unidade 4

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Conteudista: Prof.ª M.ª Rossana Soares
Revisão Textual: Esp. Maria Thereza Carvalho Rodriguez Guisande
Objetivo da Unidade:
Identificar e compreender as relações dos compostos inorgânicos, bem como as
reações entre eles e as suas aplicações. 
📄 Material Teórico
📄 Material Complementar
📄 Referências
Fundamentos de Química Inorgânica
Substâncias Inorgânicas
As substâncias químicas podem ser classificadas em dois grandes grupos: as substâncias
orgânicas e as inorgânicas. As substâncias orgânicas são formadas por átomos de carbono,
como a sacarose, o etanol e o ácido acético. As substâncias inorgânicas, por sua vez, são direta
ou indiretamente de origem mineral, como o sulfato de cálcio (CaSO4), o nitrato de sódio
(NaNO3) etc. Entre as substâncias que são classificadas como inorgânicas estão os ácidos, as
bases, os óxidos e os sais..
Considerações Sobre os Ácidos e as Bases
Começaremos as descrições citando algumas características dos ácidos e das bases. A palavra
ácido provém do latim acidus, e tem como significado azedo ou adstringente. O termo foi
utilizado como uma referência ao vinagre, produzido desde as primeiras civilizações por meio do
processo de fermentação de algumas frutas, como a uva, dando origem ao vinho, que tem na sua
composição o álcool etílico (CH3CH2OH). Com o passar do tempo e das condições normais de
acondicionamento do vinho, forma-se o vinagre, que tem em sua composição o ácido acético
(CH3COOH). No caso das bases, elas têm sabor amargo e tendência a uma consistência
escorregadia, como o sabão. Para simplificar:
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📄 Material Teórico
Uma solução ácida tem uma alta concentração de íons de hidrogênio (H+) maior do
que a da água pura;
Soluções básicas têm uma concentração de H+ menor do que a da água pura.
 Autoionização da Água
Os íons hidrogênio são gerados em processos espontâneos de dissociação (ionização) de
moléculas puras de água, processo chamado de autoionização:
H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH− (aq)
Observação: na reação citada, as letras entre parênteses significam que a água é líquida (l), e que
os íons estão em solução aquosa (aq).
A dissociação da água gera um número idênticos de íons de hidrogênio (H+) e íons de hidróxido
(OH−). Dentro do processo de ionização da água, os íons de hidróxido (OH−) sobrenadam em
solução, mantendo-se sob a forma íons ; já os íons de hidrogênio (H+) se agregam velozmente a
outras moléculas de água que ali estão, formando íons de hidrônio (H3O
+). Diante desse
processo, efetivamente não existem íons de H+ flutuando livremente na água, entretanto a
concentração de íons H+ é considerada partindo do princípio de que os íons H+ estão livres em
solução, e não agregados a outras moléculas, formando o íons hidrônio – essa é uma convenção
adotada por facilidade.
A concentração dos íons de hidrogênio produzidos pela dissociação da água pura é de 1 × 10−7
mols por litro de água. O número total de moléculas de água dissociadas e não dissociadas em
um litro é por volta de 33,460,000,000,000,000,000,000,0002,3 quadrilhões. Portanto, a
quantidade de moléculas de água autoionizadas é uma fração muito pequena das moléculas
totais em qualquer volume de água pura.
Em resumo:
A água pode sofrer autoionização para formar os íons H3O+ e OH−;
Em uma solução neutra, [H3O
+]=[OH−]; 
Em uma solução ácida, [H3O
+]>[OH−];
Em uma solução básica, [OH−]>[H3O+];
Para todas as soluções aquosas a 25°C, as seguintes relações são sempre
verdadeiras:
kw=[H3O+] [OH−]=10−14
pH + pOH = 14.
Vídeo
Produto Iônico da Água (Kw): Autoionização da Água 
Produto Iônico da Água (Kw): Autoionização da Água | Equilíbrio QProduto Iônico da Água (Kw): Autoionização da Água | Equilíbrio Q……
https://www.youtube.com/watch?v=kx_bUgNLd_c
Ácidos Bases
Já vimos que a classificação das soluções ácidas ou básicas acontece de acordo com as
concentrações de íons hidrogênio geradas no processo de ionização em relação à água pura.
Soluções ácidas têm concentrações maiores de H+ (mais que 1 × 10−7M) e, em contrapartida,
soluções básicas (alcalinas) têm concentrações mais baixas de H+ (menos que 1 × 10−7 M). Essa
concentração de íons H+ diante do processo de ionização em uma solução é expressa em uma
escala de pH, que pode ser calculado como o logaritmo negativo da concentração de íons de
hidrogênio de uma solução:
pH = −log10 [H+]
Se incluirmos a concentração de íons de hidrogênio da água (1 × 10 −7 M) nessa equação,
chegaremos ao valor 7,0, que equivale a um pH neutro. A concentração de H+ em água diante da
ionização deixa de ser neutra quando um ácido ou uma base é adicionado à solução. Assim
sendo, uma substância é classificada como ácida quando eleva a concentração de íons
hidrogênio (H+) em solução a partir dos processos de dissociação, baixando o pH da solução.
Quanto mais forte for classificado um ácido, mais facilmente ele se dissociará e produzirá íons
H+; o ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa se dissocia completamente em íons de
hidrogênio e de cloro, então ele é considerado um ácido forte. Em compensação, uma solução
básica aumenta o pH doando íons hidróxido (OH-) à solução. Mas como os íons OH- interferem
na escala de pH? Os íons doados à solução por uma substância básica, sem ser necessariamente
íons OH-, têm a função de se conectarem (absorverem) aos íons H+, removendo-os da solução.
É essa absorção dos íons H+, removendo-os da solução, que altera e modifica a escala de pH.
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ACESSE
Ácidos e Bases de Arrhenius
Essa teoria foi proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius, em 1884, o qual sugeriu a
classificação a partir dos íons formados por eles quando adicionados à água, daí surgiram os
ácidos e as bases.
Um ácido de Arrhenius é então definido como qualquer espécie que tende a elevar a
concentração dos íons ou dos prótons H+ em solução aquosa. Quando consideramos uma
solução de HBr em solução aquosa, a dissociação produzirá íons H+ e Br-, conduzindo ao
aumento da concentração de íons H+ na solução, portanto, o ácido bromídrico é um ácido de
Arrhenius.
HBr (aq) → H+ (aq) + Br− (aq)
Íons Hidrônio
Leitura
Origem e Implicações dos Ácidos Carboxílicos na Atmosfera
Leia o artigo “Origem e implicações dos ácidos carboxílicos na
atmosfera”, de Silvia Ribeiro de Souza e Lilian R. Franco de Carvalho.
Disponível no link a seguir.
https://www.scielo.br/j/qn/a/Q5GtgzLm6Nty4CvJD3zSX8w/?format=html
Em uma solução de 2 M de um ácido qualquer, em preparação, lembrando que o ácido é de
Arrhenius, podemos dizer que teremos 2 M de íons H+ desse mesmo ácido em solução? Em
solução, os íons H+, carregados positivamente e livres, vão reagir com as moléculas de água que
ainda estiverem em solução. Esse processo vai formar íons hidrônio, H3O
+, e a reação pode ser
descrita da seguinte forma: H+(aq) + H2O(l) →H3O
+ (aq). 
Figura 1 – Formação do íon hidrônio
#ParaTodosVerem: a imagem representa a reação de formação do íon hidrônio,
com o recebimento de um próton pela molécula da água. Fim da descrição.
Em uma solução de 2 M de um ácido qualquer, em preparação, lembrando que o ácido é de
Arrhenius, podemos dizer que teremos 2 M de íons H+ desse mesmo ácido em solução? Em
solução, os íons H+, carregados positivamente e livres, vão reagir com as moléculas de água que
ainda estiverem em solução. Esse processo vai formar íons hidrônio, H3O
+, e a reação pode ser
descrita da seguinte forma: H+(aq) + H2O(l) →H3O
+ (aq).
Frequentemente, em reações de dissociação de ácidos formando íons H+(aq), o que acontece é
que não existem íons livres em solução, pois esses íons estarão sob a forma de íons hidrônio
(Figura 2).
Figura 2 – Formação do íon hidrônio
Fonte: Adaptada de khanacademy.org
#ParaTodosVerem: na primeira imagem, há uma esfera minúscula em
vermelho, representando o íon H+; em seguida, na molécula de água, há duas
esferas em amarelo, representando os átomos de hidrogênio, além de uma
esfera em tons de rosa e azul, representando o átomo de oxigênio. Há esferasmenores, aos pares, em lilás, representando os elétrons livres. A imagem após a
seta representa o íon hidrônio, contendo um átomo de hidrogênio a mais na
molécula de água; todos os átomos de hidrogênio estão representados por
esferas em amarelo. Fim da descrição.
Na prática, as concentrações de H+ e H3O
+ são tratadas como equivalentes em soluções aquosas
de ácidos. Mas ao descrevermos a dissociação do ácido bromídrico, por exemplo, mostrando de
forma evidente e descritiva a formação de íons hidrônio, a equação é a seguinte: HBr(aq) +
H2O(l) →H3O
+(aq) + Br−(aq).
Diferentemente da equação simplificada que descreve apenas a formação dos íons H+: HBr(aq)
+ H2O(l) → H
+(aq) + Br−(aq). 
Em geral, qualquer uma das formas descritas é aceitável para descrever a dissociação de um
ácido de Arrhenius.
A Escala de pH
A escala de pH é usada para classificar as soluções de acordo com a acidez ou a basicidade
(alcalinidade). Na medida em que a escala tem como base os valores de pH, ela é logarítmica, o
que significa que uma variação de uma unidade de pH corresponde a uma variação de dez vezes
na concentração do íon H+. 
Figura 3 – Escala de pH
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem representa a escala de pH por variações de cores.
As graduações de 0 a 7 variam entre tons das cores vermelha, amarela e verde.
Essa escala que vai até o 7 representa as substâncias ácidas; à esquerda da
escala, na parte de cima, está escrita a palavra ácido. As graduações da escala de
7 a 14 variam entre tons das cores verde, azul e roxo. Essa escala que vai até o 14
representa as variações de pH básicos; à direita da escala, na parte de cima, está
escrita a palavra alcalino. Fim da descrição.
A escala de pH varia de 0 a 14, e a maior parte das soluções se encontra nessa faixa, embora seja
possível um pH menor que 0 ou maior que 14. Dentro dessa escala, o que se encontra abaixo de 7
é ácido e acima de 7 é alcalino ou básico.
Figura 4 – Escala de pH
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem representa a escala de pH por variações de cores.
As graduações de 0 a 7 variam entre tons das cores vermelha, amarela e verde,
chegando ao pH 7, representando substâncias ácidas, que estão descritas à
esquerda da escala. As graduações de 7 a 14 variam entre tons das cores verde,
azul e roxo, chegando ao pH 14, representando variações de pH básicos, com as
substâncias também descritas à esquerda da escala. Fim da descrição.
Em se tratando de pHs fisiológicos, como o pH das células humanas (6,8) e o pH do sangue
(7,4), são pHs muito próximos do que se considera neutro. Isso acontece em todas as variações
de pHs fisiológicos, pois valores extremos, muito acima ou muito abaixo do valor considerado
neutro (pH 7,0), costumam ser considerados desfavoráveis. No entanto, o ambiente dentro do
estômago é muito ácido, com um pH de 1 a 2. Mas sendo o estômago um órgão vital, como ele
suporta pHs tão baixos assim? Células descartáveis! As células estomacais estão em contato
direto com o ácido estomacal e com alimentos que também são ácidos, mas essas células estão
constantemente morrendo e sendo substituídas por células novas. Na realidade, o revestimento
do estômago humano é completamente substituído a cada sete ou dez dias.
Bases de Arrhenius
Uma base de Arrhenius é definida como qualquer espécie que aumenta a concentração de íons
hidroxila, OH−, em solução aquosa. Um exemplo de uma base de Arrhenius é o altamente solúvel
hidróxido de sódio, NaOH, pois a sua dissociação acontece da seguinte forma: NaOH(aq)→Na+
(aq)+OH−(aq).
Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente, formando os íons OH− e Na+, o que
resulta em um aumento da concentração de íons hidroxila. Logo, NaOH é uma base de
Arrhenius. Bases de Arrhenius comuns incluem outros hidróxidos formados por elementos das
Famílias 1 e 2 da tabela periódica, como LiOH e Ba(OH)2.
Figura 5 – Bases de Arrhenius
Fonte: Adaptada de khanacademy.org
#ParaTodosVerem: a imagem apresenta um recipiente transparente, contendo
uma solução com moléculas de água; as esferas em cinza representam os
átomos de hidrogênio e as esferas em azul representam os átomos de oxigênio.
As esferas amarelas representam os íons Na+ e os íons OH. Fim da descrição.
Observação!
Quando a metilamina é adicionada à água, ocorre a seguinte reação:
Com base na nossa primeira definição, a metilamina seria uma base de Arrhenius uma vez que a
concentração de íons OH− aumenta na solução, entretanto, ela não contaria como uma base de
Arrhenius, já que sua fórmula química não inclui hidroxila.
Figura 6 – Ácidos e bases
#ParaTodosVerem: a imagem representa a dissociação de ácidos e bases.
Dentro do retângulo está descrita a fórmula geral; logo abaixo, estão descritas as
dissociações do HCl (um ácido) e do NaOH (uma base). Fim da descrição.
CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇌ CH3NH3+(aq) + OH−(aq) 
Figura 7 – Bases de Arrhenius
#ParaTodosVerem: a imagem descreve uma base de Arrhenius. A reação está
descrita acima, em preto (amônia e água reagindo e originando íon amônio e íon
hidroxila). Abaixo, está a imagem representativa da mesma reação, amônia,
representada por uma esfera rosa (elemento nitrogênio) e três esferas azuis
(hidrogênio). Em seguida, há a representação da água por duas esferas azuis
(hidrogênio) e uma esfera amarela (oxigênio). A representação do resultado em
íons amônio é feita por quatro esferas azuis (hidrogênio) e uma esfera rosa
(nitrogênio); para representar os íons hidroxila, há uma esfera azul
(hidrogênio) e uma esfera amarela (oxigênio). Fim da descrição.
Limitações da Definição de Arrhenius
As definições de acidez e alcalinidade de Arrhenius são classificações que se restringem ao tipo
de substância classificada, e a reação a qual a substância participa, ou seja, não abrange todos os
ácidos e todas as bases. Geralmente, ácidos ou bases dissolvidos em água seguem bem a
classificação, o que não acontece para outros solventes. Um exemplo é a solução de amida de
sódio (NaNH2) dissolvida em amônia líquida, que não é alcalina, apesar do fato de que o íon
amida (NH2-) desprotoniza prontamente a amônia. Assim, a definição de Arrhenius funciona
muito bem para ácidos e bases em soluções aquosas. 
Teoria de Bronsted-Lowry
Essa teoria define que qualquer composto que seja capaz de remover um próton em
transferência para outro composto pode ser classificado como um ácido e, consequentemente, a
substância que vai receber esse próton transferido será classificada como uma base.
Um exemplo das classificações de Bronsted-Lowry é a reação do ácido clorídrico em água: o HCl
doa um próton para a molécula de água, portanto é classificado como ácido; já a água, substância
que recebe o próton, é classificada como uma base de Bronsted-Lowry: HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl-.
As setas invertidas que aparecem na reação indicam que essa é uma reação reversível, ou seja,
ela poderá acontecer em dois sentidos, desde que sejam fornecidos subsídios para a reação
inversa. Exemplo: em uma solução de HCl que entre em aquecimento, o HCl gasoso entrará em
evaporação, promovendo a reação inversa (que vai da direita para esquerda). Assim sendo, o
H3O
+ e o Cl- entrarão em reação entre si para produzir HCl e H2O em uma reação inversa com a
possibilidade de classificação de Bronsted-Lowry, com o íon hidrônio funcionando como ácido
(por doar seu próton) e com o íon cloreto sendo classificado como base (por aceitar esse
próton). Portanto, podemos observar a reação do HCl com a água dentro de um equilíbrio, no
qual as substâncias podem ser classificadas como ácidos e bases, dependendo do tipo de reação.
Figura 8 – Reação do HCl
Dentro dessa reação, as duas substâncias se relacionam entre si pela perda ou pela aquisição do
próton, constituindo assim um par ácido-base conjugado. Logo, dizemos que o Cl- é a base
conjugada do ácido HCl e, do mesmo modo, o HCl é o ácido conjugado da base Cl-. Nessa reação,
também constatamos que H2O e H3O
+ formam um par conjugado.A água é a base conjugada do
H3O
+ e o H3O
+ é o ácido conjugado do H2O.
Um outro exemplo de uma reação ácido-base de Bronsted-Lowry é a que ocorre em soluções
aquosas de amônia. A água atuará como ácido, doando um próton para a molécula de NH3, e o
NH3, por sua vez, atuará como base. Dentro do mesmo processo, acontecerá a reação inversa,
em que o NH4
+ é o ácido e o OH- é a base, baseado apenas no recebimento e na doação do
próton. Portanto, temos dois pares ácido-base conjugados: NH3 e NH4
+ e H2O e OH-, sempre
dependendo da direção da reação.
Podemos representar as reações ácido-base de Bronsted-Lowry da seguinte forma:
Em que o ácido (X) e a base (X) representam um par conjugado, e o ácido (Y) e a base (Y)
representam outro par conjugado. Em um par conjugado, o ácido tem sempre um hidrogênio a
mais que a base.
Teoria de Lewis
De acordo com Lewis e seus conceitos e suas definições sobre ácidos e bases, a atenção
principal é voltada para base, diante dessa classificação. Uma base é definida como uma
substância que pode doar elétron para a formação de uma ligação covalente; o ácido é definido
como uma substância que pode aceitar um par de elétrons pra formar uma ligação (lembrando
que as classificações dependerão do sentido da reação). A reação de formação do íon hidróxido é
um claro exemplo das classificações de Lewis:
Figura 9 – Formação da água
#ParaTodosVerem: o íon hidrônio (H+) está circulado e a seta demonstra a
união com o outro íon OH-. A seta representa o produto dessa reação: a molécula
de água. Os pontos em preto sinalizam os elétrons livres em cada uma das
estruturas. Fim da descrição.
NH3 +H2O ⇌ NH4+ + OH-
Ácido (X) + base (Y) ⇌ base (X) + ácido (Y)
Outro exemplo é a reação entre BF3 e NH3. O NH3 agirá como uma base e o BF3, como um ácido.
Substâncias que têm suas camadas de valência incompletas, como o BF3 e o AlCl3, se comportam
como ácidos de Lewis, enquanto compostos ou íons que tenham pares de elétrons não
compartilhados vão se comportar como bases de Lewis. Quando a reação ácido-base ocorre, é
formada uma ligação covalente dativa (coordenada).
Figura 10 – Reação entre BF3 e NH3
#ParaTodosVerem: reação entre duas moléculas, o NH3 e o BF3
+, os reagentes
mostram duas moléculas em reação dativa coordenada, no produto temos a
formação da molécula através da ligação. Todos os elementos e ligações estão
descritos em preto, e a ligação dativa coordenada está representada por uma
seta, também em preto. Fim da descrição.
Figura 11 – Diferentes classificações de ácidos e bases
#ParaTodosVerem: a imagem representa as diversas classificações dos ácidos e
das bases, em três tons de azul. A maior mostra os ácidos e as bases de
Arrhenius  e a relação entre o OH- e o H+; a esfera média mostra os ácidos e as
bases de Bronsted, com o par de elétrons (pontos em preto) sendo transferido
para o próton H+; e a esfera menor, o par de elétrons livres sendo doado para
outa substância. Fim da descrição.
Sais
Os sais são compostos que se dissociam em água liberando íons, dos quais pelo menos um
cátion é diferente do hidrônio e pelo menos um ânion é diferente da hidroxila.
Segundo Arrhenius, a função inorgânica dos sais engloba os compostos iônicos formados por
um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido, em que o cátion é
diferente de H+ e o ânion é diferente de OH–. Esses compostos costumam ser os produtos de
uma reação de neutralização, na qual há uma reação entre um ácido e uma base, resultando em
sal e água. Na formação de um sal, ocorre a transferência de elétrons de um átomo ao outro, o
que caracteriza a ligação iônica. Desse modo, há a presença de um átomo de metal e um outro de
ametal. O metal é o átomo responsável por doar os elétrons (cátion) enquanto o átomo de ametal
recebe esses elétrons (ânion). Como cada sal apresenta um cátion e um ânion diferente, é difícil
deduzir propriedades bem definidas para eles. 
Características dos Sais
Nomenclatura dos Sais
Para conseguir nomear corretamente esses compostos inorgânicos, é preciso conhecer os
reagentes utilizados na reação de neutralização uma vez que a nomenclatura dos sais é: nome do
ânion + de + nome do cátion.
De modo geral, a nomenclatura é dependente do ânion proveniente do ácido que está presente
no sal. Essa nomenclatura dos ânions é feita por meio da substituição da terminação do nome do
ácido pela terminação do ânion:
Sufixo do ácido - Sufixo do ânion formado
São compostos iônicos, ou seja, são formados por íons mediante ligação iônica;
Muitos apresentam gosto salgado como o NaCl, mas nem todos os compostos dessa
função inorgânica são comestíveis;
Apresentam um aspecto sólido e cristalino;
Em solução, podem conduzir corrente elétrica uma vez que os íons podem ser
dissolvidos em água;
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Uma boa parte dos sais é higroscópico e, por isso, eles conseguem absorver água do
ambiente.
Hídrico - eto
Oso - Ito
Ico - Ato
Hipo …oso - hipo …ito
Per…ico - per…ato
Exemplos:
NaCl → nesse sal, o ânion é proveniente do ácido clorídrico, portanto o Cl– é denominado de
cloreto. Logo, o nome é: cloreto de sódio.
Óxidos
Os óxidos são compostos bivalentes (formados por dois elementos) em que o elemento mais
eletronegativo é o oxigênio. Isso significa que os óxidos não podem conter o elemento flúor,
pois ele é mais eletronegativo que o oxigênio. Desse modo, compostos tais como OF2 e O2F2 não
são considerados óxidos, mas sim fluoretos de oxigênio.
Os óxidos geralmente são classificados da seguinte forma:
Óxidos ácidos: geram um ácido na água; quando reagem com uma base, geram sal e
água. Exemplos: CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4 e N2O5;
Óxidos básicos: geram uma base na água; quando reagem com um ácido, geram sal
e água. Exemplos: Na2O, K2O, CaO e MgO;
Óxidos neutros: não reagem com água nem com ácidos e nem com bases.
Exemplos: CO, N2O e NO
Anóferos: na presença de um ácido, comportam-se como uma base; na presença de
uma base, comportam-se como um ácido. Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO,
PbO2, As2O3, As2O5, Sb2O3 e Sb2O3;
Funções Inorgânicas – Óxidos – Classificação e Propriedades
Funções Inorgânicas – Sais
Óxidos duplos ou mistos: comportam-se como se fossem resultado da combinação
de dois óxidos de um mesmo elemento químico. Exemplos: Fe3O4 (FeO + Fe2O3) e
Pb3O4 (2 PbO + PbO2);
Peróxidos: são compostos que apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2- e que,
ao reagirem com água ou com ácidos diluídos, produzem água oxigenada (H2O2).
Exemplos: Li2O2, Na2O2, K2O2, MgO2, CaO2 e BaO2 .
Vídeos
FUNÇÕES INORGÂNICAS - ÓXIDOS - CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEFUNÇÕES INORGÂNICAS - ÓXIDOS - CLASSIFICAÇÃO E PROPRIE……
https://www.youtube.com/watch?v=TIYXQER1hAg
Reação de Neutralização
Sais: Definições e Classificações – Brasil Escola
FUNÇÕES INORGÂNICAS - SAISFUNÇÕES INORGÂNICAS - SAIS
Vídeos
https://www.youtube.com/watch?v=TKn780feTFE
Classificação dos Óxidos – Brasil Escola
Sais: De�nição e Classi�cações - Brasil EscolaSais: De�nição e Classi�cações - Brasil Escola
Classi�cação dos Óxidos - Brasil EscolaClassi�cação dos Óxidos - Brasil Escola
https://www.youtube.com/watch?v=52ABzqF9PBo
https://www.youtube.com/watch?v=u1GTD33WKmg
Figura 12 – Reação ácido-base
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem representa a reação ácido-base de neutralização.
Na imagem, há três recipientes transparentes e vedados com uma rolha
marrom. No primeiro recipiente, há uma solução de cor amarela, representando
o ácido; no segundo recipiente, há uma solução de cor azul, representando a
base; no terceiro recipiente, há o resultado, representado por uma solução de
água (em azul) e sal (em marrom) no fundo do recipiente. Fim da descrição.
Reações de neutrazalição são reações químicas que ocorrem quando uma substância ácida reage
com uma substância básica, tendo a água como um dos produtos. A compreensão desse
processo químico se deve ao cientista sueco Svante Arrhenius.
Essas reaçõespodem ser totais ou parciais. No caso de uma neutralização total, a quantidade dos
íons H+ (vindos do ácido) deve ser igual à dos íons OH- (vindos da base). Já na neutralização
parcial, há excesso dos íons H+ ou OH-, tendo a formação de hidrogenossais ou hidroxissais. Os
sais formados nas reações de neutralização só podem ser obtidos com a evaporação do solvente.
Uma reação de neutralização é um processo em que uma substância ácida reage com uma
substância básica, tendo como produto água. Tal reação foi definida inicialmente pelo cientista
sueco Svante Arrhenius, em 1887, responsável pela primeira teoria ácido-base.
H+ + OH- → H2O
Pode não parecer, mas constatemente percebemos reações de neutralização em nosso
cotidiano.
Por exemplo, veja a reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio
(NaOH):
HCl + NaOH → NaCl + H2O
A espécie NaCl formada é classificada como um sal, já que é um composto iônico cujo cátion veio
da base e o ânion veio do ácido.
Apesar disso, os sais permanecem dissolvidos em solução. O NaCl, por exemplo, se mantém
dissociado como Na+ e Cl-. A obtenção do sal só ocorre de fato se houver a evaporação da massa
de água.
Figura 12 – Reação de neutralização
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem apresenta quatro recipientes transparentes,
contendo substâncias distintas que serão utilizadas na reação de neutralização.
No primeiro recipiente, há uma substância de cor verde, representando um
ácido; no segundo recipiente, há uma substância de cor roxa, representando
uma base. Como produtos dessa reação, temos dois recipientes, com
substâncias distintas: o sal (representado pela cor laranja) e a água
(representada pela cor azul). Fim da descrição.
Quando Ocorre Reação de Neutralização?
Como anteriormente dito, sempre que houver o contato entre uma solução ácida e uma solução
básica, haverá uma reação de neutralização. Contudo, a depender da espécie, é possível que a
neutralização não seja total, mas sim parcial (incompleta).
Tipos de Reação de Neutralização
Porém, os sais formados nessas condições reacionais também só poderão ser obtidos via
evaporação. Do contrário, os íons permanecem dissolvidos.
Reação de neutralização total: ocorre quando a quantidade de íons H+ em solução
originada pelo ácido é igual à quantidade de íons OH- em solução fornecida pela
base. Exemplos:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
3 HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3 H2O
Reação de neutralização parcial: nesse caso, há um excesso de íons H+ ou OH- em
solução. É suscetível a formação de hidrogenossais (formados quando há excesso
de íons H+) ou hidroxissais (formados quando há excesso de íons OH-). Exemplos:
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O
HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(OH)NO3 + H2O
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📄 Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
  Livro  
Química Inorgânica
O livro descreve diversas informações importantes sobre as substâncias inorgânicas.
WELLER, M.; OVERTON, T.; ROURKE, J.; ARMSTRONG, F.; FARIA, R. B.; SANTOS, C. M. P. Química
Inorgânica. 6. ed. S.l. Bookman, 2017.
  Vídeos  
Reações de Neutralização – Brasil Escola 
Substâncias inorgânicas e neutralização.
Como Aprender Reação de Neutralização: Passo a Passo 
Como aprender reação de neutralização: passo a passo, publicado pelo canal Professor Gabriel
Cabral.
Reações de Neutralização - Brasil EscolaReações de Neutralização - Brasil Escola
Como aprender Reação de Neutralização: Passo a Passo.Como aprender Reação de Neutralização: Passo a Passo.
https://www.youtube.com/watch?v=w7ll6mii0Yo
https://www.youtube.com/watch?v=bJPx6nw1YC0
Autoionização da Água 
  Leitura  
Funções da Química Inorgânica... Funcionam?
As funções inorgânicas, os ácidos e as bases.
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ACESSE
É Tempo de Química: Substâncias Inorgânicas
O livro trata das substâncias inorgânicas em um formato de guia de estudo.
Auto-ionização da águaAuto-ionização da água
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/conceito.pdf
https://www.youtube.com/watch?v=5QntSEd7uJw
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ACESSE
http://research.ccead.puc-rio.br/sites/reas/wp-content/uploads/sites/15/2017/10/guiaDidatico_subs_inorganica.pdf
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o
meio ambiente. 8. ed. Porto Alegre: Bookman, 2016.
CAREY, F. A. Química Orgânica. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2011. v. 1.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.
DOUGLAS, B.; McDANIEL, D.; ALEXANDER, J. Concepts and models of inorganic chemistry. 3rd ed.
New Jersey: Wiley, 1994.
HUHEEY, J. E.; KEITER, E. A.; KEITER, R. L. Inorganic Chemistry: principles of structure and
reactivity. 4 ed. New York: Harper Collins, 1997.
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 1. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.
LEHN, J. M. Supramolecular Chemistry: concepts and perspectives. 1 ed. New Jersey: Wiley, 1995.
MANAHAN, S. E. Química Ambiental. 9. ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.
ROCHA, J. C.; ROSA, A. H.; CARDOSO, A. A. Introdução à química ambiental. 2. ed. Porto Alegre:
Bookman, 2004.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2005.
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📄 Referências
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2009. v. 1.
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SAGAH, 2018.
WILLIAMS, R. J. P. A química inorgânica da vida. In: HALL, N. Neoquímica: a química moderna e
suas aplicações. 1. ed. Porto Alegre: Bookman, 2004.