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais
de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4,
Pb3O4, Mn3O4
Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl
----> 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2 O
Nomenclatura
Óxidos de metais
Óxido de [Nome do Metal], caso
o cátion apresente somente uma carga
Ø Na2O Óxido de
sódio
Ø ZnO Óxido de zinco
Ø Al2O3 Óxido de
alumínio
Caso o elemento apresente mais
de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do
elemento] + carga do elemento.
- Fe2O3 Óxido de ferro III
- SnO2 Óxido de estanho IV
Pode-se também fazer uso dos
sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar
duas cargas.
- Fe2O3 Óxido férrico
- FeO Óxido ferroso
- Cu2O Óxido cuproso
- CuO Óxido cúprico
- SnO Óxido estanoso
- SnO2 Óxido estânico
Óxidos de
ametais
[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do
Ametal]
SO3 Trióxido de
(Mono) Enxofre
N2O5 Pentóxido de
Dinitrogênio
Óxidos ácidos
ou anidridos
Anidrido [Nome do Elemento] + se noqui = (+1 e +2)
prefixo HIPO + sufixo OSO
Exemplo: Anidrido Hipoiodoso I2O
NOX do Iodo = +1
Anidrido [Nome do Elemento] + se noqui = (+3 e +4) +
sufixo OSO
Exemplo: Anidrido Iodoso
I2O3 NOX do Iodo = +3
Mas se ele for das famílias 3A e 4A sua nomenclatura
será: Anidrido [Nome do Elemento] + se for da fami.(3A e 4A) +sufixo ICO
Exemplo: Anidrido CarbonICO Família 4A
Anidrido [Nome do Elemento] + se noqui = (+5 e +6) +
sufixo ICO
Exemplo: Anidrido Iódico
I2O5 NOX do Iodo = +5
Anidrido [Nome do Elemento] + se noqui = (+7) prefixo
HIPER/PER + sufixo ICO
Exemplo: Anidrido Periódico I2O7
NOX do Iodo = +7
- SO3 Anidrido Sulfúrico
- SO2 Anidrido Sulfuroso
Exceção:
- CO2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico
ÁCIDOS
Ácido,
no âmbito da química, pode se referir a um composto capaz de transferir Íons
(H+) numa reacção química (vide Ácido de Brønsted), podendo assim diminuir o pH
duma solução aquosa, ou a um composto capaz de formar ligações covalentes (vide
Ácido de Lewis) com um par de eléctrons. As bases são os análogos opostos aos
ácidos.
Antigamente
entendia-se por ácidas as substâncias que simplesmente possuíam sabor azedo
(vide outras definições).
Conceito de Arrhenius
Segundo o químico sueco Arrhenius (1887), um ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa, sofre ionização e produz como único cátion, o íon H+.2 Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monopróticos: são ácidos que podem liberar apenas um átomo de
hidrogênio (em forma de próton, cátion de hidrogênio ou H+) de sua estrutura em
solução aquosa. Ex.: HCl, HNO3, H3PO2 (libera 1xH+);
Dipróticos: podem liberar dois átomos de hidrogênio de sua
estrutura em solução aquosa, Ex.: H2Cr2O7, H2MnO4, H2S, H2SO4, H3PO3 (libera
2xH+);
Tripróticos: podem liberar três átomos de hidrogênio de
sua estrutura em solução aquosa, Ex.: H3PO4.
Quanto ao
número de grupos funcionais (H+)
Monácidos: possuem um íon H+ por molécula. Ex.: HCl, HNO3, HClO4,
etc;
Diácidos: possuem dois íons H+ por molécula. Ex.: H2S, H2CO3,
H2SO4, etc;
Triácidos: possuem três íons H+ por molécula. Ex.: H3BO3, H3PO4,
H3SO4, etc;
Tetrácidos: possuem quatro íons H+ por molécula. Ex.: H4P2O7,
H4SiO4, etc.
Quanto à
presença de oxigênio
Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA);
Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: HnAO).
Quanto à volatilidade
Fixos, ex.: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis, ex.: HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre
outros.
Quanto à força
(pKa)
A força de um ácido depende da sua constante de acidez
(Ka). Esta exprime uma noção do grau de ionização dos ácidos em solução, em
dependência da concentração apresentada. Quanto maior o valor de pKa de um
ácido, mais fraco ele é. Sendo assim um ácido pode ser considerado:
Muito Forte: Se o valor de pKa é menor que -0,358 (HCl,
HBr, HI);
Forte a Semiforte (Moderado): Possuem um valor de pKa de
±0,359 (HF);
Fraco: Valor de pKa maior que 8.8
Quanto ao grau
de hidratação
Orto: represente um ácido hidratado, p. ex.: H3PO4 (Ácido
Fosfórico); representa formalmente H2PO2•1·H2O
Meta: represente um ácido menos uma molécula de água:
H3PO4 → H2O + HPO3 (Ácido Metafosfórico)
Piro: represente um ácido que perdeu duas moléculas de
água: 2·H3PO4 → 2·H2O + H4P2O7 (Ácido Pirofosfórico)
BASES OU
HIDRÓXIDOS
Classificação
Quanto ao número de hidroxilas
Monobases
( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH, AgOH
Dibases
( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2, NiOH2
Tribases
( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3
Tetrabases
( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4, Mn(OH)4
Quanto ao grau
de dissociação
Bases fortes: São as que dissociam muito.14 Em geral os
metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da
tabela periódica). Porém, o hidróxido de berílio e o hidróxido de magnésio são
bases fracas.
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e
o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.
Quanto à
solubilidade em água
Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos
são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma
base fraca, é solúvel.
Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais
alcalino-terrosos em geral. (Exceto o hidróxido de magnésio, que é praticamente
insolúvel).
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma
parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é
insignificante em relação ao volume total.
SAIS
Em
química, um sal é um composto que em água se dissocia num cátion diferente de
H+ e um ânion diferente de OH- 1. Eles são tipicamente o produto de uma reação
química entre:
Uma base e um ácido: forma-se
um sal e água. Por exemplo:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por
exemplo:
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por
exemplo:
CO2 + CaO → CaCO3
Nomenclatura
Um
sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem,
por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido
que lhes dá origem. O nome de um sal normal deriva dos nomes do ácido e da base
que lhes dão origem. Para um sal ser nomeado, é suficiente alterar a terminação
do nome do ácido correspondente conforme tabela:
|
Usando a regra do número de oxidação
A
terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:
|
Nome
do ácido
|
Número
de oxidação
|
Ânion
(átomo central)
|
|
hipo...oso
|
+1,+2
|
hipo...ito
|
|
...oso
|
+3,
+4
|
...ito
|
|
...ico
|
+5,
+6
|
...ato
|
|
per...ico
|
+7
|
per...ato
|
Propriedades dos sais
Muitos
sais são sólidos à temperatura ambiente apresentando elevado ponto de fusão.
Alguns sais são bastante duros e todos são quebradiços, pois são sólidos
cristalinos.
Muitos
sais são solúveis em água e insolúvel em solventes orgânicos.
Os
chamados sais neutros não alteram o pH de uma solução, o cloreto de sódio é o
melhor exemplo deste tipo de sal. Outros sais podem levantar ou baixar o pH de
uma solução, dependendo da de sua acidez ou alcalinidade.
Cristais
de sal secos são isolantes elétricos. Sais em soluções aquosas ou fundidos são
condutores de corrente elétrica.
CONCLUSÃO
Terminado o trabalho conclui – se que milhões de
compostos inorgânicos estão muito presentes em nosso quotidiano, no veneno das
abelhas, nos pigmentos das tintas, nas frutas, pães e bolos que comemos, nas
lindas pérolas, nos produtos de limpeza e higiene, em fertilizantes, no sal de
cozinha, nos antiácidos, no gesso que colocamos quando quebramos a perna, nos
gases da atmosfera, nas baterias dos carros, e a lista é infindável, em suma, os
materiais inorgânicos compreendem cerca de 95% das substâncias existentes no
planeta Terra.
Os óxidos constituem um grande grupo na química, pois a
maioria dos elementos químicos formam óxidos.
BIBLIOGRAFIA
- João Urbesco e Edgard Salvador Química I - Química Geral 11ª edição Editora Saraiva;
- Lee, J. D, Química Inorgânica Não Tão Concisa, Ed. Edgard Bjuncher LTDA. São Paulo, SP, 2006. Sais;
- Martínez Lorenzo, Antonio (1997). Formulação Química, IUPAC. Editorial Bruño.
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