Funções Inorgânicas

Escrito por Mateus Cavassin.

Observação inicial

O curso de química inorgânica é muito mais expositivo e de memorização do que qualquer outro curso dentro da química. Ele é, na maioria das vezes, um pouco cansativo de se memorizar e até mesmo maçante aos olhos de muitos alunos de ensino médio. Diante disso, queria informar que o seguinte curso segue essa mesma linha e tem muita informação. Por isso, estude de forma regrada e tente revisar várias vezes durante o período em que está se preparando para a prova que vai fazer, pois é relativamente fácil uma informação ou outra passarem despercebidas ou mesmo serem esquecidas em meio tantas outras. Dito isso, podemos começar nossos estudos.

Introdução

Primeiramente, devemos ter em mente algumas classificações ou propriedades de substâncias. Diante disso, os próximos tópicos abordarão conceitos não necessariamente da química inorgânica, mas sim utilizada em toda química e são necessários para nosso curso.

Condutividade elétrica

Uma propriedade relativamente simples utilizada para distinguir composto refere-se à condutividade elétrica da solução gerada pela dissolução de um composto em água pura. Este teste, de modo prático, é feito fechando um circuito com uma lâmpada na solução em que o composto está. Caso a lâmpada acenda, quer dizer que a solução conduz a corrente elétrica, caso contrário, não. Assim:

Eletrólito: solução gerada pelo composto conduz eletricidade.

Não eletrólito: solução gerada pelo composto não conduz eletricidade.

Em uma solução, a condutividade se dá por meio do fluxo de cargas. Assim, um eletrólito é uma substância que transporta cargas em sua solução. Geralmente o eletrólito é uma substância que produz íons em sua dissolução.

Se forem produzidos muitos íons, temos um eletrólito forte. Se forem produzidos poucos íons, temos um eletrólito fraco.

Substâncias que não produzem íons em solução são chamadas de moleculares.

Formação de íons

Temos dois diferentes processos de formação de íons:

Dissociação iônica: quando o composto que formou íons era incialmente iônico, ou seja, formado por cátions e ânions com caráter acentuado de carga. Por exemplo: NaCl, KCl, HCl e HI.

Ionização: quando o composto que formou íons era inicialmente covalente. Por exemplo: NH_3 H_2CO_3

Um exemplo de dissociação iônica: NaCl_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

Um exemplo de ionização: HCl_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

Classificação dos eletrólitos

Definimos \alpha como a razão entre a quantidade de soluto dissociado sobre a quantidade total de soluto na solução: \alpha=\frac{dissociado}{total}

Eletrólito forte: \alpha data-recalc-dims=50\%" />

Eletrólito moderado: 5\%<\alpha<50\%

Eletrólito fraco: \alpha<5\%

1.0 Estudo dos Ácidos

Agora sim estamos preparados para estudar as funções e reações inorgânicas propriamente ditas. Dessa forma, começaremos, como é usualmente feito, pelo estudos dos ácidos.

1.1 Ácidos de Arrhenius

São substâncias que, em solução aquosa, liberam H^+ como único cátion, como por exemplo: HCl, HI e H_2CO_3.

Podem ser classificados quanto à presença de oxigênio na fórmula:

Oxiácidos: H_2CO_3, H_3PO_4, H_3PO_3, HClO, etc.

Hidrácidos: HCl, HCN, HI, HBr, etc.

1.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monoprótico: apenas um hidrogênio ionizável. Temos como exemplos: HCl, HI, HBr eHCN.

Poliprótico: mais de um hidrogênio ionizável. Temos como exemplos: H_2CO_3 (diácido) e H_3PO_4 (triácido).

Note: em alguns ácidos inorgânicos, o número de hidrogênios ionizáveis não necessariamente é o total de hidrogênios da fórmula do composto, como em  ácidos de átomo central fósforo. Veja os exemplos de H_3PO_3 e H_3PO_2, em que os números de hidrogênios ionizáveis são 2 e 1, respectivamente. Isso se deve, pois, para oxiácidos, os hidrogênios ionizáveis são apenas os ligados ao oxigênio. Sugestão: veja a fórmula de Lewis de H_3PO_3 e H_3PO_2.

1.3 Quanto à volatilidade

Voláteis: hidrácidos que não contém metal (HF, HCl, HBr, HI, HCN...) e oxiácidos instáveis ( H_2CO_3, H_2SO_3...).

Fixos: oxiácidos (ponte de hidrogênio) e hidrácidos de alta massa molecular, que geralmente contém metais (H_4Fe(CN)_6, H_3Fe(CN)_6...).

1.4 Quanto à força ácida

Fortes: hidrácidos em geral e oxiácidos em que, em geral, o número de hidrogênio menos o número de oxigênio é maior ou igual a 2.

Moderados: HF e oxiácidos em que, em geral, o número de hidrogênio menos o número de oxigênio é igual a 1.

Fracos: restante dos ácidos incluindo ácido carbônico, pois sofre decomposição.

1.5 Nomenclatura dos ácidos

Para os hidrácidos, o nome do ácido formado depende diretamente do nome do átomo central presente. A forma geral é: ácido ...........ídrico. No lugar dos pontos coloca-se o prefixo do átomo central. Assim sendo: HCN = ácido cianídrico, HCl = ácido cianídrico, HBr = Ácido bromídrico...

Para os oxiácidos, depende do número de oxiácidos que o átomo central é capaz de formar:

Se for possível formar apenas um oxiácido, a nomenclatura geral seguirá a forma: ácido .........ico. onde os pontos são substituídos pelo prefixo do átomo central. Dessa forma: H_2CO_3 = ácido carbônico, H_3BO_3 = ácido bórico...

Se for possível formar dois oxiácidos, o nome dependerá do Nox do átomo central. Se o Nox for o maior possível, o sufixo será ico, se o Nox for o menor, o sufixo será oso. Veja os exemplos: HNO_3 = ácido nítrico e HNO_2 = ácido nitroso, H_2SO_4 = ácido sulfúrico e H_2SO_3 = ácido sulfuroso...

Se for possível formar três ou mais oxiácidos, o nome dependerá do Nox do átomo central também. O que muda é que teremos prefixo e sufixos variando:

Ácido hipo.............oso - Nox do átomo central =+1/+2

Ácido ...............oso - Nox do átomo central =+3/+4

Ácido ............ico - Nox do átomo central =+5/+6

Ácido per..........ico - Nox do átomo central =+7

onde os pontos novamente referem-se ao prefixo do átomo central. Assim: HClO = ácido hipocloroso, HClO_2= ácido cloroso, HClO_3 = ácido clórico, HClO_4 = ácido perclórico.

A partir daqui, temos outros dois casos de nomenclatura especiais que nunca vi cair em nenhuma prova que fiz, muito menos no âmbito nacional. Diante disso, acredito que não é de interesse mostrar esses casos aqui e ficará por parte curiosidade ou um algo a mais caso o leitor queira se aprofundar. Esses casos são a nomenclatura por grau de hidratação dos ácidos de fósforo e dos superácidos.

2.0 Estudo das bases

2.1 Bases de Arrhenius

As bases de Arrhenius são, por definição, aquelas substâncias que, quando se dissociam em água, liberam OH^- como único ânion, como por exemplo: NaOH, RbOH e KOH.

Podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas:

Monobases são aquelas que apresentam apenas uma hidroxila, como NaOH, RbOH, KOH...

Polibases são aquelas que apresentam mais de uma hidroxila, como Ca(OH)_2 (dibase), Fe(OH)_3 (tribase), Pt(OH)_4 (tetrabase)...

2.2 Quanto à volatilidade

Voláteis: bases metálicas (devido ao caráter iônico).

Fixas:  bases nitrogenadas (devido ao caráter covalente).

2.3 Quanto à solubilidade

Bases de nitrogênio são solúveis em água devido às pontes de hidrogênio com H_2O.

As bases metálicas da família IA são muito solúveis em água devido à grande diferença de poder de polarização desses metais em relação aos outros.

As bases metálicas da família IIA, exceto berílio e magnésio, são pouco solúveis em água devido ao motivo explicado anteriormente.

As bases metálicas de magnésio, berílio e o restante que não se enquadram nas características apresentadas acima, são insolúveis pelo mesmo motivo.

2.4 Quanto à força básica

Bases de nitrogênio são, em geral, fracas.

Bases metálicas fortes são as das famílias IA e IIA, exceto do berílio e do magnésio e as bases metálicas fracas são as restante.

2.5 Nomenclatura das bases

Quando o elemento que caracteriza a base apresentar apenas uma possibilidade de Nox, o nome da base será da forma: hidróxido de ............... . Onde os pontos são substituídos pelo nome do elemento, como NaOH = hidróxido de sódio e KOH = hidróxido de potássio.

Quando o elemento que caracterizar a base tiver duas possibilidades de Nox, o nome da base que apresenta o elemento com o menor Nox terá a forma hidróxido .........oso  e a base que apresenta o elemento com o maior Nox terá a forma hidróxido ...........ico. Veja os exemplos: FeOH_3 = hidróxido férrico, FeOH_2 = hidróxido ferroso, SnOH_4 = hidróxido estânico e SnOH_3 = hidóxido estanoso.

3.0 Estudo dos Sais 

Sais são, de forma geral, compostos iônicos gerados da reação de neutralização entre uma base e um ácido. Essa neutralização pode ser total ou parcial, como veremos.

3.1 Diferentes tipos de sais

Sais normais ou sais neutros são aqueles que resultam da neutralização total entre uma base e um ácido, não apresentando, portanto, hidrogênios ionizáveis. Alguns exemplos são: NaCl, NaBr e KBr.

Hidrogenossais ou sais ácidos são aqueles que resultam da reação de neutralização parcial entre ácidos e bases e apresentam algum hidrogênio ionizável. Alguns exemplos são: NaHCO_3 e NaHSO_4.

Hidroxissais ou sais básicos são aqueles que resultam da reação de neutralização parcial entre ácidos e bases e apresentam alguma hidroxila em sua composição. Alguns exemplos são: Ca(OH)Cl e Al(OH)_2Br.

Sais mistos ou duplos são aqueles que apresentam duas ou mais diferentes espécies de cátions ou ânions em sua composição. Veja alguns exemplos quanto aos cátions: NaKSO_4 e NaKCO_3. Veja alguns exemplos quanto aos ânions: CaBrCl e MgICl.

3.2 Sais hidratados

São aqueles que contém água de hidratação e frequentemente são coloridos. Um exemplo interessante é o sulfato de cobre (CuSO_4) que pode receber 5 águas de hidratação e apresentar coloração azul. Esse sal é usado no "galinho do tempo" por apresentar essa característica.

3.3 Solubilidade dos sais 

Como disse no início do curso, química inorgânica é relativamente maçante e o que mostrarei agora é o ápice disso. Aqui vai uma tabela da solubilidade de alguns sais importantes que deve ser memorizada. Cada um dos casos abaixo poderia ser explicado melhor, mas não vale a pena essa abordagem pois a explicação requer um raciocínio diferente em cada caso e caso discutirmos cada caso, teremos que memorizar a abordagem da mesma maneira. Por isso, optamos pela memorização da tabela apenas.

3.4 Nomenclatura dos sais

A nomenclatura dos sais normais é relativamente fácil e, após entendê-la fica fácil entender  restante também.

A nomenclatura dos sais normais é da forma: (nome do ânion) de (nome do cátion) e, caso tivermos dois possíveis Nox´s para o cátion, colocamos esse Nox em numeração romana no final do nome e entre parênteses ou a terminação ico ou oso tirando o "de", como no caso dos ácidos. Assim, a nomenclatura de NaCl = cloreto de hidrogênio, KI = iodeto de potássio, FeCl_3 = cloreto férrico = cloreto de ferro (III) e FeCl_2 = cloreto ferroso = cloreto de ferro (II).

A nomenclatura essencial dos sais ácidos é da forma anteriormente mostrada. A diferença é que aqui devemos indicar a quantidade de hidrogênios ainda ionizáveis que emos na estrutura com base e um prefixo antes do nome do a ânion. Para isso, usamos a forma: (sufixo)idrogeno(nome do ânion) de (nome do cátion), onde o sufixo varia. Para um, dois e três hidrogênios os sufixos serão, respectivamente, mono, di e tri. Veja alguns exemplos: NaHSO_4 = monoidrogenosulfato de sódio, K_2HPO_4 = monoidrogenofosfato de potássio e KH_2PO_4 = diidrogenofosfato de potássio.

A nomenclatura dos sais básicos é semelhante à dos sais ácidos, com a diferença que mudamos hidrogeno por hidroxi ficando com a forma: (sufixo)idroxi(nome do ânion) de (nome do cátion). Dois exemplos são: Ca(OH)Cl = monoidroxicloreto de cálcio e Al(OH)_2Cl = diidroxicloreto de alumínio.

A nomenclatura de sais hidratados é da forma: (nome comum do sal) + (sufixo)idratado. Os sufixos são, naturalmente, mono, di, tri, tetra, penta hexa... Alguns exemplos são CuSO_4.5H_2O = sulfato de cobre (II) pentraidratado, MgSO_4.7H_2O = sulfato de magnésio heptaidratado e Na_2CO_3.10H_2O = carbonato de sódio decaidratado.

 

4.0 Estudo dos óxidos

Óxidos, de forma direta, são compostos no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo da fórmula. Alguns exemplos são Fe2O_3 e CO_2.

4.1 Diferentes tipos de óxidos

Óxidos básicos são aqueles que apresentam caráter predominantemente iônico, são formados por metais com Nox menor ou igual a 2, em geral, e se comportam como a base correspondente do metal em questão.

Óxidos ácidos são aqueles que apresentam caráter predominantemente covalente, são formados por metais com Nox mair ou igual a 6, em geral, e se comportam como o ácido correspondente do metal em questão.

Óxidos neutros ou indiferentes são aqueles que não reagem com água, ácidos ou bases e são apenas três: NO, N_2O e CO.

Óxidos duplos ou mistos são aqueles que se comportam, em reação, como dois óxidos diferentes ao mesmo tempo e possuem fórmula geral M_3O_4, onde M é o metal em questão. Alguns exemplos são: Pb_3O_4 e Fe_3O_4.

Óxidos anfóteros são aqueles que possuem caráter intermediário entre iônico e covalente, não reagem com água, mas sim com ácidos e bases fortes e, contém, em geral, metal com Nox 3 ou 4. Alguns exemplos são: MnO_2, PbO e As_2O_3.

Peróxidos são aqueles óxidos que contém oxigênio com Nox -1. Dois exemplos são: K_2O_2 e Na_2O_2.

Superóxidos são aqueles que contém oxigênio com Nox -0,5. Alguns exemplos são: KO_2 e NaO_2.

4.2 Nomenclatura dos óxidos

A nomenclatura dos óxidos, exceto peróxidos e superóxidos, segue a forma: (prefixo do número de oxigênios)óxido de (prefixo do número de metais). Desta forma: CO_2 = dióxido de monocarbono = dióxido de carbono, N_2O = monóxido de dinitrogênio e Fe_3O_4 = tetróxido de triferro.

A nomenclatura dos peróxidos é da forma: peróxido de (nome do elemento). Assim, Na_2O_2 = peróxido de sódio, por exemplo.

A nomenclatura dos superóxidos é da forma: superóxido de (nome do elemento). Assim, NaO_2 = superóxido de sódio, por exemplo.

5.0 Estudo dos hidretos

Hidretos são compostos binários em que se tem o hidrogênio. Alguns exemplos são os hidretos de nitrogênio, como NH_3, e de carbono, como CH_4.

5.1 Diferentes tipos de hidretos

Hidretos moleculares são aqueles que são formados por ligação covalente e unidades simples essencialmente moléculas. Alguns exemplos são: SiH_4 e NiH_3.

Hidretos covalentes são aqueles que formam cadeias poliméricas a partir de um hidreto molecular por ligações denominadas tricentradas. O exemplo mais conhecido é o do BH_3 dimerizando em B_2H_6.

Hidretos iônicos são formados por metais das famílias IA e IIA, exceto berílio, e são fortemente básicos, como NaH e LiH.

Hidretos intersticiais são aqueles que são gerados pela penetração de hidrogênio gasoso na rede cristalina do metal formando um composto que não segue uma estequiometria definida, ou seja, não segue a lei de Proust. Vale ressaltar que este tipo de hidreto ainda está sendo estudado e em constante evolução e pouco se sabe sobre suas características ainda.

5.1 Nomenclatura dos hidretos

A nomenclatura dos hidretos iônicos, de forma prática, é da forma: hidreto de (nome do metal), não esquecendo de indicar o o Nox do metal em algarismos romanos se for necessário. Desta forma, temos alguns exemplos: NaH = hidreto de sódio, MgH_2 = hidreto de magnésio e NiH_3 = hidreto de níquel (III).

Vale ressaltar que o nome de BH_3 é borano e de B_2H_6 é diborano.

6.0 Estudo dos carbetos

São compostos binários nos quais o carbono é o elemento mais eletronegativo.

6.1 Carbetos mais importantes

SiC é chamado carborundum. Este composto é usado com semicondutor e é frequentemente substituinte do diamante na indústria pelo motivo de que suas estruturas cristalinas e durezas serem semelhantes. Vale ressaltar que ele deriva da sílica (SiO_2).

CaC_2 é chamado carbeto de cálcio e é um importante meio de formação de compostos orgânicos, já que sua reação com água forma acetileno (C_2H_2).

Al_4C_3 é chamado carbeto de alumínio é também é usado na formação de compostos orgânicos, pois reage com água produzindo metano (CH_4).

6.2 Nomenclatura dos carbetos

O nome dos carbetos é simplesmente da forma: Carbeto de (nome do elemento), e, como sempre, lembre-se de indicar o Nox do elemento em números romanos. Assim: SiC = carbeto de silício, CaC_2 = carbeto de cálcio e Al_4C_3 = carbeto de alumínio.