Química Inorgânica

terça-feira, 8 de dezembro de 2015

Pequena Descoberta

Curiosidades Sobre Sais, Óxidos, Bases e Ácidos:

Cada um dos compostos destes grupos recebe um sistema de nomenclatura dinâmica, baseado na composição da espécie em questão e no número de oxidação (Nox).

Os óxidos e sais são, por vezes, os alvos principais da química inorgânica (uma vez que estão presentes em minérios, onde metais são extraídos). Os ácidos e as bases são, também, bastante pesquisados por apresentarem ampla serventia industrial e serem indispensáveis no cotidiano.

Os ácidos e bases não são encontrados em fontes naturais, mas são produtos fabricados pela indústria da química. Assim, na natureza não são encontradas em jazidas de ácido sulfúrico, de ácido clorídrico, de ácido nítrico, de soda cáustica, etc. Todos eles são fabricados industrialmente. Por outro lado, são inúmeros os sais encontrados na natureza, constituindo jazidas minerais.

Conheça algumas características de cada substância:

Ácidos - Os ácidos conduzem eletricidade e possuem sabor azedo, além disso, como já vimos, alteram a cor de certas substâncias. Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama reação de neutralização. Existe uma classe de ácidos muito perigosos, que se forem ingeridos podem levar o indivíduo à morte, são os chamados ácidos inorgânicos.

Bases – As bases também conduzem corrente elétrica, quando dissolvidas em água, tem sabor adstringente e diminui a salivação. Assim como os ácidos, são indicadores de coloração.

Sais – Os sais possuem sabor salgado, conduzem corrente elétrica quando estão em solução e são sólidos. Reagem com ácidos, hidróxidos, com outros sais e com metais.

Óxidos – Os óxidos são usados em várias áreas e possuem diversas classificações. Alguns óxidos conhecidos são o gás carbônico, a ferrugem, a cal, etc. Existem vários tipos de reações que envolvem os óxidos, eles podem reagir com a água formando ácidos ou hidróxidos, reagir com hidróxidos formando sais e água e há ainda os óxidos que reagem com ácidos, formando sais e água.

A química inorgânica está tão presente em nossas vidas quanto imaginamos, por isso é sempre bom conhecermos um pouco mais desse assunto, o que ela representa e como ela é utilizada para nosso bem.

Fonte: Wikipédia, InfoEscola, Brasil Escola, Canal do Estudante

Bibliografia: Projeto Didático de Pesquisa, editora Difusão Cultural do Livro, Vários Autores

Óxidos

                                                                                 Óxidos:
Classificação:
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Na₂O + H₂O → 2NaOH
2Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.
Exemplos:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
SO₃ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.
Exemplos:
ZnO + HCl → ZnCl₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ +   H₂O
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.
Exemplos: CO, N₂O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂
Na₂O₂ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O₂
Na₂O₂ – peróxido de sódio
H₂O₂ – peróxido de hidrogênio
Nomenclatura
A) Óxidos com NOX fixo:
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Óxido de + nome do elemento
Exemplos:
Na₂O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcio
B) Óxidos com NOX variável:
Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO
ICO – NOX maior
OSO – NOX menor
Exemplos:
Fe₂O₃– (Fe com nox 3+) – óxido férrico
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal.
Exemplos:
Fe₂O₃ – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro II
Exe

Sais

SAIS:

                 http://www.soq.com.br/conteudos/ef/funcaoquimica/p6.php

Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H⁺ e um ânion diferente do OH^-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.
Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
ácido     base          sal       água
As principais características são:
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).
Utilidade
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.

- Carbonato de sódio (Na₂CO₃) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.
- Carbonato de cálcio (CaCO₃) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez do solo.

mármore estalactite e estalagmite nas cavernas

Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).
Nomenclatura
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:
Assim:

ÁCIDO	SAL
ÍDRICO	ETO
ICO	ATO
OSO	ITO

Nome do Sal:
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água
Outros nomes:
CaF₂ – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li₂(SO₄) – sulfato de lítio
KNO₂ – nitrito de potássio
Na₂CO₃ – carbonato de sódio
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol.
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:

INDICADOR	ÁCIDO	BASE	NEUTRO
FENOLFTALEÍNA	INCOLOR	ROSA	INCOLOR
TORNASSOL	ROSA	AZUL	-

Para os outros indicadores:
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro.
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro;
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.
Escala de pH

Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções.
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.
Veja alguns exemplos diários de valores de pH:

CARÁTER ALCALINO	PRODUTO
14	Solução de soda cáustica (NaOH)
13
12	Água de cal
11
10	Creme dental alcalino
9
8	Solução aquosa de NaHCO3
CARÁTER NEUTRO
7	Água pura
CARÁTER ÁCIDO
6	Água da torneira, água da chuva
5	Refrigerantes
4	Chuva ácida
3	Vinagre
2	Suco de limão
1	Suco gástrico (HCl)
0	Solução aquosa de HCl

7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base:
De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadas Teorias Modernas Ácido-Base.
São elas:
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de Lewis
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:
Teoria de Arrhenius
Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons.
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização.
Exemplo:
HCl + H2O → H+ + Cl-
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O → Na+ + OH-
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.
Teoria de Bronsted-Lowry
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius.
A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton.
Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.
Exemplo:
doa         recebe          doa         recebe

HCl    +    NH3     ↔     NH4+   + Cl-
ácido        base            ácido         base

Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-.
Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.
Assim:
HCl e Cl- são pares conjugados.
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.
A NH3 e NH4+ são pares conjugados.
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.
Teoria de Lewis
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par de elétron.
Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química.
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.
Exemplo:
doa recebe: NH3     +    H+       ↔    NH4+
                        base        ácido
Quadro-resumo das teorias ácido-base:

TEORIA	ÁCIDO	BASE
ARRHENIUS	Libera H+ em solução aquosa	Libera OH- em solução aquosa
BRONSTED-LOWRY	Doa 1 próton	Recebe 1 próton
LEWIS	Recebe par de elétrons	Doa par de elétrons

Bases

Bases:

Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.
Exemplos:
NaOH + H₂O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)₂ + H₂O ↔ Mg²⁺ + 2OH^-
Al(OH)₃ + H₂O ↔ Al³⁺ + 3OH^-
Identifica-se uma base pela presença de OH^- no lado direito da fórmula.
As principais características das bases são:
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.
Utilidade
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.

- Hidróxido de Magnésio - (Mg(OH)₂) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.

- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)₂) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.

- Hidróxido de amônio - (NH₄OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.

Referência: http://www.soq.com.br/conteudos/ef/funcaoquimica/p2.php

Ácidos

ÁCIDOS
Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+.
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.
Exemplos:
HCl + H₂O → H⁺ + Cl^-
HF + H₂O → H⁺ + F^-
H₂SO₄ → H⁺ + SO^2-

Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.
As principais características dos ácidos são:
- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);
- reagem com base formando sal e água.
Utilidade
- Ácido sulfúrico (H₂SO₄) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.
- Ácido nítrico (HNO₃) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.

Referências: http://www.soq.com.br/conteudos/ef/funcaoquimica/

Introdução

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

A estrutura iônica do óxido de potássio, K₂O.

Muitos compostos inorgânicos são sais, constituídos de um cátion e um ânion agrupados por ligação iônica. Um exemplo de sal é o cloreto de magnésio MgCl₂, que é constituído do cátion Mg²⁺ e ânions de cloro Cl⁻. Nesses compostos, as proporções de íons são tais que a carga elétrica é cancelada, fazendo com que o composto como um todo seja eletricamente neutro. Os íons são descritos por seu estado de oxidação e a facilidade de sua formação pode ser estimada a partir do seu potencial de ionização (para cátions) ou da afinidade eletrônica (anions) de seus elementos formadores.
Uma importante classe de sais inorgânicos são os carbonatos, sulfatos e os haletos. Muitos dos compostos inorgânicos são caracterizados por um alto ponto de fusão. Sais inorgânicos são tipicamente maus condutores no estado sólido. Outras características importantes são a solubilidade na água e a facilidade de cristalização. Alguns sais (por exemplo NaCl) são muito solúveis em água, outros (por exemplo BaSO₄) não o são.
A mais simples reação inorgânica é a da dupla troca, quando da mistura de dois sais iônicos os seus íons são trocados sem a mudança no estado de oxidação. Na reação de oxi-redução um dos reagentes, o oxidante, diminui seu número de oxidação e o outro reagente, o redutor, tem seu número de oxidação aumentado. O resultado é uma troca de eletrons. A troca de elétrons pode ocorrer indiretamente como também, por exemplo nas baterias, como um conceito chave da eletroquímica.
Quando um dos reagentes contem átomos de hidrogênio, uma reação pode ocorrer pela troca de prótons na química do ácido base. Em uma definição mais genérica, um ácido que pode ser qualquer substância química capaz de capturar um par de elétrons é chamado de ácido de Lewis; por outro lado, qualquer molécula que tende a doar um par de elétrons é denominada de base de Lewis. Como um refinamento da interações ácido-base, a teoria HSAB leva em conta a polarização e tamanho dos íons.
Compostos inorgânicos são encontrados na natureza como minerais. O solo pode conter sulfeto de ferro como pirita ou sulfeto de cálcio como o gypsum. Compostos inorgânicos também podem ser encontrados em outras diversas formas, tais como biomoléculas: como eletrólitos (cloreto de sódio), armazenamento de energia (ATP) ou na construção (o polifosfato é o arcabouço do DNA).
O primeiro composto inorgânico feito pelo homem foi o nitrato de amônia para fertilização do solo, produzido pelo processo de Haber.Compostos inorgânicos são sintetizados com o uso de catalisadores tais como pentóxido de vanádio e cloreto de titânio(III), ou com reagentes da química orgânica tais como hidreto de alumínio e lítio.

Referência: https://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_inorg%C3%A2nica