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Funções Inôrganicas

Gustavooi oiFerreira Silva Química 2º ano Português

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Funções Inôrganicas

O que é?
- Funções inôrganicas: São grupos de substâncias que não apresentam em sua composição o elemento químico carbono como elemento central ou seja estes fazem parte da Química Inôrganica.
As Funções Inôrganicas são dividas nas seguintes funções:
- Ácidos
  - Definição: Ácidos são compostos covalentes, que compartilham elétrons em suas ligações, eles ionicam em água e formam cargas, liberando H+ como único cátion.
    - Funções Inôrganicas
  - Classificação: a classificação dos ácidos é feita de acordo com a quantidade de hidrogênio que são liberadas em solução aquosa e ionizam-se.
    - Monoácidos- Possuem um hisdrogênio ionizável
      - Exemplos: HNO3, HCl e HCN
        Diácidos: Possuem dois hidrogênios ionizáveis
        Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4
        Triácidos: Possuem três hidrogênios ionizáveis
        Exemplos: H3PO4 e H3BO3
        Tetrácidos: possuem quatro hidrogênios iionizáveis
        Exemplos: H4P7O7
    - Força: a força de um ácido é medida a partir de seu grau de ionização Quanto maior o valor de r alfa mais forte é o ácido.
      - A força dos ácidos é medida a partir da equação das moléculas ionizadas dividido pelas moléculas dissolvidas.
        Fortes: possuem grau de inonização maior que 50%
        Exemplos: HCL e HNO3
        Moderados: possuem grau de ionização entre 5% e 50%
        Exemplos: H2SO3 e H3PO4
        Fracos: possuem grau de ionização emnor que 5%
        Exemplos: H2S e HCN
      - Os ácidos podem ou não conter oxigênio e sua composição
        Quando contém são chamados de Oxiácidos
        Quando não contém são chamados de Hidrácidps.
      - Nomenclatura: A fórmula geral de um ácido é drescrita como HxA, onde A representa o ânion que compões e dá nome ao ácido.
        Terminação do ácido
        ídrico- ácido clorídrico
        ico- ácido clórico
        oso- ácido nitroso
        Características dos ácidos
        Possuem sabor azedo
        alteram para uma cor específica os indicadores ácido-base (papel de tornassol azul fica vermelho)
        Hidrólise ácida- ocorre na presença de um ácido mineral em solução aquosa, podendo ser diluída ou concentrada, os principais ácidos utilizados nessa hidrólise são o ácido sulfúrico e o ácido clorídrico.
        Possuem ph >7 (alguns ácidos)
        Conduzem correntes elétricas (são soluções eletrolíticas)
        Costumam ser bem solúveis em água
        Terminação do ânion
        eto- Cloreto
        ato- Clorato
        ito- Nitrito
        Impactos ambientais dos ácidos do meio ambiente
        Chuvas ácidas são fenômenos da natureza muito destrutivos que em sua composição possui como um dos elementos principais alguns ácidos (como o sulfúrico H2SO4), por isso a precaução contra esse fenômeno é importantíssimo (evitar a constante emição de poluentes). Entre os efeitos da chuva ácida pode-se destacar a corrosão de alguns equipamentos, degradação das plantas, solos e lagos (além da morte de seres vivos que residem nesses locais.
        Pode-se afirmar também que a ingestão ou exposição a alguns ácidos causam danos irreversíveis a seres vivos ou até a morte.
        Também percebe-se o descarte de ácidos em locais como rios ou lagos causam a morte de diversos peixes e seres vivos aquáticos.
Bases
- Definição: Bases são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes cátions de metais, que se dissociam na água liberando o ânion hidróxido OH-
  - Classificação: As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução
    - Monobases- possuem apenas uma hidroxila
      - Exemplos: NaOH, KOH e NH4OH
        Dibases: possuem duas hidroxilas
        Ca(OH)2, Fe(OH)2 e Mg(OH)2
        Solubilidade das bases em água
        Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio.
        Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2 e NH4OH.
        Pouco solúveis: bases de metais alcalinos terrosos.
        Exemplos: Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
        Praticamente insolúveis: o restante das bases.
        Exemplos: AgOH e Al(OH)3.
        Nomenclatura: A nomenclatura das bases com carga fixa é dada pela estrutura: Hidróxido de + nome do cátion
        Metais alcalinos
        Metais alcalinos terrosos
        Prata
        Zinco
        Alumínio
        Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)
        Hidróxido de zinco (Zn(OH)2 )
        Hidróxido de prata (AgOH)
        Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)
        Hidróxido de Lítio (LiOH)
        Já a nomenclatura das bases com cargas variáveis e dada pela estrutura: Hidróxido de + nome do cátion + algarismo romano que indica a carga do cátion ou Hidróxido + nome do cátion + ico (maior nox) ou oso (menor nox).
        Cobre
        Cu+
        Hidróxido de cobre I ou hidróxido cuproso (CuOH)
        Cu2+
        Hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico (Cu(OH)2)
        Ferro
        Fe2+
        Hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso (Fe(OH)2 )
        Fe3+
        Hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico (Fe(OH)3)
        Hidrólise das bases
        A hidrólise alcalina ou básica ocorre na presença de uma base ou solução aquosa podendo essas ser concentrada ou diluída . A base é utilizada no lugar da água pois libera OH- e ao final da reação temos como produto um sal e um ácido.
        Impactos que as bases causam:
        Intoxicação seja por ingestão ou exposição (na pele)
        Acidentes com caminhões que transportam soda cáustica que ocorrem perto de rios ou represas onde há o vazamento desse produto, que em contato com a água causa mortandade aos seres vivos que residem no local e a água se torna "tóxica"
        Tetrabases: possuem quatro hidroxilas
        Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4
      - Tribases: possuem três hidroxilas.
        Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3
    - Força: A força da base é medida a partir de seu grau dissociação pois quanto maior for o valor de alfa maior será a força da base, o alfa é medido pelo número de fórmulas unitárias que se dissociaram dividido pelo número de fórmulas unitárias dissolvidas no início.
      - Fortes: possuem um grau de dissociação de quase 100%
        Exemplos: Bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos, como NaOH e KOH/ Ca(OH)2 e Ba(OH)2. respectivamente.
        Características das bases
        A maioria das bases são insolúveis em água
        são escorregadias
        Conduzem corrente elétrica em solução aquosa
        Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol vermelho fica azul
      - Fracos: possuem um grau de dissociação menor que 5%
        Exemplos: NH4OH e Zn(OH)2.
Sais
- Definição: são compostos iônicos que apresentam , no mínimo , um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-
  - Um sal é obtido em uma reação de neutralização, que é basicamente uma reação entre um ácido e uma base.
- Classificação dos sais em relação a solubilidade de água e a alteração de ph
  - Solúveis
    - Nitratos
      - NO3-
        Exceções
        Acetato de prata
        Ag+, Hg2+2 e Pb2+
        Ca2+, Ba2+, Sr2+ e Pb2+
    - Cloratos
      - CIO3-
    - Acetatos
      - H3C- COO-
    - Cloretos
      - Cl-
    - Brometos
      - Br-
    - Iodetos
      - I-
    - Sulfatos
      - SO₄²-
    - Insolúveis
      - Sulfetos
        S2-
        Exceções
        Sulfetos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e amônio;
        Os de metais alcalinos e amônio
        Nomenclatura dos sais:
        Estrutura: Nome no ânion + de + Nome de cátion
        Nome do ânion (Cl- )- cloreto + de + Fe3 (ferro III) = Cloreto de ferro III (FeCl3)
        Nome do ânion (SO2-4)- sulfato + de + Na (sódio) = Sulfato de sódio (Na2SO4)
        Nome do ânion (Br-)- brometo + de + Ca2+ (cálcio) = Brometo de cálcio (CaBr2)
        Hidrólise salina
        È definida como a reação entre a molécula de um sal e de uma água
        Os íons que formam o sal , quando reagem com a água que tem um caráter anfótero, podem resultar em uma solução ácida, básica ou neutra
        Solução ácida
        Formação: H+ + H2O ↔ HOH + H+
        Os ácidos ou bases podem ter caráter fraco ou moderado
        Solução básica
        Fórmula: OH- + H2O ↔ HOH + OH-
        YX(s) + H2O(l) ↔ Y(aq)+ + X(aq)-
        Exemplos de algumas das aplicações da hidrólise salina: tratamento de águas, análises quantitativas diversas utilizadas em laboratórios de pesquisa e indústrias, entre outros.
        Impactos ambientais representados pelos sais
        Alteração nas águas por conta da concentração salina seja por alterações ambientais como chuvas e marés ou pela ação humana, essas alterações prejudicam a vida marinha além de contribuir para uma maior concentração de sal na água que consumimos.
        Condutibilidade elétrica: conduzem corente elétrica quando estão em uma solução
      - Carbonatos
        Co2- 3
      - Fosfatos
        PO3-4
  - Ph
    - Sais neutros
      - Sais ácidos
        Sais básicos
        Quando são dissolvidos em água o ph da solução fica maior que 7
        Exemplos: CH3COONa.
        Quando são dissolvidos em água o ph da solução fica menor que 7
        Exemplo: NH4Cl
      - Quando são dissolvidos em água não alteram o ph
        Exemplo: NaCl
    - Outros tipos de sais:
      - Hidrogeno-sais
        Exemplo: NaHCO3
      - Hidroxi-sais
        Exemplo: Al(OH)2Cl
      - Sais duplos
        Exemplo: KNaSO4
      - Sais hidratados
        Exemplo: CuSO4 . 5 H2O
      - Sais complexos
        Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4
Óxidos
- Definição
  - Óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares) que possuem dois elementos. Possuem oxigênio em sua composição sendo este o elemento mais eletronegativo desta.
    - Fórmula geral dos óxidos: Cy+2 O2-y, que gera o composto C2Oy
      - Nomenclatura dos óxidos
        Estrutura: Óxido de + Nome do elemento combinado com o oxigênio
        Óxidos moleculares
        CO
        Monóxido de Carbono
        N2O5
        Pentóxido de dinitrogênio
        Solubilidade dos óxidos
        Óxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos
        Solúveis
        Óxidos de não metais
        Solúveis
        Óxidos de outros elementos
        Insolúveis
        pH óxidos e chuva ácida
        Óxidos básicos (em solução aquosa) alteram o pH para maior que 7
        Os óxidos combinados com a água forma a chuva ácida, que possui pH menor que 5,6
        Os óxidos NÃO conduzem corrente elétrica
        Impactos ambientais dos óxidos
        Emissão de poluentes (combinação de alguns óxidos) na atmosfera com as queimadas, emissão de poluentes pelas indústrias e automóveis que contribuem para a danificação da atmosfera e também contribuem pelo agravamento do efeito estufa, um fenômeno que causa diversos impactos negativos no meio ambiente e no planeta em geral (como o derretimento das geleiras e o aumento da temperatura global)
        Óxidos iônicos
        Carga fixa
        CaO
        Al2O3
        Óxido de alumínio
        Óxido de cálcio
        Carga variável
        FeO
        Óxido de ferro II
        Fe2O3
        Óxido de ferro III
  - Classificação
    - De acordo com as ligações químicas
      - Iônicos
        Combinação do oxigênio com metais
        Exemplo: ZnO
      - Moleculares
        Combinação do oxigênio com elementos não metálicos
        Exemplo: SO2
    - De acordo com as propriedades
      - Básicos
        em solução aquosa alteram o ph para maior que 7
        Exemplo: Li2O
        Ácidos
        reagem com a água em meio aquoso e formam ácidos
        Exemplo: CO2, SO3 e NO2.
        Neutros
        alguns óxidos que não reagem com a água
        Exemplo: CO
        Peróxidos
        em meio aquoso reagem com a água ou ácidos diluídos e formam água oxigenada.
        Exemplo: Na2O2
        Anfóteros
        podem se comportar como ácidos ou bases
        Exemplo: ZnO

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Informações

Descrição: 2º ano Química Mapa Mental sobre Funções Inôrganicas, criado por Gustavooi oiFerreira Silva em 11-07-2021.
Criado por: Gustavooi oiFerreira Silva
Visualizações: 3
Histórico: Criado por Gustavooi oiFerreira Silva · 7 jul 2021

Copiado por Gustavooi oiFerreira Silva · 11 jul 2021
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