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Funções Químicas Prof. Busato

Química


Objetivo  Útil discernimento dos problemas da sociedade;

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No livro: Unidade 6, pag. 275

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(s)

HCl (aq) – ácido clorídrico (líquido incolor) NaHCO3 (s) – bicarbonato de sódio (sólido branco) NaCl (aq) – cloreto de sódio (líquido incolor) H2O (l) – água (líquido incolor) CO2 – dióxido de carbono (gás incolor)

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Funções Químicas • Orgânicas • Inorgânicas – – – –

Ácidos Bases Sais Óxidos

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Funções químicas Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções:

Ácidos Bases Sais Óxidos

Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante. Prof. Busato

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Covalente

I么nica

Na Cl +

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12

-

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IONIZAÇÃO X DISSOCIAÇÃO IONIZAÇÃO NaCl(s) + H2O(l) 

DISSOCIAÇÃO HCl(s) + H2O(l) 

Na+(aq) + Cl-(aq)

H3O+(aq) + Cl-(aq)

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Ácidos Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido

HCl + H2O → H3O+ + ClH2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-

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H3PO4 + 3H2O → 3H3O+ + PO43-

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Hidrogênios ionizáveis Os hidrogênios que produzem H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido. Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções: H3PO3 + 2H2O → 2H3O+ + HPO32- → apenas 2H+ H3PO2 + H2O → H3O+ + H2PO21- → apenas 1H+

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Classificação dos Ácidos Quanto a presença ou ausência de Carboxila (COOH) Orgânicos

(CH3-COOH, HOOC-COOH)

Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN) Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos

(HCl, H2S, HBr)

Oxiácidos

(H2SO4, H3PO4, HClO4)

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Classificação dos Ácidos Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quaternário (H4[Fe(CN)6]) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) Diácidos

(H2SO4, H2S, H3PO3)

Triácidos

(H3PO4, H3BO3, H3BO2)

Tetrácidos

(H4P2O7)

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Quanto ao Grau de Ionização (α ) Ácidos fracos: 0< α < 5% Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50% Ácidos fortes : 50% < α < 100% Nº de Mol Ionizados α= Nº Inicial de Mols

Ácido fraco: HClO Ácido moderado: H3PO4 Ácido forte : H2SO4 Prof. Busato

HClO4 Química


Quanto ao Grau de Ionização (α ) Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF *Os demais são fracos!!!

Oxiácidos: HxEOy 0 fraco Ex.: HClO

y-x

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1 moderado Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4

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Nomenclatura Oficial: Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos + ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Radical do Elemento

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oso (- oxigênio)

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Nomenclatura Oxiácidos: Clube dos 6:

+7 Ácido Per.....ico

-H2SO4

Ácido

-HNO3

Ácido +4,+3,+2 .....oso

-H3PO4

+1 Ácido Hipo.....oso

-H2CO3

+1 Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso +7 HClO4 – ác. Perclórico +4 H2SO3 – ác. Sulfuroso Química

-H3BO3 -HClO 3 Prof. Busato

+6,+5

.....ico

Menos Oxigênios


Exemplo: +2 - 2

H2S

Ácido sulfídrico

+2 +4 - 6

H2SO3

Ácido sulfuroso

*Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.

+2 +6 - 8

H2SO4 Prof. Busato

Ácido sulfúrico

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Prefixos Orto, Meta e Piro O prefixo Orto é usado para o Ácido Fundamental; o prefixo meta é usado quando do Ácido orto retira-se 1H2O; o piro é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas Moléculas do orto.

2x - 1 H2O

+3 +5 - 8

H3PO4

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(orto) fosfórico

Ácido

metafosfórico

+1 +5 - 6

HPO3 - 1 H2 O

Ácido

+4 +10 -14

H4P2O7

Ácido

pirofosfórico

+5

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Características gerais dos ácidos

Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água;

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Ácidos importantes: 1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações:

S + O2 → SO2

SO2 + ½O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país. Prof. Busato

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Ácidos importantes: 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano.

*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem.

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Ácidos importantes: 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais , produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH3 CH3 + 3HNO3 → NO2-

-NO2 + 3H2O

TNT NO

2

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*As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica.

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Ácidos importantes: 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)

É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.

*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”.

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Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila).

NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Possuem OH- (direita); Metais; Lig. Iônicas; Sólidas; Fixas.

Al(OH)3 → Al3+ + 3OHProf. Busato

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Bases (exceção) * NH3 + H2O ↔ NH4OH Ametais; Lig. covalentes; Solução aquosa; Volátil.

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Nomenclatura Hidróxido de _________________ Nome do Elemento

NaOH

hidróxido de sódio

Fe(OH)2

hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 hidróxido de ferro III

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Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: NaOH; NH4OH - Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 - Tetrabases:

Pb(OH)4; Sn(OH)4

Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1) e metais alcalinos terrosos (G2). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases. Prof. Busato

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Classificação Quanto à Solubilidade em Água - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (G2). - Insolúveis: todos os demais hidróxidos.

KOH

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Monobase Forte Solúvel

Al(OH)3

Tribase Fraca Insolúvel

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Características gerais das bases

Apresentam sabor caústico; Estriam a matéria orgânica; Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam ácidos formando sal e água;

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Bases importantes: 1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico.

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Bases importantes: 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem). É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.

CaO + H2O → Ca(OH)2

Cal Virgem

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Cal Apagada

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Bases importantes: 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É usada como antiácido estomacal e também como laxante.

Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O *Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis.

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Bases importantes: 4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox) É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .

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Ácidos e bases em equilíbrio químico

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Equilíbrio Químico: Equilíbrio Iônico CH3COOH(aq)  CH3COO- (aq)+ H+(aq)  H+(aq) + NaHCO3(s)  Na+(aq) + H2O(l) + CO2 ↑

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constante de equilíbrio Generalizando: Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

Reação N2 + 3H2  PCl5

Constantes 2NH3 Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3

 PCl3 + Cl2

SO3 + 1/2 O2  2H2 + S2  Prof. Busato

2H2S

SO3

Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2 Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2] Química


Equilíbrio iônico da água Na água líquida, devido às colisões intermoleculares, algumas moléculas de água são quebradas para o equilíbrio:

HOH (l)  H+ (aq)+ OH- (aq) água pura → [H+] = [OH-] Água pura a 25º C Prof. Busato [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 mol/L

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Produto iônico da água (Kw) Considerando o equilíbrio da água:

O valor de Kw pode ser calculado, a 25ºC, pois já conhecemos os valores de [H+] e [OH-] a essa temperatura: Kw = 1,0 . 10-7 . 1,0 . 10-7 A 25ºC: Kw = 1,0 .10-14 Prof. Busato

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pH • Escala de pH – Escala de pOH O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico Sorensen, para facilitar seus no trabalho no controle de qualidade de cervejas. pH = -log [H+] = [OH-] pOH = - log [OH-] Nota: - Quanto mais ácida for a solução, menor será o pH. - Quanto mais básica for a solução, maior será o pH.

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Assim, o pH: a) para água pura: [H+] = [OH-] = 10-7 pH = pOH = - log10(10-7) = - (-7) log 10 = 7 b) para solução ácida: [H+] = 10-3 [OH-] = 10-11 pH = - log10 (10-3) = - (-3) log 10 = 3 pOH = 11 c) para solução básica: [OH-] = 10-1 [H+] = 10-13 pOH = - log10 (10-1) = - (-1) log 10 = 1 pH = 13 Prof. Busato

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Se adicionarmos um ácido na água: [H+] > [OH-] Ex: [H+] = 10-6 ; [OH-] = 10-8 [H+] = 10-3 ; [OH-] = 10-11 * Lembre-se: [H+].[OH-] = constante = 10-14 = Kw Se adicionarmos uma base na água [H+] < [OH-] Ex: [OH-] = 10-1 ; [H+] = 10-13 [OH-] = 100 ; [H+] = 10-14

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Note que: [H+].[OH-] = 10-14 pH + pOH = 14

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INDICADORES • Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons • No equilíbrio HIn  H+ + In- (Indicador ácido) InOH  OH- + In- (Indicador básico) cor da forma cor da forma não ionizada ionizada

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Um indicador ácido-base é...

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Num meio ácido... ... o equilíbrio desloca-se para a

esquerda

e

a

solução

apresenta a cor 1 (da espécie Hind). • Hind  Ind- + H+ Cor 1

Cor 2

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Num meio alcalino...

... o equilíbrio desloca-se para a direita e a solução apresenta a cor 2. Hind  Ind- + H+ Cor 1

Cor 2

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Outros exemplos de indicadores comuns: alaranjado de metila

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Indicadores de pH, Gama de medição: pH 0 - 14

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Potenciômetros As soluções indicadoras podem ser substituídas por potenciômetros e a medida do pH pode ser feita utilizandose eletrodos.

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Equilíbrio do gás carbônico

CO2 (g) + H2O  H2CO3 (aq) -

 H (aq) + HCO3 (aq) +

O que ocorre se o pH do meio (sistema) aumentar ou diminuir? Prof. Busato

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Produto de Solubilidade (Kps) Generalizando: Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

AgCl (aq)  Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1,56 x 10-10 PbI2 (aq)  Pb+ (aq) + 2I- (aq) Kps = 7,1 x 10-9 Ag2S (aq)  2Ag+(aq) + S- (aq) Kps = 1,6 x 10-49 Hg2Cl2(aq)  2Hg+(aq) + 2Cl- (aq) -18 Kps = 1,3 x 10 Prof. Busato

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Calagem: corrigindo a acidez do solo O que é calagem? Incorporação ao solo de certos materiais com o objetivo de corrigir sua acidez!

Solos Ácidos ⇒ pH < 5,5 Prof. Busato

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Calagem: como funciona? Calagem  corrige acidez do solo  pH = 5,5 - 7,0

adiciona OH− Materiais usados na calagem: BASES em água! Ca2+CO32− (s) + Hδ+HO( ) → Ca2+(aq) + HCO3− (aq) + OH− (aq) BASE

ÁCIDO

Ca2+O2− (s) + Hδ+HO(l) → Ca2+(aq) + 2 OH− (aq) Prof. Busato

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DISTÚRBIOS DO EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE NO SANGUE

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O CASO CELOBAR:

Em meados de 2003, a população brasileira acompanhou, alarmada, o noticiário sobre a morte de mais de 20 pessoas após terem ingerido o produto Celobar®, usado para fins de contraste em exames radiológicos. http://www1.folha.uol.com.br/folha/especial/2003/r

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O CASO CELOBAR

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O sulfato de bário (BaSO4) é um sal formado pelo cátion Ba2+ (bário) e pelo ânion poliatômico SO42- (sulfato). É o principal responsável pela formação do mineral barita, que apresenta uma estrutura cristalina ortorrômbica.

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• Inicialmente encontrado na cal, em 1779, por Carl Scheele⇒ muitos compostos de bário, constituindo a principal fonte de obtenção do bário metálico. • A China:a maior reserva de barita do mundo e é a maior produtora também. • Brasil: somente 0,3% das reservas e 1,0% da produção mundial. Prof. Busato

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• A barita é usada para aumentar a densidade dos fluidos de perfuração em poços de petróleo, servindo como um agente selador⇒ insumo de grande importância na indústria de petróleo e gás. • Nas indústrias siderúrgicas, químicas, de papel, de borracha e de plásticos, vários produtos são preparados utilizando os compostos de bário, desde cerâmicas à lubrificantes. Outras aplicações da barita incluem a fabricação de concreto pesado, onde atua como um escudo contra a radiação.

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• Em seu estado puro, o sulfato de bário é um pó fino branco. Ele já foi empregado na produção de cosméticos. Porém, devido a má aderência à pele e transparência insuficiente, caiu em desuso. É usado como um componente do pigmento branco em tintas e em fórmulas pirotécnicas devido à emissão de luz verde quando o bário é queimado. Prof. Busato

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O CASO CELOBAR O CELOBAR: sulfato de bário que é pouquíssimo solúvel (Kps ≈ 1 ×10-10 à 25 oC) em água e (fato importante) não se dissolve mesmo na presença de ácidos, passa pelo aparelho digestivo e é eliminado juntamente com as fezes, sem que quantidade importante de íons bário seja absorvida pelo corpo. 2-

BaSO4 (aq)  Ba (aq) + SO4 (aq) 2+

2+

2-

Kps = [Ba ]x [SO4 ] / [BaSO4 ] Prof. Busato

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O CASO CELOBAR O carbonato de bário é igualmente pouquíssimo solúvel (Kps ≈ 5 × 10-9 à 25 oC) em água e (fato importante), porém, se dissolve na presença de ácidos e libera íons bário que é absorvido pelo corpo.

BaCO3 (aq)  Ba 2+ (aq) + CO3 2- (aq) CO3 2- (aq) + H+ (aq)  HCO3- (aq) + H+ (aq)  H2CO3 (aq)  CO2 (g) + H2O 2+

2-

Kps = [Ba ]x [CO3 ] / [BaCO3 ]

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Sais Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion ≠ de H+ e um ânion ≠ de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação.

Ácido + Base ↔ Sal + Água Salificação

HCl HCl + NaOH NaOH ↔ NaCl + H2O Neutralização Prof. Busato

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Nomenclatura Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido

ídrico ico oso

Sufixo do ânion

eto ato ito

H2SO4 + Ca Ca(OH) (OH)2 ↔ CaSO4 + 2 H2O Sulfato de cálcio (gesso)

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Sais neutros ou normais São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-): H2CO3 + Ca(OH) Ca(OH)2 ↔ 2 NaOH + H2SO4

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CaCO3 + 2 H2O

→ NaSO4 + 2 H2O

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Sais Ácidos e Sais Básicos São obtidos por neutralização parcial (H+ioniz ≠ OH-): H2CO3 + Na NaOH OH ↔ NaHCO3 + H2O Sal ácido ou hidrogenossal HCl + Mg(OH) HCl Mg(OH)2 ↔ Mg(OH)Cl + H2O Sal básico ou hidróxissal Prof. Busato

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Classificação Quanto à Presença de Oxigênio - Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: NaCl , KBr , CaCl2 - Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 - Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6 Prof. Busato

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Classificação Quanto à Presença de Água - Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O - Anidro: KCl; NaCl; CaSO4 Quanto à Natureza - Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 - Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 - Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr Prof. Busato

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Sais importantes: 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal) É um pó branco que perde CO2 com facilidade (efervescência). É usado como antiácido estomacal , fermento químico e nos extintores de incêndio. H CO 2

3

NaHCO3 + H2O → NaOH + H2O+ CO2↑ *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga rançosa.

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Sais importantes: 2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo) É um sólido branco que por aquecimento perde CO2 e produz CaO (calcinação). É usado na fabricação de cimentos(Portland), como corretivo do solo e como fundente em metalurgia. ↑

CaCO3 → CaO + CO2

*Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral (aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore Carrara).

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Sais importantes: 3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile)

É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além de ser um ótimo oxidante para reações químicas. É usado na fabricação de fertilizantes e explosivos.

*Nos Andes era higroscópico.

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utilizado na conservação da carne por ser

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Sais importantes: 4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco)

É um sólido granulado obtido do líquido amoniacal das fábricas de gás. É usado na fabricação de fabricação de pilhas secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na fabricação de tecidos.

*Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas.

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Óxidos Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Fórmula geral dos óxidos:

E

x+

2

O

2X

Exemplos:

CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3

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Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO -monóxido de monocarbono N2O5 -pentóxido de dinitrogênio P2O3 -trióxido de difosforo H2O -monóxido de dihidrogênio Nox fixo(g1e g2)- óxido de elemento Para metais: ∆ Nox - óxido de elemento+valência Na2O -óxido de sódio Al2O3 -óxido de alumínio FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe2O3 -óxido de ferro III (óxido férrico) Prof. Busato

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Classificação •Óxidos Ácidos •Óxidos Básicos •Óxidos Anfóteros •Óxidos Neutros •Óxidos Duplos •Peróxidos Prof. Busato

•Superóxidos Química


Classificação 18

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

Óxidos Ácidos

Óxidos Básicos

Óxidos Anfóteros

OB + H2O → BASE OB + ÁCIDO → SAL + ÁGUA OA + H2O → ÁCIDO OA + BASE → SAL + ÁGUA Prof. Busato

(anidridos)

Nox ≥+4

ÓXIDO DUPLO OU MISTO= Me3O4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS= CO, NO, N2O. PERÓXIDOS= ....O2 H, G1 e G2 SUPERÓXIDOS= ....O4

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Óxidos Básicos (metálicos) São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e reagem com água formando bases e com ácidos formando sal e água. Óxido básico + H2O → base

2NaO + H2O → 2NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2

CaO (cal virgem, cal viva )

Óxido básico + ácido → sal + H2O

MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O Prof. Busato

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Óxidos Ácidos (anidridos) São formados por ametais e reagem com água formando ácidos e com bases formando sal e água. Óxido ácido + H2O → ácido

CO2 + H2O → H2CO3 (gás carbônico) – EFEITO ESTUFA N2O5 + H2O → 2HNO3 SO3 + H2O → H2SO4

“chuva ácida”

Óxido ácido + base → sal + H2O

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O Prof. Busato

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Óxidos Anfóteros (anfipróticos) São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e água. Óxido anfótero + ácido/base → sal + água

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Al2O3 - ZnO ZnO (hipoglós) Al2O3(alumina) Prof. Busato

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Óxidos Neutros (indiferentes) São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com oxigênio.

CO + H2O → Não ocorre reação NO + HCl → Não ocorre reação Óxido Neutro + O2 → Oxidação

CO + ½O2 → CO2

CO - NO Prof. Busato

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Óxidos Duplos (mistos) São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros óxidos.

M3O4

Fe, Pb, Mn FeO + Fe2O3 → Fe3O4 (magnetita ,imã)

Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4 Prof. Busato

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Peróxidos São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1.

M2O2 - MO2 M. Alcalinos

M. Alc. Terrosos

Ex.: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2 H2O2 - Ag. Oxidante e Bactericida Prof. Busato

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Superóxidos (polióxidos) São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = - ½.

M2O4 - MO4 M. Alcalinos

M. Alc. Terrosos

Ex.: Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4

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Óxidos importantes: 1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós) É um sólido branco de caráter anfótero (anfiprótico). É usado na fabricação de cremes dermatológicos, na industria de tintas e na galvanização do ferro.

*A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de sacrifício é chamada de proteção anódica.

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Óxidos importantes: 2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina) É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é extraído por eletrólise o alumínio metálico. Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e nos rubis.

*É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de Coríndon.

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Óxidos importantes: 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada) É uma solução aquosa que se decompõe facilmente em presença de luz (fotólise). É utilizada como agente oxidante e bactericida.

H2O2 → H2O + ½O2 *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para impedir a entrada de luz.

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Química


Óxidos importantes: 4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã) É um sólido escuro que apresenta características ferromagnéticas. É utilizado na fabricação de caixas de som e aparelhos eletrônicos em geral.

FeO + Fe2O3 → Fe3O4 *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido .

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Funções Inorganicas