1 FUNÇÕES INORGÂNICAS
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3
INTRODUÇÃO
Funções inorgânicas são grupos de substâncias com propriedades
semelhantes agrupadas em ácidos, óxidos, sais e bases. O estudo das funções
inorgânicas inclui as propriedades de cada grupo de compostos, suas
nomenclaturas e suas fórmulas.
1 FUNÇÕES INORGÂNICAS
As funções inorgânicas são grupos de substâncias que apresentam
propriedades semelhantes, isto é, determinadas características comuns que fazem
com que, os produtos classificados na mesma função apresentem reações químicas
semelhantes, facilitando assim a compreensão da química. A esse conjunto de
compostos que se assemelham em propriedades químicas e físicas damos os
nomes de Função Química.
Na química inorgânica são quatro as funções: ácidos, bases ou hidróxidos,
sais e óxidos.
ÓXIDOS BÁSICOS
Reagem com água produzindo bases: Na2O + H2O → 2NaOH
Reagem com ácidos produzindo sal e água: K2O + H2SO4 → K2SO4 + H2O
Reagemcom óxidos ácidos produzindo sal: MgO + CO2 → MgCO3
ÓXIDOS ÁCIDOS
Reagem com água produzindo ácidos: SO3 + H2O → H2SO4
Reagem com bases produzindo sal e água: SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O
Reagem com óxidos básicos produzindo sal: SO3 + CaO → CaSO4
ÓXIDOS ANFÓTEROS
Reagem com ácidos produzindo sal e água: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Reagem com bases produzindo sal e água: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
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PERÓXIDOS
Reagem com água produzindo base e peróxido de hidrogênio que decompõe em
H2O e O2:
2Na2O2 + 4H2O → 4NaOH + 2H2O + O2
Reagem com ácido produzindo sal e peróxido de hidrogênio:
Na2O2 + 2HCl → 2KCl + H2O2
ÓXIDOS NEUTROS
Não reagem com água, ácido ou base. São indiferentes a esses compostos.
CO, NO e N2O
ÁCIDOS
Reagem com bases produzindo sal e água (neutralização):
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Reagem com metais(não nobres) produzindo sal e H2:
H2SO4 + Mg → MgSO4 + H2
Reagem com sais produzindo um novo sal e um novo ácido mais volátil:
2NaCl + H2SO4(ácido fixo) → Na2SO4 + 2HCl (ácido volátil)
BASES
Reagem com ácidos produzindo sal e água (neutralização):
Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O
Reagem com sais produzindo um sal e uma nova base mais fraca:
BaSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Ba(OH)2 (base mais fraca)
SAIS
Reagem com outro sal (dupla troca). Um dos produtos deve ser insolúvel.
AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl (insolúvel)
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2 ÁCIDOS
Ácidos são substâncias que originam íons H+ quando em solução aquosa,
resultado de um processo conhecido como ionização, isto é: os ácidos puros são
substâncias covalentes e quando dissolvidos em água formam íons, tornando-as
então condutoras de eletricidade. Podem se classificados em hidrácidos e oxiácidos.
Os hidrácidos são ácidos não-oxigenados, tais como HCl, HBr, H2S.
oxiácidos são ácidos oxigenados, tais como H2SO4, HNO3, H2CO3.
Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja,
o limão e as demais frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel
contém ácido sulfúrico, o vinagre contém ácido acético, o ácido clorídrico é
constituinte do suco gástrico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir
explosivos como o TNT.
De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto deve-se evitar
contato com a pele, ingeri-los ou respirá-los.
Segundo Arrhenius, a definição de ácido é todo composto molecular que, em
solução aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamente como cátion o H3O+
(hidroxônio).
HCl + H2O H3O+ + Cl–
HCN + H2O H3O+ + CN–
No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O+) pode ser representado por H+:
HCl H+ + Cl–
HCN H+ + CN–
2.1 Classificação dos Ácidos
Quanto à natureza do ácido
Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento
carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio
por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples:
carboxila
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O grupo carboxila também pode ser representado apenas por:
- COOH
O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o
hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos:
- COOH → H+ + - COO-
Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme
importância para o homem, como por exemplo:
COOH ácido fórmico (proveniente das formigas)
CH3COOH ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)
Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos
e oxiácidos. Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et
Quanto à presença de oxigênio na molécula
Hidrácidos – não possuem oxigênio
Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.
Oxiácidos – possuem oxigênio
Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável.
Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção).
Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção).
Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H3PO4 , H3BO3.
Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.
Quanto ao número de elementos químicos
Binário – dois elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCl, H2S, HBr.
Ternário – três elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4
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Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCNO, HSCN
Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)
Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em
pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá? O éter é um líquido que possui
baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos
neste caso que o éter é uma substância volátil.
Outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor
bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal
constituinte.
Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).
Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e
CH3COOH.
Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).
Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).
Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)
Ácidos fortes: possuem α > 50%
Ácidos moderados: 5% α 50%
Ácidos fracos: α < 5%
Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido
I. Hidrácidos
Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.
Ácido moderado: HF.
Ácidos fracos: demais.
II. Oxiácidos
Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos
em que:
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se:
m = 3 ácido muito forte
Exemplos: HClO4 , HMnO4...
m = 2 ácido forte
Exemplos: HNO3 , H2SO4...
m = 1 ácido moderado
Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+)
m = 0 ácido fraco
Exemplos: HClO, H3BO3
Observação
1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%),
embora o valor de m = 1
2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.
2.2 Nomenclatura e formulação
2.2.1 Hidrácidos
Todos os hidrácidos possuem o sufixo ídrico e os ácidos derivados dos
halogênios ( F, Cl, Br, I ) por serem da mesma família da tabela periódica ( 7 A ou 17
), têm estruturas semelhantes.
Fórmula geral:
H+1 E-x = HxE
O elemento E é um ametal pertencente à coluna 6A ou 7A. se E pertencer à
coluna 6A, deve-se usar NOX =-2; se pertencer à coluna 7A , deve-se usar NOX = -
1.
Ao dar nome a um hidrácido, devemos escrever:
Ácido ___________________________ + ídrico
Nome do elemento
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2.2.1.1 Principais hidrácidos:
NOMENCLATURA FORMULAÇÃO
Ácido fluorídrico HF
Ácido clorídrico HCl
Ácido bromídrico HBr
Ácido iodídrico HI
Ácido sulfídrico H2S
Ácido cianídrico HCN
2.2.2 Oxiácidos
Os oxiácidos são provenientes da reação entre anidrido e água, em sua
nomenclatura usamos a palavra ácido ao dar o nome ao composto.
Anidrido + água → oxiácido
CO2 + H2O → H2CO3
anidrido ácido carbônico
carbônico
Alterando-se o número de átomos de oxigênio dos ácidos acima obteremos
os demais oxiácidos da seguinte forma:
Terminação ICO - 1 átomo de oxigênio terminação OSO
Terminação ICO - 2 átomos de oxigênio terminação HIPO __________OSO
Terminação ICO + 1 átomo de oxigênio terminação PER ___________ ICO
Ex.: Ácido clorídrico – HClO3
Ácido de origem Átomos de oxigênio Fórmula obtida Nomenclatura
HClO3 - 1 [O] HClO2 Ácido cloroso
HClO3 - 2 [O] HClO Ácido hipocloro
HClO3 + 1[O] HClO4 Ácido perclórico
2.2.2.1 Oxiácidos – casos especiais
Os anidridos de fósforo, arsênio, antimônio e boro, ao reagir com água para
formar um oxiácido, podem reagir com 1, 2 ou 3 moléculas de água. Se ele reagir
com 1 molécula de água, devemos usar o prefixo meta ao dar o nome ao ácido. Se o
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anidrido reagir com 2 moléculas de água, devemos usar o prefixo piro e, se reagir
com 3 moléculas de água, devemos usar o prefixo orto.
Observe o esquema abaixo:
+ 1 H2O → prefixo meta
+ 2 H2O → prefixo piro
+ 3 H20 → prefixo orto
P2O5 + H2O → ácido metafosfórico
P2O5 + 2H2O → ácido pirofosfórico
P2O5 + 3H2O → ácido ortofosfórico (o prefixo orto não é obrigatório, pode ser
omitido e chamado de ácido fosfórico – H3PO4)
2.3 Resumindo:
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3 BASES
As bases, também denominadas hidróxidos, são formadas por um metal
ligado ao grupo hidroxila ou oxidrila (grupo OH-)
As fórmulas da base são obtidas juntando-se um cátion ao ânion OH- e
obedecendo o principio já utilizado em outros compostos: a soma total das cargas
deve ser zero.
Ex+ (OH)1- → E1(OH)x→ E(OH)x
Observação: NH4OH → única base com cátion de ametais
3.1 Classificação das bases
As bases são classificadas de acordo com o número de hidroxilas (OH-), de
acordo com o grau de dissociação iônica (α) ou de acordo com a solubilidade da
água.
3.1.1 Classificação de acordo com o número de hidroxilas (OH-)
Monobases: 1 OH-. Ex.: KOH
Dibases: 2 OH-. Ex.: Ba(OH)2
Tribases: 3 OH-. Ex.: Al(OH)3
Tetrabases: 4 OH-. Ex.: Sn(OH)4
3.1.2 Classificação de acordo com o grau de dissociação iônica (α)
Bases fortes (α + 100%): IA e IIA. Ex.: KOH
Bases fracas: as demais bases (incluído NH4OH – única base volátil). Ex.:
AgOH
3.1.3 Classificação de acordo com a solubilidade de água a 25º
Solúveis: IA e NH4+. Ex.: KOH
Pouco solúveis: IIA. Ex.: Ba(OH)2. Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2
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Insolúveis: as demais bases.
3.2 Nomenclatura
Para cátions que formam uma única base:
Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+,
Al3+ e NH4+ (amônio).
Hidróxido de _________________________
Nome do metal
Ex.: LiOH → Hidróxido de lítio
Para cátions que formam mais de uma base:
Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:
Ouro (Au1+ e Au3+)
Cobre (Cu1+ e Cu2+)
Ferro (Fe2+ e Fe3+)
Chumbo (Pb2+ e Pb4+)
Quando o elemento tem carga variável a IUPAC determina a seguinte regra:
- 1ª oficial:
Hidróxido de _________________________(Nox em algarismo romano)
Nome do metal
Ex.: Pb(OH)2 = hidróxido de chumbo II
Pb(OH)4 = hidróxido de chumbo IV
- 2ª usual:
Hidróxido de _________________________ + { ico(Nox maior)ouoso (Noxmenor)
Ex.: Pb(OH)2 = hidróxido plumboso
Pb(OH)4 = hidróxido plúmbico
3.3 Características de uma base
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As bases ou hidróxidos apresentam sabor caustico e são substâncias iônicas.
Quando dissolvidas em água, originam soluções capazes de conduzir
corrente elétrica. Uma base, quando em contato com a água, sofre um
processo de dissociação, gerando íons. Exemplo:
NaOH(s) Na+(aq) + OH- (aq)
[íons responsáveis pela condutividade em solução aquosa]
Quanto maior o grau de dissociação de uma base, mais forte ela será. As
bases fortes são aquelas formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos.
Todas as outras são consideradas fracas. Exemplos.
Base fortes:
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.
Bases fortes:
NH4OH, Al(OH)3, CuOH, Cu(OH)2, etc.
3.4 As bases e suas aplicações
Nome comum do hidróxido Fórmula Aplicações
Soda cáustica NaOH(s) Usado como um forte produto de limpeza
de tubulações. Usado na produção de
sabão.
Cal extinta Ca(OH)2(s) Antiácido usado na construção civil
Leite de Magnésia Mg(OH)2(aq) Antiácido e laxante
Bauxita Al(OH)3(s) Antiácido; minério de onde é extraído o
alumínio
Água de cal Ca(OH)2(aq) Usado para identificar a presença de CO2
Água de barita Ba(OH)2(aq) Usado na neutralização de ácidos
Fonte: Costa e Santos, v. 1, 1995, p. 323
4 SAIS
H2O
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Um sal é o principal produto formado a partir da reação entre um ácido e
uma base. Essa reação é denominada reação de neutralização.
Ácido + Base → Sal + Água
Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:
CO2 + CaO → CaCO3
Os íons que formam os sais podem ser monoatômicos (como o ânion
fluoreto, F, ou o cátion cálcio, Ca) ou poliatômicos (como o ânion sulfato, SO4).
Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion
acetato, CH3COO).
Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água,
onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão,
reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água,
conduzem eletricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando
estes a funcionar como eletrólitos.
O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente
conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado
na alimentação humana.
A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando
origem a sais ácidos ou básicos.
4.1 Reação de neutralização
Chamamos de neutralização a reação que ocorre entre o íon H+, proveniente
da ionização do ácido e o íon OH-, proveniente da dissociação da base.
A reação de dupla troca ocorre entre um ácido e uma base. Um ácido
neutraliza uma base ou uma base neutraliza um ácido formando sal e água. Ex.:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Na neutralização parcial, um ácido neutraliza parcialmente uma base, pois o
numero de hidrogênios ionizáveis do ácido é menor que o numero de hidroxilas da
base e vice-versa. Ex.:
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1 HCl + 1 Mg(OH)2 → MgOHCl + H2O
Sal básico
4.1.1 Reação de salificação
4.1.2 Reação de neutralização total do ácido e da base
O sal formado a partir da reação de neutralização total do ácido e da base é
denominado sal neutro ou normal.
Exemplo:
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O
Sal normal
4.2 Classificação
→ Quanto ao número de elementos:
Binário: dois elementos: NaCl, KF, LiBr, Na2S
Ternário: três elementos; NaCN, CaCO3, NaNO3, CuSO4
Quartenário: quatro elementos: NaHCO3
→ Quanto à presença de água:
Sais anidros: sem a presença de água. Ex.: NaCl, NaCN, CaCO3, NaNO3
Sais hidratados: com a presença de água. Ex.: CuSO4.5H2O e NaNO3.10H2O
→ Quanto ao caráter ácido-base
Sais neutros: NaCl, CaCO3, NaNO3, CaSO4
Sais ácidos ou hidrogenosais: NaHCO3 e KHSO4
Sais básicos ou hidróxisais: AlOHSO4 e AlOHCl2
4.3 Solubilidade dos sais
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A regra a seguir permite prever a solubilidade de alguns sais importantes na
água:
Sais contendo como cátions, metais da família 1A e o íon NH4+ (amônio),
formam sais solúveis em água.
4.4 Características
Apresentam gosto salgado
Conduzem corrente elétrica em meio aquoso
4.5 Nomenclatura
Para escrever a fórmula e o nome de um sal, devemos seguir algumas
regras práticas:
a) equacionar a ionização do ácido e escrever o nome do radical formado;
b) equacionar a dissociação da base;
c) uni o cátion proveniente da base com o radical do ácido invertendo suas
cargas e simplificando, se possível;
d) escrever o nome do sal da seguinte forma:
nome do radical do ácido + nome do cátion da base
Lembre-se:
Sufixo do ácido Sufixo do radical
ídrico eto
oso ito
ico ato
4.5.1 Nox fixo
(nome do ânion) de (nome do cátion)
Exemplo: K+NO3- = nitrato de potássio
4.5.2 Nox variável
Oficial:
(nome do ânion) de (nome do cátion) Nox (Nox em algarismo romano)
Exemplo: Cu+S2- → Cu2S = sulfeto de cobre I
Usual:
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(nome do ânion) (nome do cátion) + { ico(maior Nox)ouoso (menos Nox)
Exemplo: Cu+S2- = Cu2S → sulfeto cuproso
Cu2+S2- = CuS → sulfeto cúprico
4.6 Alguns dos principais ânions
Cl- cloreto
Br- brometo
I – iodeto
F – fluoreto
CN – cianeto
S2- sulfeto
HCO32- bicarbonato
MnO4 - permanganato
4.7 Principais sais
NaCl – cloreto de sódio (condimento, conservante, soro fisiológico)
CaCO3 – carbonato de cálcio (calcareo, mármore)
NaHCO3 – bicarbonato de sódio (extintores, fermento, anti-ácido)
5 ÓXIDOS
São compostos binários formados por um metal ou um ametal ligado ao
oxigênio.
5.1 Fórmula geral dos óxidos
Ex+O2- → E2Ox
Em que:
E = elemento qualquer (com exceção do flúor)
X = número de oxidação do elemento E
O = oxigênio (com número de oxidação -2)
Exemplos:
Mg2+O2- = Mg2O2 = ÷ 2 = MgO
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5.2 Nomenclatura
5.2.1 quando o elemento forma apenas um óxido
Óxido de ______________________
Nome do elemento
Exemplo: LiO2 = óxido de lítio
5.2.2 Quando o elemento forma dois óxidos
5.2.2.1 Oficial
Óxido de _________________________Nox em algarismo romano
(nome do elemento)
Exemplos:
Au2O = óxido de ouro I
Au2O3 = óxido de ouro III
5.2.2.2 Usual
Óxido de _____________________{ ico(maior Nox)ouoso (menor Nox)
(nome do elemento)
Exemplos:
Au2O = óxido auroso
Au2O3 = óxido áurico
5.2.3 Quando o elemento forma dois ou mais óxidos
(mono) (mono)
di di
tri Óxido de tri
.... ....
______________________________
(nome do elemento)
Exemplo:
Fe2O3 = trióxido de diferro
CO2 = dióxido de (mono) carbono
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Apenas o prefixo mono é de uso facultativo
5.3 Classificação
Os óxidos se classificam em: Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos
anfóteros.
Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como
regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O.
Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e
alcalino-terrosos) são óxidos básicos.
Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos
elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.
5.3.1 Óxido ácido ou anidrido
Óxido ácido é aquele formado principalmente por não-metais e metais com
Nox elevado, como é obtido a partir do ácido pela retirada de água, é chamado de
anidrido.
Exemplos: Cl2O, SO2, N2O3, P2O3, CO2
5.3.1.1 Propriedades do óxido ácido ou anidrido
1ª) óxido ácido + água → ácido
Ex.: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
(óxido ácido) (ácido)
2º Óxido ácido + base → sal + água
Ex.: SO3(g) + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O(óxido ácido) (base) (sal)
5.3.2 Óxido básico
O óxido básico tem acentuado caráter iônico e é formado, principalmente,
por metais alcalinos, metais alcalinos-terrosos e metais com nox baixo.
Exemplos: Na2O, K2O, CaO, MgO, BaO
5.3.2.1 Propriedades do óxido base
1ª) Óxido básico + água → base
Ex.: Na2O + H2O → 2NaOH
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(óxido básico) (base)
2ª) Óxido básico + ácido → sal + água
Ex.: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O (óxido básico) (ácido) (sal) (água)
5.3.3 Óxido anfótero
Óxido anfótero é aquele formado por elementos de eletronegatividade
intermediária, isto é, aqueles que ocupam a região central da tabela periódica.
Apresentam, simultaneamente, caráter ácido e básico. Os mais importantes são ZnO
e Al2O3.
5.3.4 Óxido neutro ou indiferente
Óxido neutro é aquele que não reage com água, ácido ou base. Os mais
importantes são: CO, NO e N2O.
5.3.5 Óxido duplo, misto ou salino
Óxido duplo é aquele cujo metal formador tem dois Nox diferentes. Os mais
importantes são: Fe2O4 = Fe2O3.FeO; Pb3O4 = PbO2.2PbO e Mn3O4 = MnO2.2MnO.
5.3.6 Peróxidos
São compostos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (IA) e
metais alcalino-terrosos (IIA) e pelo grupo funcional O22-. Exemplo: Na2O2 = peróxido
de sódio.
5.4 Óxidos mais comuns na química do cotidiano
Óxido de cálcio (CaO)
É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido
industrialmente por pirólise de calcário.
Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.
Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento
das paredes.
Pintura a cal (caiação).
Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.
21
Dióxido de carbono (CO2)
É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.
O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em
CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor
teor em O2 que o normal.
O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas.
CO2 + H2O → H2CO3 (ácido carbônico)
O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas
temperaturas.
Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o
principal responsável pelo chamado efeito estufa.
Monóxido de carbono (CO)
É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar
atmosférico.
Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol),
gasolina, óleo, diesel, etc.
Dióxido de enxofre (SO2)
É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.
Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar) → SO2
O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das
regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido
consiste na queima do enxofre.
O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água
de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e
destruindo a vegetação: 2SO2 + O2 (ar) → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Dióxido de nitrogênio (NO2)
É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito
tóxico.
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Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à
temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam
resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a
atmosfera.
O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que
é outro sério poluente atmosférico NO2 + O2 → NO + O3
Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os
óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).
Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido
nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto
ambiental.
CONCLUSÃO
Esse trabalho demonstra as funções inorgânicas e suas classificações, como
classificá-los, onde podem ser encontradas, como essas substâncias conduzem
eletricidade, suas utilidades em geral e certas curiosidades sobre essas substâncias.
Também aprendemos que podem ser substâncias muito perigosas, altamente
corrosivas e que por esse motivo devem ser manuseadas com cuidado, pois podem
causar queimaduras graves. Com todas essas informações sobre ácidos e bases
presentes nesse trabalho esperamos ter cumprido o nosso objetivo nesse trabalho,
que era passar informações sobre esses compostos e consequentemente termos
aprendido com isso.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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FELTRE, Ricardo. Química: Química Geral. 4ª ed.; São Paulo: Moderna,1994, vol. 1.
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COVRE, Geraldo. Química Total. São Paulo: FTD, AS. 1941, vol. Único
REIS, Martha. Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FTD, AS, 2001,vol. 1.