Inorganica reacoes-e-funcoes

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  • 1. INORGÂNICA1. Tabela de Cátions e ânionsDenomina-se grupo funcional um átomo, íon (cátion ou ânion),agrupamentos de átomos ou íons, responsáveis pelas semelhanças naspropriedades químicas de uma série de compostos químicos diferentes. Osprincipais grupos funcionais da química inorgânica são: ácidos, bases(hidróxidos), sais, óxidos, peróxidos, super (ou poli)óxidos, hidretos e carbetos.Como os compostos pertencentes a esses grupos funcionais são iônicos oucapazes de formar íons, é importante conhecer os principais cátions e ânionsdescritos em tabelas do gênero. Podemos determinar o nome dos cátions comfacilidade devido à maioria deles ser idêntico ao nome do metal que doaelétrons. No caso de metais com número oxidação variável, adicionamos aonome do metal o Nox do cátion. Já os principais cátions não metálicos são tãopoucos que vale a pena decorar: H3O+(ou H+) é o hidrônio e o NH4+é oamônio. Sabendo que os prefixos relativos à hidratação do ânion (orto, piro...)são opcionais, podemos determinar uma regra de Nox para a nomenclatura deânions:Nox doelementocentralPrefixo Sufixo Exemplo<3 HIPO ITO hipoclorito = (ClO)-+3 OU +4 ITO clorito = (ClO2)-+5 OU +6 ATO clorato = (ClO3)-+7 PER ATO perclorato = (ClO4)-Essa regra é “furada” para alguns poucos casos como o carbonito, quena verdade é carbonato e para o borito, que na verdade é borato – brm comopara complexos metálicos. Mesmo com essas limitações ela é muito práticapara as exigências em nível de ensino médio. Ainda devemos salientar que osânions de elementos isolados recebem o sufixo ETO (cloreto), e os íonsdesoxigenados complexos são poucos e podem ser decorados: cianeto = CN-;isocianeto = NC-; amideto = NH2-; azotetoN3-; hexacianoferrato(III) =[Fe(CN)6]3-e hexacianoferrato(II) = [Fe(CN)6]4-. Além destes temos os quetiveram uma valência anulada por um hidrogênio, que são os monohidrogeno...,também chamados de bi..., e os que tiveram um oxigênio substituído por umenxofre, os tio..., e outros realmente estranhos como o cloroaurato AuCl4-.Ainda temos íons como o fulminato = ONC-e os íons orgânicos acetato eformiato que podem aparecer por acaso.2. Características dos Grupos FuncionaisO quadro a seguir fornece um panorama dos principais gruposfuncionais da química inorgânica. Os conceitos de ácido e base estãodeterminados segundo Arrhenius, simplificando seu entendimento em nível dequímica inorgânica, no tocante ao estudo físico-químico de soluções aquosas.Mais adiante se torna útil o conhecimento de conceitos mais modernos deácidos e bases para que a química orgânica seja esplanada de forma maiscompleta.
  • 2. Função Definição e exemplos PropriedadesÁcidos São soluções aquosas iônicas quepossuem como único cátion e hidrônio,formado pela reação entre a água edeterminados compostos covalentes.Exemplos:conduzem corrente elétrica,possuem sabor azedo emantêm incolor umasolução de fenolftaleína.Bases São compostos capazes de sedissociarem na água liberando íons,mesmo que muito poucos, dos quais oúnico ânion é o hidróxido.Exemplos:Só conduzem correnteelétrica as bases de metaisalcalinos e alcalino-terrosos.Possuem sabor adstringentee mudam de cor a soluçãode fenolftaleína para umvermelho róseo.Sais São compostos capazes de sedissociarem na água liberando íons,mesmo que muito poucos, dos quaispelo menos um cátion é diferente dohidrônio e um ânion é diferente dohidróxido.Exemplos:Só os saispredominantemente iônicosconduzem corrente elétricana fase líquida, ou quandodissolvidos na água.Possuem sabor salgado emantêm ou mudam a cor dasolução de fenolftaleínaconforme o caráter, ácido oubásico que possuam.Óxidos São compostos binários, onde ooxigênio é o elemento maiseletronegativo e apresenta Nox = -2.Exemplos:Os óxidos de caráter iônicoconduzem corrente elétricana fase líquida. Comexceção do CO, NO e NO2,que são neutros, podemmanter ou mudar a cor deuma solução defenolftaleína conformereajam com água formandoácido ou base.Peróxidos São compostos binários formados pelooxigênio ligado a metais alcalinos,alcalino terrosos ou prata ou zinco,onde o oxigênio apresenta Nox = -1.Exemplos:A água oxigenada é o únicomolecular e se decompõeem meio básico em água eoxigênio. Os demais sãoiônicos, reagem com águaproduzindo base e águaoxigenada e com ácidoproduzindo sal e águaoxigenada.Superóxidos São compostos binários formados pelooxigênio e metais alcalino ou alcalinoterrosos, onde o oxigênio possui Noxmédio = -1/2.Exemplos:São extremamenteinstáveis. Reagem comágua produzindo base, águaoxigenada e oxigênio.Reagem com ácidoproduzindo sal, águaoxigenada e oxigênio.
  • 3. Hidretos São compostos que possuem ohidrogênio como elemento maiseletronegativo.Exemplos:Os hidretos metálicos sãoinstáveis. Reagem comágua de modo violentoproduzindo base e gáshidrogênio. Os hidretosmoleculares são estáveis etóxicos.Carbetos São compostos onde o carbono seapresenta em uma das seguintesestruturas: metaneto ( C4-) ou acetileto(C22-).Exemplos:Os carbetos de cálcio ealumínio reagem com águaproduzindo base e etino(acetileno) ou metano,respectivamente. O carbetode silício substitui odiamante em aplicaçõesindustriais.3. Características Gerais dos ÁcidosCaracterísticas Definição ExemplosNomenclatura Ácido + nome do ânion com terminação:trocada de eto para ÍDRICO;trocada de ato para ICO;trocada de ito para OSO.Presença deoxigênioOxiácidos possuem oxigênio nafórmula.Hidrácidos não possuem oxigênio nafórmula.Grau deionizaçãoFortes: >50% ou R>2;Semifortes: 5%< <50% ou R<2;Fracos: <5% ou R<2;Onde R = y - x para HxEzOy .Para efeito de cálculo de pH de soluçãotampão, podemos considerar queoxiácido com Nox do elemento central> +5 é forte, o restante é fraco; e sãofortes os hidrácidos de cloro, bromo eiodo. O restante pode se considerarfraco.Ponto deebuliçãoPE alto - ácidos fixos;PE baixo - ácidos voláteis.Estabilidade Nas condições ambiente consideramosque estáveis são os ácido que nãosofrem decomposição.É bom salientar que só são ionizáveis os hidrogênios que estão ligados aooxigênio, no caso dos oxiácidos.
  • 4. 4. Características Gerais das BasesCaracterísticas Definição ExemplosNomenclatura Hidróxido de + nome do cátion.Solubilidadeem águaSão solúveis as bases de metal alcalino ou deamônio. As de metais alcalino terrosos são poucosolúveis e o restante é praticamente insolúvel.Força da baseou grau dedissociaçãoSão fortes as bases de metais alcalinos.Semifortes as bases de metal alcalino terroso1.As demais são fracas e o hidróxido de amônio éinstável.5. Características Gerais dos SaisOs sais são formados pela reação de salificação, também chamada deneutralização entre base e ácido. Estas reações ocorrem em qualquer condiçãoe podem ser total, parcial do ácido, parcial da base ou ainda com a formaçãode sais duplos quanto ao cátion ou sais duplos quanto ao ânion. Como nosrespectivos exemplos:3 H2SO4(aq) + 2 Al(OH)3(aq) Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(l)H2SO4(aq) + NaOH(aq) NaHSO4(aq) + H2O(l)HCl(aq) + Al(OH)3(aq) Al(OH)2Cl(aq) + H2O(l)HCl(aq) + HBr(aq) + Mg(OH)2(aq) MgClBr(aq) + 2H2O(l)H2SO4(aq)+ NaOH + KOH(aq) NaKSO4(aq) + 2H2O(l)As principais características dos sais são as seguintes:Características Definição ExemplosQuanto ànomenclaturaNome do(s) ânion(s) + nome do(s) cátion(s).Quanto aocaráter emsoluçãoaquosaSeu caráter depende dos ânions que o formam.Sabendo que o cátion vem da base e o ânion vem doácido, podemos deduzir que:sal ácido: formado por ácido forte e base fraca;sal básico: formado por base forte e ácido fraco;sal neutro: formado por ambos fracos, ou por ambosfortes;Solubilidadeem águaDe modo geral são solúveis os sais de cátion demetal alcalino, metal alcalino terroso e amônio etambém os sais que contêm ânions nitrato ehalogenetos (menos os de prata e cobremonovalentes e de chumbo bivalente). O restante épouco solúvel, ou praticamente insolúvel.1Atualmente considera-se forte uma base de metal alcalino – o conceito mais atual separa totalmente aquestão da solubilidade da questão da força.
  • 5. As reações ditas de dupla troca ocorrem entre sal e ácido ou sal e base,desde que respeitem uma das condições a seguir: um dos produtos obtidos deve ser (sal ou base) praticamenteinsolúvel; um dos produtos obtidos deve ser (ácido ou base) maisinstável ou volátil que o reagente; o ácido obtido no produto deve ser mais fraco que o ácido doreagente.6. Características Gerais dos ÓxidosEstão na tabela abaixo.Óxidos iônicos Óxidos covalentes ExemplosNome Óxido de + nome docátion.Óxido de + prefixo dequantidade + nome doelemento.Caráter Básico. Ácido (anidrido).Reações Reagem com águaproduzindo base ereagem com ácidoproduzindo sal e água.Reagem com águaproduzindo ácido ereagem com baseproduzindo sal e água.Além dos óxidos do quadro, existem óxidos neutros (inertes) eanfóteros. óxidos neutros (inertes) não reagem com água, nemcom base e nem com ácido; São eles: N2O, NO e CO. óxidos anfóteros reagem com água formando base,reagem com base como se fossem ácidos formando sale água, e reagem com ácido como se fossem basesformando sal e água. Os mais conhecidos são os de Al,Zn, Sn, Pb e semimetais.7. Reações EspecíficasAs reações de deslocamento podem ocorrer entre metais e ametais. Ummetal pode deslocar o hidrogênio de um ácido, ou o cátion de outro composto,no caso de ser mais eletropositivo do que o hidrogênio e/ou cátion. Umametal na forma de substância simples, quando eletronegativo o suficiente,pode deslocar o ânion de outro composto.Estes tipos de reação sempre deslocam elétrons, e por isso são muito usadasna fabricação de pilhas. Ainda se destacam reações de decomposição térmicaque podem ocorrer com certos sais oxigenados que geram gás quandoaquecidos.
  • 6. 8. Outros Conceitos de Ácido e BaseQuando um composto não está dissolvido em água, ou não possuihidrogênio, ou hidróxido, não é possível determinar sua natureza ácida oubásica, segundo os conceitos de Arrhenius. Algumas teorias mais atuaisampliaram esses conceitos, sanando os casos citados acima.Teoria Protônica de Brönsted e Lowry Eletrônica de LewisÁcido Ácido é toda a espécie química, íonou molécula, capaz de doar umpróton (H+);Ácido é toda a espécie química, íonou molécula, capaz de aceitar umpar de elétrons através de umaligação covalente coordenada(dativa);Base Base é toda a espécie química, íonou molécula, capaz de aceitar umpróton (H+).Base é toda a espécie química, íonou molécula, capaz de oferecer umpar de elétrons através de umaligação covalente coordenada.Exemplos HCl + NH3 NH4++ Cl-ácido forte base forte ácido fracobase fracaNH3 +CO32-NH21-+HCO31-ácido fraco base fraca baseforte ácido forteBF3 + NH3 F3BNH3ácido baseTodo ácido de Brönsted/Lowry possui uma base conjugada, bem comotoda a base possui um ácido conjugado. A diferença entre o par ácido e baseconjugados é justamente o próton (H+). Quanto mais forte for o ácido, maisfraca será a base conjugada e vice-versa. As reações segundo este conceitosão reversíveis, porém se deslocam naturalmente no sentido da formação deácido e base mais fracos. E as substâncias que podem se comportar de umaforma e outra (ácido ou base) de acordo com a situação são denominadasanfitrópicas. Exemplo: amônia. Na química orgânica é comum o uso doconceito de Brönsted/Lowry, inclusive com a nomenclatura eletrófilo (para osácidos) e nucleófilo (para as bases).9. Reações com Transferência de ElétronsAlgumas reações ocorrem sem a transferência de elétrons entre osátomos e/ou íons das substâncias participantes, como por exemplo a reação deneutralização. Isso pode ser constatado através do Nox dos elementosparticipantes da reação antes, e depois da mesma ocorrer. Outras reaçõescomo as de deslocamento ocorrem com transferência de elétrons, e isso setorna evidente com o mesmo teste de conferência do Nox de cada elementoantes e depois da reação, são as chamadas reações de óxido - redução.Sobre elas é importante saber que:
  • 7. Definição ExemplosSofreoxidaçãoA espécie química, átomo ou íon,que cede elétrons na reação;AgenteredutorA substância que no início dareação continha a espécie químicaque sofreu oxidação, portanto, quereduziu a outra espécie química;SofrereduçãoA espécie química, átomo ou íon,que recebe elétrons na reação;AgenteoxidanteA substância que no início dareação continha a espécie químicaque sofreu redução, portanto, queoxidou a outra espécie química.Parece óbvio que devemos calcular o Nox de cada elemento participanteda reação para podermos identificar cada agente de óxido - redução da reação,para esse fim podemos nos valer do seguinte quadro.Elementos Situação Nox ExemplosMetaisalcalinosEm todos os compostos; +1MetaisalcalinoterrososEm todos os compostos; +2Ag Em todos os compostos; +1Zn Em todos os compostos; +2Al Em todos os compostos; +3S Quando for o elemento mais eletronegativodo composto;-2F, Cl, Br e I Quando for o elemento mais eletronegativodo composto;-1H Quando for o elemento mais eletronegativodo composto;-1H Quando for o elemento menos eletronegativodo composto;+1O Em todas as substâncias compostas quenão se enquadram nos casos abaixo;-2O Em peróxidos; -1O Em superóxidos; -1/2O Em fluoretos. +1ou+2Além deste quadro, devemos seguir as seguintes regras:
  • 8. Cálculo do Nox ExemplosSubstânciasimplesO Nox dos elementos formadoresde uma substância simples sempreeqüivalem a zero;ÍonsimplesO Nox de um íon simples sempreeqüivale à carga do íon;SubstânciacompostaO somatório dos Nox de todos osátomos de todos os elementos queformam a substância eqüivale azero;ÍoncompostoO somatório dos Nox de todos osátomos de todos os elementos queformam o íon eqüivale à carga doíon.10. Balanceamento de EquaçõesDevemos ter em mente que em uma reação química os átomos não sãodestruídos ou criados do nada, isso inclui os elétrons, que apesar detransferidos de uma espécie química para outra, se conservam. Podemosafirmar que o número total de elétrons perdidos pelo redutor é igual ao númerototal de elétrons recebidos pelo oxidante. Deste modo podemos criar umadependência entre o número de átomos de uma substância e outra e seusrespectivos números de elétrons, e conseqüentemente, balancear a equaçãobaseados na conservação da matéria.