Aula 01 química Inorgânica

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Aula 01 – Funções Inorgânicas (Ácidos) Existem duas classes de Funções: orgânicas e inorgânicas 

Orgânicas: formadas por compostos Carbônicos (C)



Inorgânicas: formadas pelos demais compostos

As funções Inorgânicas são divididas em: 

Ácidos



Bases



Sais



Óxidos

Teoria de Arrhenius Essa teoria também é conhecida como Teoria de Dissociação Iônica elaborada pelo sueco Svante Arrhenius seu objetivo era explicar a condutividade elétrica de algumas soluções. O experimento consistia em um equipamento que tinha uma bateria ligada a dois fios de cobre, um em cada polo – o polo negativo e o outro positivo – e colocava os fios em um recipiente com uma substância diluída em água; entre esse sistema havia uma lâmpada, quando esta acendia significava que a mistura líquida produzia íons, ou seja, tinha capacidade de conduzir elétrons e assim, corrente elétrica. Seus testes foram feitos em solução aquosa com sal (NaCl) e outra com solução aquosa com sacarose (C12H22O11), mas a lâmpada só acendeu na primeira solução, provando que somente substâncias inorgânicas produziam elétrons livres, logo a condução de corrente elétrica depende da existência de íons.

Ácidos Substâncias que sofrem ionização na água e liberam o íon H + ou o íon hidrônio H3O+. Propriedades: 

Sabor azedo – frutas cítricas



Presença de Hidrogênio (H) na fórmula – HX



Neutraliza-se ao reagir com uma base formando sal + água (H2O)

Classificação:  Número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos: liberam 1H+ por moléculas – HCl; HF Diácios: liberam 2H+ por moléculas – H2SO4; H2CO3 Triácidos: liberam 3H+ por moléculas – H3PO4 Tetrácidos: liberam 4H+ por moléculas –H4P2O7  Número de elementos diferentes presentes na fórmula: Binário: 2 elementos – HCl Terciário: 3 elementos – H2CO3 Quaternário: 4 elementos – HCNS  Presença de Oxigênio (O2): Hidrácido: sem oxigênio – HCl Oxiácidos: com oxigênio – H2CO3

Nomenclatura:  Hidrácidos 

Ácido + nome do elemento + ídrico HCl – ácido clorídrico HI – ácido iodídrico HBr – ácido bromídrico HCN – ácido cianídrico

 Oxiácidos

A nomenclatura dos oxiácidos dependerá do número de oxigênios (O) na fórmula: 

O5 – ácido + per + nome do elemento + ico H2SO5 – ácido persulfúrico



O4 – ácido + nome do elemento + ico H2SO4 – ácido sulfúrico



O3 – ácido + nome do elemento + oso H2SO3 – ácido sulfúroso



O2 – ácido + hipo + nome do elemento + oso H2SO2 – ácido hiposulfúroso

Força dos ácidos A força do ácido está relacionada com a facilidade de liberar íons H +, ou seja, com a capacidade de ionização. Pode-se calcular essa força de três maneiras:  Constante de dissociação – α Mede a quantidade de moléculas ionizadas em relação às dissolvidas: α=

𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎𝑠

.100%

ácidos fracos < 5% < ácido médios < 50% < ácidos fortes  Constante ácida – Ka Mede a concentração molar dos produtos em relação aos reagentes HX→ H+ + XKa =

[𝐻 + ].[𝑋 − ] [𝐻𝑋]

Quanto maior o valor da constante ácida, maior é a força do ácido  Potencial Hidrogeniônico – pH Mede o pH por meio de uma função logarítmica, analisada por meio da escala de pH que vai de 0 a 14, na qual 0 é totalmente ácido, 7 é neutro e 14 totalmente básico: pH = - log [H+]

DICA: 1. A força dos Hidrácidos pode ser catalogada de acordo com a eletronegatividade, os elementos mais eletronegativos da Tabela Periódica são: F Cl Br I Todos esses, juntamente com o H, formam ácidos fortes, os demais elementos formarão ácidos fracos

*Exceção: Flúor (F) que forma um ácido moderado

2. A força dos Oxiácidos pode ser catalogada a partir da subtração do número de oxigênios (O) menos o número de hidrogênios (H): Ácido forte ≥ 2 Ácido moderado = 1 Ácido fraco = 0

Aula 01 – Exercícios 1. (FUVEST 2010). As figuras a seguir representam, de maneira simplificada, as soluções aquosas de três ácidos, HA, HB e HC, de mesmas concentrações. As moléculas de água não estão representadas.

Considerando essas representações, foram feitas as seguintes afirmações sobre os ácidos: I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC.

II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar maior condutibilidade elétrica do que uma solução aquosa de mesma concentração de HC. III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar pH maior do que uma solução aquosa de mesma concentração de HB. Está correto o que se afirma em: a) I, apenas. b) I e II, apenas. c) II e III, apenas. d) I e III, apenas. e) I, II e III.

2. O ácido acético é um importante ácido orgânico que apresenta baixo grau de ionização. Em solução aquosa, constitui o tempero conhecido pelo nome de vinagre. De cada 1000 moléculas de ácido acético dissolvidas em água, apenas 13 sofrem ionização. Calcule o grau de ionização desse ácido e classifique-o quanto à sua força.

3. De acordo com as aplicações descritas abaixo, relacione o respectivo ácido e fórmula correspondente: I. Ácido usado como acidulante em refrigerantes, balas e goma de mascar. II. Ácido usado para limpeza doméstica e em peças metálicas (decapagem). III. Ácido usado como desidratante e em soluções de baterias. IV. Ácido usado em indústria de explosivos e corantes. a) Ácido sulfúrico (H2SO4) b) Ácido nítrico (HNO3) c) Ácido fosfórico (H3PO4) d) Ácido muriático (HCl)

Aula 01 – Gabarito 1. Alternativa E I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC. → verdadeira, pois de acordo com a imagem existem mais íons H+ no HB do que em HA e HC.

II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar maior condutibilidade elétrica do que uma solução aquosa de mesma concentração de HC. → verdadeira, pois em relação ao HC, HA tem mais íons livres de H+ do que o HC, e por essa razão HÁ é melhor condutor de energia elétrica. III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar pH maior do que uma solução aquosa de mesma concentração de HB. → verdadeira, pois HC liberou poucos íons de H+ logo ele é um ácido mais fraco, por essa razão deve ter um pH maior, mais alcalino, do que HC.

2. Moléculas ionizadas: 13 ; moléculas dissolvidas: 1000 α= α=

𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎𝑠 13 1000

.100% →

.100% → α = 0,013 .100% → α = 1,3%

O ácido acético é fraco pois o seu grau de ionização é menor que 5%.

3. I. C; III. A;

II. D; IV.B

Aula 01 – Referências https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobregrau-ionizacao-dos-acidos.htm#questao-2 (exercício 2) https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobreos-acidos-mais-comuns-na-quimica-cotidiano.htm (exercício 3) https://www.acquanativa.com.br/aplicacoes/medidor-de-ph.html https://www.mesalva.com/enem/apostilas