Funções químicas inorgânicas
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O documento apresenta as principais funções químicas inorgânicas, incluindo ácidos, bases, sais e óxidos. Detalha suas propriedades químicas, exemplos e reações, como a neutralização entre ácidos e bases formando sais. A escala de pH é explicada para medir a acidez e basicidade das substâncias.
Funções químicas inorgânicas
- 1. TÓPICOS PARA A AULA DE QUÍMICA Funções Químicas Inorgânicas Professora Daniela Bibliografia: Companhia das Ciências 9 Editora Saraiva
- 2. FUNÇÕES QUÍMICAS É um conjunto de substâncias químicas que apresentam propriedades químicas semelhantes, por possuírem semelhanças estruturais. Inclusive, numa reação química terão comportamento semelhante, porque apresentam uma característica estrutural comum.
- 3. ÁCIDOS • Podem ser identificados por meio de substâncias que mudam de cor na sua presença: os indicadores. • Na escala de pH, os ácidos estão inferiores a 7; quanto menor o pH, mais ácida é a solução. • Quando dissolvidos em água, originam um único tipo de cátion o H+ (cátion de hidrogênio) e diferentes tipos de ânions, dependendo do ácido.
- 4. EXEMPLOS DE ÁCIDOS • Ácido clorídrico – HCl – secretado no estômago; HCl ---água--->H+ + Cl- • Ácido Sulfúrico – H2SO4 – bateria dos automóveis; • Ácido Fluorídrico – HF – corrói, usado para marcar vidros; • Ácido Cianídrico – HCN – liberado pelas folhas de mandioca, tóxico, usado em câmaras de gás; • Ácido Sulfídrico – H2S – fabricação de fertilizantes, velas, corantes ; • Ácido Nítrico – HNO3 – fabricação de explosivos; • Ácido acético – H3CCOOH – fabricação de vinagre; • Ácido Carbônico H2CO3 – constituinte dos refrigerantes; • Ácido fosfórico – H3PO4 – fabricação de vidro, fertilizantes e refrigerantes do tipo cola;
- 5. BASES • Podem ser identificadas por meio de substâncias que mudam de cor na sua presença: os indicadores. • Na escala de pH, as bases estão superiores a 7; quanto maior o pH, mais básica é a solução. • Quando dissolvidas em água, originam um único tipo de ânion, o OH- (ânion hidroxila) e diferentes tipos de cátions, dependendo da base.
- 6. EXEMPLOS DE BASES • Hidróxido de sódio – NaOH – fabricação de sabão; NaOH ---água---> Na+ + OH- • Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – fabricação de leite de magnésia; • Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 – pinturas a cal e argamassa; • Hidróxido de amônio – NH4OH – fertilizantes e produtos de limpeza;
- 7. INDICADORES Os indicadores são substâncias que mudam de cor em função de o meio ser ácido ou básico. Para medir essas concentrações foi criada uma escala numérica conhecida com o nome de pH, cujos valores variam de 0 a 14, a 25°C. pH > 7 substância básica pH = 7 substância neutra pH < 7 substância ácida
- 8. SAIS • Todos os sais são compostos iônicos formados por cátions e ânions, e são sólidos nas condições ambientes; • São substâncias que quando dissolvidas em água originam pelo menos um cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-.
- 9. EXEMPLOS DE SAIS • Cloreto de sódio – NaCl – sal de cozinha; NaCl ---água---> Na+ + Cl- • Nitrato de sódio – NaNO3 – fabricação de fertilizante e pólvora; • Carbonato de cálcio – CaCO3 – constitui o calcário e o mármore, abrasivos em creme dentais; • Carbonato de sódio – Na2CO3 – fabricação do vidro; • Bicarbonato de sódio – NaHCO3 – fabricação de fermentos químicos e remédios efervescentes; • Sulfato de cálcio – CaSO4 – gesso de medicina, e giz escolar; • Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2 – componente dos ossos; • Hipoclorito de sódio – NaClO – alvejantes, e antissépticos hospitalares; • Sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 – flocante, ajuda no processo de limpeza da água
- 10. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO • Os sais podem ser obtidos reagindo um ácido com uma base. • Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre uma reação entre essas substâncias, chamada reação de neutralização e, consequentemente, forma-se um sal. • Qualquer ácido neutraliza qualquer base e vice-versa. • A reação de neutralização ocorre quanto o íon H+ proveniente do ácido reage com o íon OH- proveniente da base formando água. 1 H+ + 1 OH- ----> 1 H2O
- 11. ÓXIDOS • São formados sempre por dois elementos, sendo um deles, obrigatoriamente, o oxigênio; • Na fórmula molecular o oxigênio é sempre o último posicionado; • Quando o oxigênio se combina com um ametal, ele origina óxidos moleculares e recebe nomenclatura específica. Prefixo que indica óxido de Prefixo que indica a nome do quantidade de oxigênio + quantidade do outro elemento + elemento (mono, di, tri...) (di, tri, tetra, ...) Exemplos: Monóxido de carbono – CO Trióxido de enxofre – SO3 Dióxido de carbono – CO2 Heptóxido de dicloro – Cl2O7
- 12. Tipos de Óxidos • Óxidos básicos – quando reagem com ága produzem bases. Na2O + H2O ----> 2 NaOH Óxido de sódio Hidróxido de sódio • Óxidos ácidos – quando reagem com água produzem ácidos. CO2 + H2O ----> H2CO3 Dióxido de Ácido carbônico carbono
- 13. EXEMPLOS DE ÓXIDOS • Óxido de cálcio – CaO – correção de acidez do solo; • Óxido de magnésio – MgO – leite de magnésia; • Dióxido de carbono – CO2 – gelo-seco;