Funções químicas

Óxidos 

Óxidos são compostos binários em que o elemento oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2 e é o mais eletronegativo da fórmula.

As propriedades de um óxido dependem das características do elemento formador.

Classificação dos óxidos

classificação	formadores	exemplos
básicos	metais com nox +1 ou +2 e do grupo 1A e 2A	CaO, FeO, K2O
ácidos ou anidridos	metais com nox +5, +6 e +7 e ametais com qualquer nox, exceto C+2, N+1 e N+2	SO3, Cl2O, Mn2O7
neutros	C+2, N+1 e N+2	NO, CO, N2O
anfóteros	Os mais comuns são formados pelos metais Al, Mn, Zn, Pb e Sn	Al2O3, MnO2, ZnO, PbO, SnO
salinos, mistos ou duplos	metais com nox médio +8/3	Pb3O4, Fe3O3

Ácidos

Segundo Arrhenius, ácido é toda a substância que libera um íon H⁺ em água, ou, mais detalhadamente substâncias que em meio aquoso se dissociam, liberando o cátion e um ânion diferente de . A teoria atual de Brønsted-Lowry define como ácido uma substância capaz de receber um par de elétrons. Além disso, a teoria de Arrhenius também foi atualizada:ácido é toda a substância que libera um íon H₃O⁺

Nomenclatura dos ácidos

a) Hidrácidos

ácido + elemento + ídrico

Exemplos:

 = ácido iodídrico

 = ácido clorídrico

 = ácido sulfídrico

b) Oxiácidos

Como podem ser obtidos através da hidratação dos óxidos ácidos, há a mesma sistemática de nomenclatura.

ácido + prefixo + elemento + sufixo

nox	prefixo	sufixo
+1 ou +2	hipo	oso
+3 ou +4	-	oso
+5 ou +6	-	ico
+7	(hi)per	ico

Obs: quanto menos oxigênio, menor é o nox do elemento central e quanto mais oxigênio, maior é o nox do mesmo, como mostra os exemplos abaixo.

Exemplos:

 = ácido hipocloroso (nox Cl = +1)

 = ácido cloroso (nox Cl = +3)

 = ácido clórico (nox Cl = +5)

 = ácido perclórico (nox Cl = +7)

Bases

Bases são, segundo Arrhenius, compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando como ânion  e um cátion diferente de . A teoria atual de Lewis define como base uma substância capaz de doar um par de elétrons.

Classificação das bases

a) de acordo com o grau de dissociação

É o mesmo cálculo usado nos ácidos

• Fortes: α = 100% → bases formadas por metais dos grupos 1A e 2A
• Fracas: α < 5% → demais bases

Nomenclatura das bases

a) quando o cátion possui nox fixo

hidróxido de + cátion

Exemplo: KOH

b) quando o cátion não apresenta nox fixo

hidróxido de + cátion + sufixo OU hidróxido + cátion + nox em algarismo romano

Exemplos:

 = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso

 = hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico

Sais

Sais são compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de  e pelo menos um ânion diferente de . São definidos, muito limitadamente, como compostos binários resultante da reação de um ácido e uma base.

Obs: Quando dissolvidos em água, seus íons dissociados ganham mobilidade e se tornam condutores de eletricidade

Obs²: Como os sais são essencialmente iônicos

Classificação dos sais

a) de acordo com a presença de oxigênio

1. Sais halóides: não possuem oxigênio
   • Exemplos: , 

1. Oxissais: possuem oxigênio
   • Exemplos: , 

b) de acordo com a presença de H⁺ ou OH^-

1. Sal normal: é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H⁺ nem OH^-
   • Exemplo: 

1. Hidrogenossal ou hidroxissal: é formado numa reação de neutralização quando o ácido e a base não estão em proporção estequiométrica. Sendo assim, há uma neutralização parcial, sobrando H⁺ ou OH^-
   • Exemplo (hidrogenossal): 
   • Exemplo (hidroxissal): 

1. Sal misto: o sal apresenta em sua fórmula mais de um cátion ou mais de um ãnion diferentes. É formado a partir da neutralização de um ácido por mais de uma base ou de uma base por mais de um ácido.
   • Exemplo: 

Nomenclatura dos sais

a) para sais halóides

ametal + eto de cátion

Exemplo: NaCl → cloreto de sódio

b) para oxissais

Usamos uma extensão da tabela de óxidos ácidos e oxiácidos, pois a nomenclatura dos oxissais também depende do nox.

-	-	óxidos ácidos e oxiácidos	oxissais
nox	prefixo	sufixo	sufixo
+1 ou +2	hipo	oso	ito
+3 ou +4	-	oso	ito
+5 ou +6	-	ico	ato
+7	(hi)per	ico	ato

Exceções: Como os elementos B⁺³, C⁺⁴ e Si⁺⁴ só possuem sufixo "ico" na forma de ácido, quando sais, usa-se sempre o sufixo "ato".

Exemplos:

 (nox N = +3) = nitrito de potássio

 (nox Cl = +1) = hipoclorito de sódio

 (nox Mn = +7) = permanganato de potássio

Obs: quando na fórmula do sal há um hidrogênio, acrescentamos o prefixo "bi" ao nome do cátion.

 = bicarbonato de sódio

Reação química

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre osátomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.

          

Fumaça branca de cloreto de amônio resultante da reação química entre amônia e ácido clorídrico.

Características

Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.

Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre as nuvens eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve mudanças nas eletrosferas. No caso de ocorrer mudanças nos núcleos atômicos teremos uma reação nuclear. Ao passo que nas reações químicas a quantidade e os tipos de átomos sejam os mesmos nos reagentes e produtos, na reação nuclear, as partículas subatômicas são liberada, o que causa redução de sua massa, sendo este um fato relacionado à existência de elementos isóbaros, isótonos e isótopos entre si.

Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):

NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl

Nesta reação química, ao passo que o NaNO₃ permanece em solução, formou-se uma ligação entre a prata (Ag) e o cloro (Cl) o que resultou em um produto sólido de cloreto de prata (AgCl), pode-se então dizer que houve uma reação química.

Causas das reações químicas

O acontecimento de reações deve-se a fatores termodinâmicos e cinéticos.

Termodinâmica

Quanto à termodinâmica, o acontecimento de uma reação é favorecido com o aumento da entropia e a diminuição da energia. Essas duas grandezas se cooperam nesse caso de acordo com a seguinte equação:

ΔG = ΔH - T.ΔS (para sistemas a pressão constante)

ΔA = ΔU - T.ΔS (para sistemas a volume constante)

Onde T é a temperatura em kelvin, ΔH é a variação da entalpia (que é igual a energia absorvida ou liberada em pressão constante) entre os reagentes e os produtos, ΔU é variação da energia interna (que é igual a energia absorvida ou liberada a volume constante) entre eles, ΔS é a variação da entropia entre os mesmos, ΔG é uma grandeza chamada de energia livre de Gibbs e ΔA é uma grandeza chamada de energia de Helmholtz.

Se ΔA e ΔG forem maiores que zero em dadas condições, a reação é dita como não espontânea nessas condições, e ela ocorre ou não ocorre em escala apreciável. Na situação de ΔA e ΔG iguais a zero teremos um equilíbrio químico.

Caso ΔA e ΔG sejam menores que zero em dadas condições, dizemos que a reação é termodinamicamente favorável nestas condições, ou seja, ela é espontânea. Contudo é importante notar que uma reação ser espontânea não necessariamente significa que ela ocorra rapidamente.
Cinética

Nesse ponto, entram os fatores cinéticos. Para que uma reação ocorra é necessário que antes, os reagentes superem uma certa barreira de energia, e quanto maior for essa barreira mais difícil será a reação ocorrer e mais lenta ela será. Dessa forma, uma reação termodinamicamente favorável pode ocorrer de forma extremamente lenta ou acabar nem sendo observada em um intervalo de tempo consideravelmente grande; então se diz que a reação é cineticamente desfavorável. Um bom exemplo disso é o carvão e odiamante, que são duas formas diferentes de carbono (alótropos); em condições normais a transformação de diamante a carvão é termodinamicamente favorável porém cineticamente desfavorável, o que faz com que fossem necessários centenas ou milhares de anos para se observar alguma mudança em um diamante. É preciso entender que uma reação para ser cineticamente viável, necessita primeiramente ser termodinamicamente possível.