funÇÕes i[1]
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QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES QUÍMICAS
Profa. DSc. Valéria Dutra Ramos
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Funções Químicas� INTRODUÇÃO
� Grupo de substâncias dotadas de propriedades comuns → Essas propriedades são porisso conhecidas por propriedades funcionais.
Exemplo: Podemos generalizar para qualquer ácido as seguintes propriedades dafunção ácido:
a) Possuem sabor ácido, isto é, azedo, semelhante ao vinagre;
b) Atuam sobre certos corantes denominados indicadores modificando-lhes a cor, porexemplo, a solução azul de tornassol e alaranjado de metila ficam vermelhas em meioácido; O indicador vermelho congo fica azul e a solução alcoólica de fenolftaleína(vermelha) fica incolor em meio ácido;
c) Reagem com as bases formando sal e água:
H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2Od) Reagem com os carbonatos, produzindo efervescência, devido ao desprendimento de gás carbônico:
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2↑
e) Em solução aquosa conduzem corrente elétrica;f) Possuem um ou mais átomos de "hidrogênio ácido", isto é, átomos de "hidrogênioionizável".
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� Funções Químicas Inorgânicas →→→→ óxidos, ácidos, bases e, sais.
� Óxidos
� São compostos binários que apresentam o oxigênio ligado a outro elemento. � De um modo geral, todos os elementos, metais e não-metais, combinam-se com o
oxigênio, direta ou indiretamente, formando óxidos. A exceção dos gases nobres.� São geralmente sólidos, maus condutores de calor e de eletricidade.
Nomeclatura:
� Dá-se a palavra óxido seguida do nome do outro elemento, intercalando-se a preposiçãode. Exemplos:
CaO = óxido de cálcio
Al2O3 = óxido de alumínio
SiO2 = óxido de silício
� Havendo dois óxidos do mesmo elemento, usa-se o sufixo oso para identificar o elementode menor estado de oxidação e o sufixo ico para identificar o elemento de maior estadode oxidação. Exemplos:
FeO = óxido ferroso ou óxido de ferro (II) (Fe2+)
Fe2O3 = óxido férrico ou óxido de ferro (III) (Fe3+)
SnO = óxido estanoso ou óxido de estanho (II) (Sn2+)
SnO2 = óxido estânico ou óxido de estanho (IV) (Sn4+)
NO2 = óxido de nitrogênio (IV) ou dióxido de nitrogênio
N2O4 = óxido de nitrogênio (IV) ou tetróxido de dinitrogênio
N2O5 = óxido de nitrogênio (V) ou pentóxido de dinitrogênio
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Classificação:
� Conforme a natureza do elemento combinado ao oxigênio os óxidos obedecem a seguinte classificação: ácidos (ou anidridos), básicos, anfóteros, salinos (oucompostos), peróxidos e neutros.
1) Óxidos ácidos (ou anidridos): são ácidos que apresentam o oxigênio ligadoa um não-metal e, em certos casos, a metais fracamente eletropositivos. Exemplos: SO2, CO2, CrO3 (óxido crômico), MnO2 (óxido de manganês (IV))
Propriedades químicas:
� Reagem com H2O dando ácido e reagem com bases formando sal mais água:
SO2 + H2O →→→→ H2SO3 (ácido sulfuroso)SO3 + H2O →→→→ H2SO4 (ácido sulfúrico)
CO2 + H2O →→→→ H2CO3 (ácido carbônico)CrO3 + H2O →→→→ H2CrO4 (ácido crômico)
SO2 + 2 NaOH →→→→ Na2SO3 (sulfito de sódio) + H2OCO2 + Ca(OH)2 →→→→ CaCO3 (carbonato de cálcio) + H2OCrO3 + 2 KOH →→→→ K2CrO4 (cromato de potássio) + H2O
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2) Óxidos básicos: são óxidos que apresentam o oxigênio ligado a metais, isto é, são portanto óxidos metálicos.
Propriedades químicas:
� Reagem com a água dando bases e reagem com os ácidos dando sal mais água:
Na2O + H2O →→→→ 2 NaOHMgO + H2O →→→→ Mg(OH)2BaO + H2O →→→→ Ba(OH)2
Na2O + 2 HCl →→→→ 2 NaCl + H2OMgO + 2 HNO3 →→→→ Mg(NO3)2 (nitrato de magnésio) + H2O
BaO + H2SO4 →→→→ BaSO4 + H2O
3) Óxidos anfóteros: são certos óxidos metálicos que podem funcionar como óxidosácidos ou básicos.
Propriedades químicas:
� Diante de ácidos reagem como óxidos básicos, enquanto, frente as bases reagemcomo óxidos ácidos, dando sempre sal mais água. Os óxidos anfóteros maisimportantes são: Al2O3, ZnO, PbO, SnO, Cr2O3, Fe2O3 e MnO2.
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Al2O3 + 6 HCl →→→→ 2 AlCl3 + 3 H2OAl2O3 + 2 NaOH →→→→ 2 NaAlO2 (aluminato de sódio) + H2O
ZnO + 2 HCl →→→→ ZnCl2 + H2OZnO + 2 NaOH →→→→ Na2ZnO2 (zincato de sódio) + H2O
4) Óxidos salinos (ou compostos): são óxidos metálicos resultantes da combinaçãode um óxido básico com um óxido ácido de um mesmo elemento.
Óxido básico + Óxido ácido = Óxido salinoFeO + Fe2O3 →→→→ Fe3O4
2 MnO + MnO2 →→→→ Mn3O4
2 PbO + PbO2 →→→→ Pb3O4
Propriedades químicas:
� Reagem com os ácidos dando a formação de dois sais mais água.
Fe3O4 + 4 H2SO4 →→→→ FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4 H2OObservação: FeO.Cr2O3 (cromita)
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5) Peróxidos: são óxidos que apresentam estrutura singular, isto é, ligação entre doisátomos de oxigênio, constituindo o íon peróxido (O2
2-). Formam peróxido oselementos: H, Na, K, Rb, Cs e Ba.
Exemplo: H-O-O-H (peróxido de hidrogênio)
� Os peróxidos metálicos são compostos iônicos contendo o íon metálico e o íonperóxido (O2
2-).
Propriedades químicas:
� Reagem com ácidos diluídos dando sal mais H2O2.
Na2O2 + 2 HCl →→→→ 2 NaCl + H2O2
BaO2 + H2SO4 →→→→ BaSO4 + H2O2
� Reagem com a H2O, mesmo na temperatura ambiente, liberando oxigênio.
2 Na2O2 + 2 H2O →→→→ 4 NaOH + O2↑↑↑↑
Observação: o PbO2 e o MnO2 não são peróxidos, visto que reagemcom os ácidos sem produzir H2O2.
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6) Óxidos neutros: são óxidos que não reagem com a H2O, ácidos ou bases. Sãopoucos os óxidos neutros. Exemplos: H2O, CO, N2O, NO.
Estado Natural dos Óxidos
� A maior parte dos óxidos metálicos encontra-se na natureza constituindo os minérios.
� Sob o ponto de vista químico, minério é uma mistura heterogênea formada de um composto químico definido (parte pura) e as impurezas.
� Os principais minérios cuja parte pura é encontrada na forma de óxidos são: hematita(Fe2O3), magnetita (Fe3O4), pirolusita (MnO2), cromita (FeO.Cr2O3), cassiterita(SnO2), cuprita (Cu2O)(óxido cuproso), bauxita (Al2O3.H2O).
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� Ácidos e Bases
� Definição de Arrhenius:
� Ácido: qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidrônio(H3O+) em solução aquosa.
� Base: qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidróxido(OH-) em solução aquosa.
Exemplos:
HCl + H2O →→→→ H3O+ + Cl-
CO2 + H2O ↔↔↔↔ H2CO3 (ácido carbônico)
H2CO3 + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + HCO3-
NaOH (s) + H2O →→→→ Na+ (aq) + OH- (aq)
NH3 + H2O ↔↔↔↔ NH4+ + OH-
N2H4 (hidrazina) + H2O ↔↔↔↔ N2H5+ (íon hidrazínio) + OH-
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� Definição de Bronsted-Lowry (1923):
� Ácido: substância capaz de doar um próton, isto é, um íon hidrogênio (H+) a umaoutra substância.
� Base: substância capaz de aceitar um próton de um ácido.
� ácido é um doador de próton e a base é um aceptor de próton.
Exemplos:
HCl (ácido) + H2O (base) ↔↔↔↔ H3O+ (ácido) + Cl- (base)NH3 (base) + H2O (ácido) ↔↔↔↔ NH4
+ (ácido) + OH- (base)
Observação:
� Podemos observar nos dois exemplos acima que a H2O em um caso funciona comobase, enquanto no outro caso funciona como ácido. Substâncias que podem atuarde ambas as formas dependendo das condições são chamadas de anfóteras.
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Exemplos de substâncias anfóteras:
ácido + base ↔↔↔↔ ácido + base
H2O + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + OH-
H3CCOOH + H3CCOOH ↔↔↔↔ H3CCOO+H2 + H3CCOO-
NH3 (l) + NH3 (l) ↔↔↔↔ NH4+ + NH2
-
� O conceito de Bronsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius, visto queele não restringe o conceito de ácido e base a soluções aquosas, já que podemosencontrar reações ácido-base que ocorrem até na ausência de um solvente. Exemplo:
NH3 (g) (base) + HCl (g) (ácido) →→→→ NH4Cl (s) (sólido iônico branco)
� Definição de Gilbert N. Lewis:
� Ácido: é toda substância que pode aceitar um par de elétrons para a formação de uma ligação.
� Base: é toda substância que pode doar um par de elétrons para a formação de umaligação.
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Exemplos:
1.
2.
3. Óxidos metálicos c/ óxidos não-metálicos:
Na2O + H2O → 2 NaOH
SO3 + H2O → H2SO4
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
� Entretanto, a formação de Na2SO4, a partir de Na2O e SO3, pode ocorrer
diretamente, sem a presença de água.
Na2O (s) [base] + SO3 (g) [ácido] → Na2SO4 (s) [sal]
Observação: A reação entre Na2O e SO3 ilustra as limitações do conceito de
Bronsted-Lowry, uma vez que nenhum próton está envolvido na reação.
H (ácido) + [ O . . . . . .
H ] +
(base) -
H H
O . .
H
H
N
H
. . (ácido) F (base) + B
F
F
H
H
N
H
F
F
B F
.
.
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Classificação dos ácidos (conforme critério adotado):
� Hidrácidos e Oxiácidos� Monoácidos e Poliácidos
� Fortes e Fracos
� Hidrácidos e Oxiácidos: conforme apresenta ou não oxigênio em sua molécula.
Exemplos:
Hidrácidos = HCl, HBr, HI, HCN, H2S, HCNS (ác. sulfocianídrico), outros.Oxiácidos = HNO3, HClO3 (ác. clórico), H2SO4, H3PO4 (ác. ortofosfórico), HClO4
(ác. perclórico), H2CO3, H3CCOOH, outros.
Observações:
� Nos hidrácidos todos os átomos de hidrogênio tem caráter ácido, isto é, são capazesde se ionizar e, portanto, são substituíveis por metal.
� Entretanto, nos oxiáciados somente os átomos de hidrogênio que se encontramligados a átomos de oxigênio apresentam cárater ácido podendo, então, em soluçãoaquosa se ionizar.
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� Monoácidos e Poliácidos: conforme o número de íons H+ produzidos.
Exemplos:Monoácidos = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, outros.
Poliácidos = H2S, H2SO4, H3PO3 (ác. fosforoso), H3PO2 (ác. hipofosforoso).
� Fortes e Fracos: Conforme o grau de ionização.
� Ácidos fortes = são aqueles que em solução aquosa se encontram muitoionizados.
Exemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4
HCl (0,1 N →→→→ αααα = 0,92 ou seja 92% ionizado)
� Ácidos fracos = são aqueles que em solução aquosa se encontram poucoionizados.
Exemplos: HF, HCN, H2S, H2CO3, CH3COOHCH3COOH (0,1 N →→→→ αααα = 0,013 ou seja 1,3% ionizado)
O P
OH
OH
H
O P
OH
H
H
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Observações:
� Conclui-se que a força de um ácido está ligada ao seu grau de ionização e não aoseu poder de destruição. Exemplos: HCl é um ácido forte e não corrosivo; H2SO4 ébastante corrosivo e, no entanto, não é um ácido dos mais fortes; HCN é o maistóxico dos ácidos e um dos mais fracos.
� Ionização: os monoácidos ou ácidos monopróticos em solução aquosa ionizam-se como se segue.
HCl ↔↔↔↔ H+ + Cl-
HNO3 ↔↔↔↔ H+ + NO3-
Generalizando: HA ↔↔↔↔ H+ + A-
Produzem apenas H+ e, por isso, dão sais neutros.
HCl + NaOH →→→→ NaCl + H2OHNO3 + KOH →→→→ KNO3 + H2O
� Os poliácidos ou ácidos polipróticos em solução aquosa podem sofrer mais de umaionização.
H2SO4 ↔↔↔↔ H+ + HSO4-
HSO4- ↔↔↔↔ H+ + SO4
-2
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H3PO4 ↔↔↔↔ H+ + H2PO4-
H2PO4- ↔↔↔↔ H+ + HPO4
-2
HPO4-2 ↔↔↔↔ H+ + PO4
-3
H2S ↔↔↔↔ H+ + HS-
HS- ↔↔↔↔ H+ + S-2
� Podem formar portanto sais ácidos e sais neutros.
Nomenclatura:
� Hidrácidos: dá-se a palavra ácido seguido do nome do elemento (ou radical) combinado ao hidrogênio com a terminação ídrico.
Exemplos:HCl = ácido clorídrico
HBr = ácido bromídrico
H2S = ácido sulfídrico
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� Oxiácidos: se houver dois ácidos do mesmo elemento dá-se a terminação oso e icopara designar o elemento no menor e maior estado de oxidação.
Exemplos:
H+1N+3O2-2 = ácido nitroso
H+1N+5O3-2 = ácido nítrico
H2+2S+4O3
-2 = ácido sulfuroso
H2+2S+6O4
-2 = ácido sulfúrico
Outras definições:
H+1Cl+1O-2 = ácido hipoclorosoH+1Cl+3O2
-2 = ácido cloroso
H+1Cl+5O3-2 = ácido clórico
H+1Cl+7O4-2 = ácido perclórico
H+1P+3O2-2 = ácido metafosforoso (P2O3 + H2O →→→→ H2P2O4 →→→→ HPO2)
H4+1P2
+3O5-2 = ácido pirofosforoso (P2O3 + 2 H2O →→→→ H4P2O5)
H3+1P+3O3
-2 = ácido ortofosforoso (P2O3 + 3 H2O →→→→ H6 P2O6 →→→→ H3PO3)
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Propriedades químicas:
� HCl = ácido forte, volátil, não possuindo propriedades oxidantes.
� H2SO4 e HNO3 = ácidos que tem o enxofre e o nitrogênio no mais alto estado de oxidação e, por isso, atuam como agentes oxidantes.
� Ação dos ácidos sobre os metais → os ácidos atacam os metais com desprendimento de gases e formação de sal metálico.
� Ação dos ácidos sobre as bases → os ácidos reagem com as bases formandosempre sal mais água.
� Ação dos ácidos sobre os sais → os ácidos reagem com os sais e, dependendo do ácido e do sal envolvidos na reação podem formar sais insolúveis, ocorrerdesprendimento de gás, ácidos insolúveis, ou ácidos mais voláteis.
Classificação das bases (conforme critério adotado):
� Monobases e Polibases
� Fortes e Fracas
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� Monobases e Polibases: conforme o número de íons (OH-) produzidos.
Exemplos:
Monobases = NaOH, KOH, LiOH, NH4OHPolibases = Ca(OH)2, Mg(OH)2
Tribases = Al(OH)3, Fe(OH)3
Observação:
� A função base tem poucos representantes devido a insolubilidade da maioria dos hidróxidos metálicos. Ela se restringe aos hidróxidos solúveis que são os dos metaisalcalinos, metais alcalinos - terrosos (pouco solúveis) e o NH4OH.
� Fortes e Fracas: Conforme o grau de dissociação.
� Bases fortes = são aquelas que em solução aquosa se encontram muitodissociadas.
Exemplos: NaOH, KOH, LiOHKOH (αααα = 0,91 ou seja 91% dissociada)
� Bases fracas = são aquelas que em solução aquosa se encontram poucodissociadas.
Exemplos: NH4OH
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Nomenclatura:
� No caso das bases usa-se a palavra hidróxido seguido do nome do metal.
� No caso de metais de valência variável, usam-se também as terminações oso e ico.
Exemplos: NaOH = hidróxido de sódio
KOH = hidróxido de potássioFe(OH)2 = hidróxido ferrosoFe(OH)3 = hidróxido férrico
Propriedades químicas:
� As bases são compostos sólidos, sem brilho.� Os hidróxidos dos metais alcalinos são solúveis na H2O, possuindo reação alcalina
intensa e, por isso, recebem o nome de álcalis.� Os hidróxidos dos metais alcalinos - terrosos são pouco solúveis na H2O e as demais
bases são insolúveis.� As bases solúveis quando estão em solução, fornecem íons (OH-) que em
concentração elevada conduzem bem a corrente elétrica.� Atuam sobre os indicadores.� Deslocam hidrogênio quando atacadas por certos metais:
2 Al + 2 NaOH + 2 H2O →→→→ 2 NaAlO2 + 3 H2 ↑↑↑↑(aluminato de sódio)
� Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos, enquanto que o hidróxido de amônio(NH4OH) é um composto covalente.
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� Sais
Definição:
� Termo geral empregado para qualquer composto iônico que em solução aquosaproduza íons diferentes de H+ e OH-.
� Compostos iônicos que em solução aquosa conduzem corrente elétrica.
Exemplos:
NaCl ↔↔↔↔ Na+ + Cl-
K2SO4 ↔↔↔↔ 2 K+ + SO42-
Classificação dos sais (conforme a sua composição):
� Sais neutros ou normais
� Sais ácidos
� Sais básicos
� Sais halóides e oxissais, conforme resultante de hidrácidos e oxiácidos → Os saishalóides terminan em eto e os oxissais em ito e ato.
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1) Sais neutros ou normais: são aqueles que não contêm átomos de hidrogênionem grupamentos hidróxila substituíveis.
Exemplos: NaCl, KNO3, CaCO3, CH3COONa, NH4Cl, outros.
Observação:
� A condição para formar sal neutro é o número de H+ do ácido ser igual ao número de OH- da base.
2) Sais ácidos: são aqueles que contêm átomos de hidrogênio substituíveis.
Exemplos: NaHCO3, KHSO4, Na2HPO4, outros.
Observação:
� Na nomenclatura dos sais ácidos em alguns casos é comum antepor o prefixo bi aonome do sal suposto neutro.
� A condição para formar sal ácido é o predomínio do número de íon H+ sobre o número de íon OH-. Portanto, somente os poliácidos podem formar sais ácidos.
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3) Sais básicos: são aqueles que contêm grupamentos hidróxila substituíveis.
Exemplos: MgOHCl (hidróxi cloreto de magnésio), Bi(OH)2NO3 (dihidróxi nitrato de bismuto), Fe(OH)2C2H3O2 (dihidróxi acetato de ferro)
Nomenclatura:
� Na nomenclatura dos sais, dá-se o nome do ácido que lhe gerou trocando-se apenas a terminação:
Ácido Sal
ídrico eto
oso ito
ico ato
Exemplos:
HCl (ácido clorídrico) + NaOH → NaCl (cloreto de sódio) + H2OH2SO3 (ácido sulfuroso) + Ba(OH)2 → BaSO3 (sulfito de bário) + 2 H2O
2 H3PO4 (ácido fosfórico) + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 (fosfato de cálcio) + 6 H2O
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Propriedades físicas:
� Os sais são geralmente sólidos, inodoros, com exceção de alguns sais amoniacaisque tem cheiro característico de amônia.
� São geralmente insípidos, com exceção dos sais de sódio, que são salgados, dos sais de magnésio que são amargos e dos sais de chumbo que são adocicados.
� A cor dos sais é muito variável e depende da cor do cátion ou do ânion. Assim, casoo ânion seja incolor, a cor do sal dependerá do cátion, e vice-versa.
Exemplos:
Cátions: Cu2+ = azuis ou verdes, Fe3+ = alaranjados, Ni2+ = verdes, Fe2+ = verdes, outros.
Ânions: CrO4- = amarelos, Cr2O7- = alaranjados, MnO4
- = violáceos, outros.
� Os sais podem ser solúveis ou insolúveis na água dependendo do seu grau de solubilidade.
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Propriedades químicas:
� Ação dos sais sobre os sais solúveis → há dois casos a considerar que dependemdos dois sais envolvidos na reação, podendo resultar em um sal mais volátil ou emum sal mais insolúvel.
� Ação das bases sobre os sais → as bases reagem com os sais e, dependendo dabase e do sal envolvidos na reação podem formar sais insolúveis, ocorrerdesprendimento de gás, bases insolúveis, ou bases mais voláteis.
� Os sais neutros ou normais apresentam reação neutra aos indicadores. Entretanto, devido ao fenômeno de hidrólise, certos sais neutros apresentam reação ácida, oualcalina aos indicadores.
Observação: Os sais de ácido forte e base fraca apresentam reação ácida. Enquanto, os sais de ácido fraco e base forte apresentam reação alcalina.
Hidrólise
� É a reação dos íons do sal com a água.
� Até agora vimos que as soluções ácidas são causadas pelos íons H+, provenientesda ionização de um ácido e que as soluções alcalinas também são causadas pelosíons OH- provenientes de uma base.
� Agora vamos deparar com soluções ácidas sem a presença de qualquer ácido comotambém soluções alcalinas sem a presença de bases. Em outras palavras, épossível a formação de íon H+ e de íon OH- em solução aquosa sem a participaçãode um ácido ou de uma base.
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� A hidrólise explica a formação de íon H+ e de íon OH- a partir da reação dos íonsdo sal com a água. Os sais que sofrem a hidrólise são os sais derivados de ácidosfortes e bases fracas e os sais derivados de ácidos fracos e bases fortes.
Hidrólise de sais derivados de ácido forte e base fraca
� Seja por exemplo o NH4Cl, sal derivado de um ácido forte, HCl, e de uma base fraca, NH4OH:
NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl-
NH4Cl HCl
Cancelando os íons comuns, tem-se: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
� Temos que o ácido clorídrico sendo um ácido forte tende para a forma iônicaenquanto o hidróxido de amônio, base fraca, tende para a forma molecular. Devido a presença do íon H+ é que o cloreto de amônio em solução aquosa apresenta reaçãoácida.
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Hidrólise de sais derivados de ácido fraco e base forte
� Seja por exemplo o Na2CO3, sal derivado de um ácido fraco, H2CO3, e de uma base forte, NaOH:
2 Na+ + CO3-2 + 2 H2O ↔ H2CO3 + 2 Na+ + 2 OH-
Ou
CO3-2 + 2 H2O ↔ H2CO3 + 2 OH-
� A formação do íon hidróxila explica porque o carbonato de sódio em solução aquosatem reação alcalina. Devido a sua reação alcalina intensa o carbonato de sódio étambém conhecido como álcali.
Na2CO3NaOH
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� A hidrólise também explica porque o bicarbonato de sódio (NaHCO3) embora sejaum sal ácido apresenta contudo em solução aquosa reação alcalina. Assim:
Na+ + HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-
Ou
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
� Portanto não se deve confundir sal ácido e sal básico (quanto a composição) com sal de reação ácida e sal de reação básica ou alcalina.
NaHCO3NaOH