Aula sobre propriedades químicas da matéria, envolvendo funções inorgânicas e reações químicas.

1. FUNÇÕES
INORGÂNICAS
PROF. CARLOS PRIANTE
AULA 9.1

2. Energia = Luminosa ou química
Matéria = Orgânica ou Inorgânica

3. EXISTEM 4 PRINCIPAIS FUNÇÕES
INORGÂNICAS:
Ácidos
BasesSais
Óxidos

4. ÁCIDOS
 É toda substância que quando dissolvida em água o
cátion H+.
• Têm sabor azedo
•Alguns possuem alto poder corrosivo (clorídrico, sulfúrico, etc)
•Reagem com metais.
•Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

5. NOMENCLATURA:
•Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.
•Exemplo:
• HCl – ácido clorídrico • H2S – ácido sulfídrico • H2Se –ácido selenídrico
•Para ácidos oxigenados, se o elemento possuir somente uma valência,usamos
a terminação ICO.
•Exemplo:
H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO.
•Exemplos:
H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO2 – ácido nitroso HNO3 – ácido nítrico

7. BASES
 São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem
o ânion OH (hidróxidos).⁻
 As bases são formadas com a união da hidroxila com um
metal (cátion)
 Possuem alto poder corrosivo (soda cáustica NaOH)
 Tem sabor adstringente
 Possuem alta condutividade elétrica
 As bases diminuem a acidez das soluções

8.  Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a
expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:
NaOH – hidróxido de sódio Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
 Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão
“hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e
ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
NOMENCLATURA:

10. O PH DE UMA SOLUÇÃO
pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido
dentro de uma escala de 0 a 14.
pH<7 Solução ácida
pH=7 Solução neutra
pH>7 Solução básica

12. SAIS
 Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-
 De maneira geral este cátion é um metal e o ânion um não-
metal.
 Possuem sabor salgado,
 Possuem ação bactericida,
 Possuem alta condutividade elétrica

13. NOMENCLATURA:
 Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação
ETO. Exemplo:
CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
RbF – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico
 Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para
ITO. Exemplo:
Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso
LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso
 Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para
ATO. Exemplo:
Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

15. ÓXIDOS
 São compostos binários, ou seja, formados por dois
elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro
qualquer outro elemento químico (exceto o flúor).
 Como o O pode se ligar a qualquer elemento, as
características desta função irá variar de acordo com o
elemento a qual ele se ligar.
 Os Óxidos são inodoros e insípidos
 São, em geral, tóxicos (poluentes)
 Alguns óxidos reagem com água, produzindo ácidos ou
bases.

16.  Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a
expressão “óxido de” seguida do nome do elemento.
BaO – óxido de bário K2O – óxido de potássio
 Se o elemento possuir duas valências, usamos a
expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os
sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números
romanos.
 Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
 CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
 NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
 Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III
NOMENCLATURA:

18. HCl
HF
H2SO4 NaOHMg(OH)2
Hidróxido de Cálcio
NH4OH
NaCl
Cloreto de potássio
Na2CO3
Al2(SO4)3
CO
CaO
Pb3O4
Ácido Clorídrico Óxido de cálcio
KCl
Hidróxido de Magnésio Ácido sulfúrico Hidróxido de Sódio
Ca(OH)2
Carbonato de Sódio Óxido de chumbo
Cloreto de sódio Hidróxido de amônio Monóxido de Carbono
Ácido fluorídrico Sulfato de alumínio

19. REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS

20.  As substancias que participam de uma reação
química deixam de existir e dão origem a uma
nova substancia.
 Há o rompimento das ligações entre os átomos
destas substâncias, eles se rearranjam e há a
formação de novas ligações químicas.
 Através do estudo destas reações pode-se criar
novas substancias, como os plásticos.
É UM PROCESSO PELO QUAL CERTAS
SUBSTÂNCIAS SÃO TRANSFORMADAS EM
OUTRAS, EM CONSEQUÊNCIA DE
REARRANJO DE SEUS ÁTOMOS.

21. EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES
QUÍMICAS
 mudança de cor;
 liberação de gases (efervescência);
 formação de um sólido (precipitado);
 aparecimento de uma chama ou luminosidade.

23.  Ao misturar um ácido e uma base se inicia uma
reação química que irá produzir um sal e água.
 Podemos dizer que:
Uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas
moléculas de hidróxido de potássio resultando em
uma molécula de sulfato de potássio e duas moléculas
de água.
 Isto não é muito prático e pessoas de outras nações
terão dificuldade de entender.
 Assim, as reações químicas são descritas
graficamente em Equações, uma linguagem
internacional.

24.  Assim está mais fácil, prático, rápido e qualquer
um com conhecimento poderá interpretar a
reação:
ácido sulfúrico
hidróxido de potássio
sulfato de potássio
água

25. EQUAÇÃO QUÍMICA:
 É a representação de uma reação química,
indicando os reagentes e seus produtos.
 Na equação química temos:
 Coeficientes: (os números que vem antes nas
fórmulas) indicam a proporção entre reagentes e
produtos;
 Índices (os números que vem depois nos símbolos
dos elementos): indicam o número de átomos
presentes nas substâncias.

26. REAGENTE PRODUTO
COEFICIENTE ÍNDICE

27. EQUAÇÃO NÃO-BALANCEADA:
 O número de átomos do produto é diferente do
número de átomos dos reagentes.
H2 + O2 → H2O
EQUAÇÃO BALANCEADA:
 Quando o número de átomos do produto é igual ao
número de átomos dos reagentes.
2H2 + O2 → 2H2O

28. MÉTODO DAS TENTATIVAS:
 Para fazer o acerto dos coeficientes utiliza-se o método das
tentativas: deve-se contar o número de átomos dos
reagentes e dos produtos e equaliza-los.
 Nesta ordem:
1º) Metais
2º) Não-Metais
3º) Oxigênio
4º) Hidrogênio
 Dica: Iniciar o balanceamento com os elementos que
aparecem uma só vez em ambos os membros; selecionar o
elemento de maior índice e utilizar esses índices como
coeficientes no membro oposto;

29. LEIS DAS REAÇÕES
QUÍMICAS
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
 Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação
química, em sistema fechado, a soma das massas
dos reagentes é igual à soma das massas dos
produtos”.
 Ou seja, nada se perde, nada se cria, tudo se
transforma.
2 H2 + O2 → 2 H2O
4 g 32 g 36 g

30. LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS
 Proposta por Proust:
“Quando duas ou mais substancias se combinam
para formar um composto, elas devem guardar
entre si proporções certas e definidas”.
 Os reagentes se combinam na proporção de suas
massas
2 H2 + O2 → 2 H2O
2g 16 g 18 g
4g 32 g 36 g
MASSA ATÔMICA
MASSA MOLECULAR
x2
etc
1/12 da massa de C

31. 2 H2 + O2 → 2 H2O
2g 16 g 18 g
(MDC)
2 H2 + O2 → 2 H2O
1g 8 g

32. MODOS DE REAÇÕES
QUANTO AO ENVOLVIMENTO DE CALOR:
 Endotérmica: ocorre com absorção de calor.
Ex.: CaCO3 + calor → CaO + CO2.
H2O(s) + calor → H2O(l)
 Exotérmica: ocorre com liberação de calor.
Ex.: 2 H2 + O2 → 2 H2O + calor
C + O2 → CO2 + calor
(Carbonato de cálcio) (óxido de cálcio)

33. QUANTO À VELOCIDADE
 A velocidade de uma reação química depende de
vários fatores:
 superfície de contato entre os reagentes,
 temperatura,
 concentração dos reagentes e
 presença do catalisador.
 Rápidas:
Ex.: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
 Lentas:
Ex.: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

34. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
SÍNTESE (OU ADIÇÃO):
 Reação em que duas ou mais substâncias
(simples ou compostas) originam uma única
substância composta.
Ex.: 2 CO + O2 → 2 CO2
2 H2 + O2 → 2 H2O
2 C + 3 H2 + ½ O2  C2H6O

35. ANÁLISE (OU DECOMPOSIÇÃO):
 Reação em que uma única substância composta
se desdobra em outras substâncias (simples ou
compostas).
Ex.: 2 HCl → H2 + Cl2 (pirólise)
2H2O2 → 2 H2 + O2 (fotólise)
2 H2O → 2 H2 + O2 (eletrólise)

36. DESLOCAMENTO (OU
SUBSTITUIÇÃO):
 Reação em que uma substância simples reage
com uma composta produzindo uma composta e
outra simples.
Ex.: Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + I2
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

37. DUPLA TROCA (OU DUPLA TROCA):
 Reação em que duas substâncias compostas
produzem duas novas substâncias compostas.
Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

38. COMBUSTÃO:
 É a reação em que substâncias (combustíveis) e o
oxigênio reagem liberando luz, calor e outras
substâncias.
Ex.: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3 H2O (completa)
C2H6O + 2O2 → 2CO + 3 H2O (incompleta)

39. FIIIIIMMMMM !!!FIIIIIMMMMM !!!