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Química 
Funções Inorgânicas 
Ácidos 
 Ácidos são compostos covalentes, ou seja, 
que compartilham elétrons nas suas 
ligações. Eles têm a capacidade de ionizar 
em água e formar cargas, liberando o 
H+ como único cátion. 
 Classificação dos ácidos: Os ácidos podem 
ser classificados de acordo com a 
quantidade de hidrogênios que são 
liberados em solução aquosa e ionizam-se, 
reagindo com a água formando o íon 
hidrônio. 
Número de hidrogênios ionizáveis 
Monoácidos: possuem apenas um hidrogênio ionizável. 
Exemplos: HNO3, HCl e HCN 
Diácidos: possuem dois hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4 
Triácidos: possuem três hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H3PO4 e H3BO3 
Tetrácidos: possuem quatro hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H4P7O7 
 A força de um ácido é medida pelo grau 
de ionização. Quanto maior o valor de reto 
alfa mais forte é o ácido, pois: 
 
 Fortes: possuem grau de ionização 
superior a 50%. 
 
 
 
 
 Moderados: possuem grau de ionização 
entre 5% e 50%. 
 
 Fracos: possuem grau de ionização 
inferior a 5%. 
 
 Presença de oxigênio 
Hidrácidos: não apresentam átomos de oxigênio. 
Exemplos: HCl, HBr e HCN. 
Oxiácidos: O elemento oxigênio está presente na estrutura do ácido. 
Exemplos: HClO, H2CO3 e HNO3. 
Nomenclatura Hidrácidos 
 Regra: 
 
 Exemplos: HBr – ácido bromídrico 
HII– ácido iodídrico 
HCl – ácido clorídrico 
H2S: ácido sulfídrico 
HCN: ácido cianídrico 
 
 
Nomenclatura Oxiácidos 
 No caso dos oxiácidos, os ácidos padrões 
formados pelos ânions de cada família 
(famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) 
seguem a regra geral abaixo: 
 
 Por exemplo, o nitrogênio forma com o 
oxigênio o ânion nitrato (NO3-). Assim, ao 
ligar-se ao hidrogênio, forma-se o 
ácido HNO3, esse ácido é chamado, 
portanto, de ácido nítrico, pois a 
terminação “ato” foi trocada por “ico”. 
 Outros exemplos: 
 HClO3 : ácido clórico 
 H3PO4: ácido fosfórico 
 H2SO4: ácido sulfúrico 
 H2CO3: ácido carbônico 
 No entanto, existem outros ácidos que se 
formam com um mesmo elemento 
central. Assim, para nomeá-los, nós nos 
baseamos nos ácidos padrões 
mencionados acima e na quantidade de 
oxigênio, seguindo a seguinte regra: 
Ácido+Hipo+nome do elemento+oso/+1 e +2 
Ácido+nome do elemento+oso / +3 e +4 
Ácido+nome do elemento+ico / +5 e +6 
Ácido+Per+nome do elemento+ico / +7 
 Por exemplo: 
 HClO4 = Ácido Perclórico 
+ 1 + x + (-8) = 0 
X = +7 
 H2SO4 = Ácido Sulfúrico 
+2 + x + (-8) = 0 
X = +6 
 HNO2 = Ácido Nitroso 
+ 1 + x + (-4) = 0 
X = +3 
 HBrO = Ácido Hipobromoso 
+ 1 + x + (-2) = 0 
X = + 1 
Características dos Ácidos 
 As principais características dos ácidos são: 
 Têm sabor azedo. 
 Conduzem corrente elétricas, pois são 
soluções eletrolíticas. 
 Formam o gás hidrogênio quando reagem 
com metais, como magnésio e zinco. 
 Formam gás carbônico ao reagir com 
carbonato de cálcio. 
 Alteram para uma cor específica os 
indiciadores ácido-base (papel de tornassol 
azul fica vermelho). 
Principais Ácidos 
 Exemplos: ácido clorídrico (HCl), ácido 
sulfúrico (H2SO4), ácido acético 
(CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) 
 
 
 
Bases 
 Bases são compostos iônicos formados 
por cátions, na maioria das vezes de 
metais, que se dissociam em água 
liberando o ânion hidróxido (OH-). 
 Classificação das bases: As bases podem 
ser classificadas de acordo com o número 
de hidroxilas liberadas em solução. 
Número de hidroxilas 
Monobases: possuem apenas uma hidroxila. 
Exemplos: NaOH, KOH e NH4OH 
Dibases: possuem duas hidroxilas. 
Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 e Mg(OH)2 
Tribases: possuem três hidroxilas. 
Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3 
Tetrabases: possuem quatro hidroxilas. 
Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4 
 As bases geralmente são substâncias 
iônicas e a força de uma base é medida 
pelo grau de dissociação. Quanto maior o 
valor de mais forte é a base, pois: 
 
Grau de dissociação 
Fortes: possuem grau de dissociação praticamente 100%. 
Exemplos: 
 Bases de metais alcalinos, como NaOH e KOH. 
 Bases de metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2 e Ba(OH)2. 
 Exceções: Be(OH)2 e Mg(OH)2 
Fracos: possuem grau de dissociação inferior a 
5%. 
Exemplo: NH4OH e Zn(OH)2. 
Solubilidade em água 
Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio. 
Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2 e NH4OH. 
Pouco solúveis: bases de metais alcalinos terrosos. 
Exemplos: Ca(OH)2 e Ba(OH)2. 
Praticamente insolúveis: demais bases. 
Exemplos: AgOH e Al(OH)3. 
Nomenclatura das Bases 
 Uma base apresenta como fórmula geral 
M(OH)X onde M é um metal (com exceção 
de NH4OH) e x é a carga desse metal. 
Exemplo 
 
 
 
Características das Bases 
 A maioria das bases são insolúveis em água. 
 Conduzem corrente elétrica em solução 
aquosa. 
 São escorregadias. 
 Reagem com ácido formando sal e água 
como produtos. 
 Alteram para uma cor específica os 
indiciadores ácido-base (papel de tornassol 
vermelho fica azul). 
Principais Bases 
 
Sais 
 Sais são compostos iônicos que 
apresentam, no mínimo, um cátion 
diferente de H+ e um ânion diferente de 
OH-.Um sal pode ser obtido em uma 
reação de neutralização, que é a reação 
entre um ácido e uma base. A reação do 
ácido clorídrico com hidróxido de sódio 
produz cloreto de sódio e água. O sal 
formado é composto pelo ânion do ácido 
(Cl-) e pelo cátion da base (Na+). 
 
Formação de um Sal 
 Quando um ácido e uma base são 
misturados ocorre uma reação de 
neutralização, que produz sal e água. 
A fórmula geral para esse tipo de reação 
é: 
Ácido + Base → Sal + Água 
 A reação de neutralização mais conhecida 
é a do ácido clorídrico (HCl) com o 
hidróxido de sódio (NaOH), resultando em 
cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O). 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 Nessa reação, todo íon hidrogênio (H+) do 
ácido reagiu com todo íon hidroxila (OH-) 
da base. Quando isso acontece, a reação 
é de neutralização total. Entretanto, 
quando as quantidades dessas espécies 
reagentes não são iguais temos 
uma neutralização parcial, pois um 
componente está em maior quantidade 
que o outro e, por isso, não há substância 
suficiente para reagir. 
 
Processo de Neutralização 
 Em solução aquosa, um ácido ioniza-se 
liberando o íon H+. 
 
 Já na base, ocorre a dissociação e 
liberação de OH-. 
 
 Da mesma forma, o ânion do ácido une-
se ao cátion da base e formam o sal, 
substância característica desse tipo de 
reação. 
 
 Neutralização Total: As quantidades de 
H+ e OH- estão na proporção 1:1, ou seja, 
para cada H+ há um OH- para neutralizá-lo. 
Os sais formados nesse tipo de reação são 
neutros e, por isso, quando dissolvidos 
em água não alteram o pH da solução. 
 
 Neutralização Parcial: Há a "sobra" de 
íons H+ ou OH- que formarão um 
hidrogenossal (sal ácido) ou hidroxissal. 
 
Classificação dos Sais 
Sais neutros: Quando são dissolvidos em água 
não alteram o pH. Exemplo: NaCl. 
Sais ácidos: Quando são dissolvidos em água 
fazem o pH da solução ficar menor que 7. 
Exemplo: NH4Cl. 
Sais básicos: Quando são dissolvidos em água 
fazem o pH da solução ficar maior que 7 
Exemplo: CH3COONa. 
 Outros tipos de sais 
 Hidrogeno-sais. Exemplo: NaHCO3 
 Hidroxi-sais Exemplo: Al(OH)2Cl 
 Sais duplos. Exemplo: KNaSO4 
 Sais hidratados. Exemplo:CuSO4. 5H2O 
 Sais complexos. Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4 
Nomenclatura dos Sais 
 
 
 
 
Principais Sais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Óxidos 
 Óxidos são compostos binários (iônicos ou 
moleculares), que têm dois elementos. 
Possuem oxigênio na sua composição, 
sendo ele o seu elemento mais 
eletronegativo. 
 A fórmula geral de um óxido é, onde C é 
o cátion e sua carga y se transforma em 
índice no óxido formando o composto: 
 
Classificação dos Óxidos 
De acordo com as ligações químicas 
Iônicos: 
Combinação do oxigênio com metais. 
Exemplo: ZnO. 
Moleculares: 
Combinação do oxigênio com elementosnão metálicos. Exemplo: SO2. 
De acordo com as propriedades 
Básicos 
Em solução aquosa alteram o pH para maior 
que 7. Exemplo: Li2O (e demais metais 
alcalinos e alcalinos terrosos). 
Ácidos 
Em solução aquosa reagem com a água e 
formam ácidos. Exemplos: CO2, SO3 e NO2. 
Neutros 
Alguns óxidos que não reagem com a água. 
Exemplo: CO. 
Peróxidos 
Em solução aquosa reagem com a água ou 
ácidos diluídos e formam água oxigenada 
H2O2. Exemplo: Na2O2. 
Podem se comportar como ácidos ou bases. 
Exemplo: ZnO. 
Nomenclatura Óxidos 
 
 
Características Óxidos 
 São substâncias binárias. 
 São formados pela ligação do oxigênio 
com outros elementos, exceto o flúor. 
 Óxidos metálicos, ao reagir com 
ácidos, formam sal e água. 
 Óxidos não metálicos, ao reagir com 
bases, formam sal e água. 
Principais Óxidos