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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FUVEST 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 08 - Funções Inorgânicas 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. CONCEITOS PRELIMINARES - NOX E PRINCIPAIS ÍONS 5 
CÁLCULO DO NOX 5 
PRINCIPAIS CÁTIONS E ÂNIONS 10 
2. A CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 14 
3. TEORIAS ÁCIDO-BASE 20 
TEORIA DE ARRHENIUS 20 
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY 22 
TEORIA DE LEWIS 24 
5. ÁCIDOS INORGÂNICOS 30 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DOS ÁCIDOS INORGÂNICOS 30 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 33 
NOMENCLATURA DE ÁCIDOS 40 
6. BASES INORGÂNICAS 49 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DAS BASES INORGÂNICAS 49 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 50 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 53 
NOMENCLATURA DE BASES 55 
7. SAIS 60 
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 61 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS 62 
SOLUBILIDADE 65 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DOS SAIS INORGÂNICOS 66 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 3 
NOMENCLATURA 67 
8. ÓXIDOS 73 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS 75 
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 76 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS QUANTO A REATIVIDADE (AULA DE REAÇÕES) 78 
9. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 87 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 4 
INTRODUÇÃO 
Muito provavelmente você já deve ter lido que a Química se divide em Química Orgânica e 
Química Inorgânica. A Química Orgânica se preocupa em estudar os compostos formados por carbono, 
enquanto a Química Inorgânica se ocupa dos demais compostos formados pelos outros elementos 
químicos. Essa divisão didática (e simplista demais) serve para facilitar nossos estudos. 
Imagine você estudar as características de milhões de compostos formados na natureza! Tá 
maluco!! Seria impossível, não é mesmo? Por isso, dentro da própria Química Inorgânica, existem grupos 
que englobam compostos com características semelhantes. Esses grupos são chamados de funções 
inorgânicas. Na aula de hoje estudaremos as principais funções: ácidos, bases, sais e óxidos. Ao final da 
aula você saberá, por exemplo, explicar o que é a chuva ácida, seus efeitos para natureza e no ambiente; 
e como explicá-la do ponto de vista químico. 
Sem mais demora, vamos iniciar nossa aula. Desejo a você uma excelente aula 
Lembre-se: jamais durma com dúvida! Me procure sempre que tiver alguma dificuldade. 
 
Bons estudos!!! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 5 
1. CONCEITOS PRELIMINARES - NOX E PRINCIPAIS ÍONS 
Alguns conhecimentos são pré-requisitos para o estudo das funções inorgânicas, entre os quais 
destaco o cálculo do número de oxidação (NOX) e a memorização (famoso decoreba) dos principais íons 
(cátions e ânions). Portanto, vou dedicar a primeira parte desta aula na revisão desses conteúdos 
introdutórios. Vamos lá?! 
Lembrando que esse assunto já foi trabalhado na aula anterior (Aula 07 – Fundamentos da 
Oxirredução)., aula que forneceu todos os artifícios necessários para você entender de uma vez por todas 
esse assunto. Dica: ainda tem dúvida, pare o que está fazendo e volte uma casa... retorne à aula anterior. 
De qualquer forma, o que veremos a seguir é apenas um pequeno lembrete pra você se acostumar 
com tudo isso. Bora!! 
 
CÁLCULO DO NOX 
NOX (número de oxidação): é a carga elétrica de uma espécie atômica. Os átomos da forma em 
que são apresentados na tabela periódica são todos neutros, ou seja, possuem carga igual a ZERO, 
em função de apresentarem número de prótons igual ao número de elétrons. 
Ao realizar uma ligação iônica, o átomo perde ou ganha elétrons, a exemplo do NaCl(s) (cristal 
composto de íons Na+ e Cl-), em que o sódio perde 1 elétron, adquirindo NOX (carga) +1, e o cloro, 
que recebe esse 1 elétron, passa a apresentar NOX (carga) -1. 
 
 
 
 
 
 
Além disso, a carga elétrica pode ter caráter parcial (𝜹), como acontece nas ligações covalentes, 
em que um átomo pode ser mais eletronegativo que outro. 
Por exemplo, no composto CH4, existem quatro átomos de hidrogênio (átomos menos 
eletronegativos) ligados ao carbono (mais eletronegativo) por ligações covalentes, ligação que 
ocorre por compartilhamento do par eletrônico da ligação. Em cada ligação, o carbono atrairá para 
mais próximo de si o elétron do hidrogênio com ele compartilhado, adquirindo, assim, uma 
densidade eletrônica maior do que aquela antes da ligação. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 6 
O NOX de cada átomo pode ser calculado, olhando para cada uma das ligações separadamente. 
Assim, cada átomo de hidrogênio teve seu único elétron afastado para mais próximo do carbono, 
adquirindo carga parcial +1 e, o átomo de carbono, adquire carga -1 para cada elétron atraído, 
totalizando uma carga -4. 
 
 
 
A quantidade de elétron que se afasta do átomo menos eletronegativo e se aproxima do átomo 
mais eletronegativo, em cada ligação, é, no final das contas, o NOX de cada átomo no total. 
 
 
Encontrando o NOX de um átomo 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 7 
Saber determinar o NOX de cada átomo em um composto ou molécula é uma habilidade 
importantíssima no estudo da Química Geral, Físico-Química (eletroquímica), Química Orgânica (reações 
orgânicas), dentre tantos outros ramos da química. De início, para aprimorar essa habilidade, você precisa 
memorizar, pra não falar decorar, os NOX listados abaixo: 
 
 
 
 
 
A carga total de uma molécula ou um composto iônico é igual a ZERO. Portanto, a partir dos 
valores mostrados acima, podemos calcular o NOX dos demais átomos presentes, conforme demonstrado 
nos exemplos abaixo. 
Exemplo 1: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 8 
Tomemos como exemplo o ácido carbônico (H2CO3). Qual é o NOX do carbono nesse composto? 
 
Considerando a somatória dos NOX igual a ZERO, temos: 
2 + 𝑥 − 6 = 0 
𝒙 = 𝟒 
 
Exemplo 2: 
Qual é o NOX do N em HNO3? 
 
1 + 𝑥 − 6 = 0 
𝒙 = 𝟓 
 
Exemplo 3: 
Qual é o NOX do P em P2O74-? 
 
Nesse caso o NOX do ânion é -4, então: 
2𝑥 − 14 = −4 
𝑥 = 10/2 
𝒙 = 𝟓 
 
 
 
Outras informações úteis na determinação de NOX: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 9 
 
 
 
Considere as reações incompletas e não balanceadas de oxidação de alcenos por permanganato 
de potássio: 
 
O número de oxidação do manganês varia, nas três reações, de 
a) +5 para +2. 
b) +4 para +7. 
c) +2 para +5. 
d) +7 para +5. 
e) +7 para +4. 
 
Comentários: 
Já que ele afirma que a variação do número de oxidação (NOX) do Mn é a mesma nas três reações, 
podemos eleger apenas uma delas para resolvermos o exercício. Vamos considerar a primeira 
reação no cálculo do NOX do Mn. 
Antes de reagir, em KMnO4, temos: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 10 
 
1 + 𝑥 − 8 = 0 
𝒙 = +𝟕 
 
Depois de reagir, em MnO2, temos: 
 
Como se vê, o NOX do Mn diminui de +7 para +4. 
 
Gabarito: E 
 
PRINCIPAIS CÁTIONS E ÂNIONS 
Como havia dito, dificilmente será cobrado em seu vestibular a nomenclatura de compostos 
inorgânicos, pura e simplesmente. No entanto, podem aparecer questões que apresentam o nome de 
determinado composto químico desacompanhado de sua fórmula. Nesse caso, você pode encontrar a 
fórmula do compostoa partir de seu nome. Por isso, é sempre muito útil ter em mente os nomes dos 
principais cátions e ânions e suas respectivas cargas. Isso irá te auxiliar no estudo dos ácidos, bases, sais 
e óxidos. Vamos ver. 
 
Cátions 
Os cátions (espécies com carga positiva) formados por um átomo metálico, em geral, possuem 
como nome o próprio nome do metal. Como assim, professor? Eu explico: por exemplo, o sal de cozinha 
NaCl tem como cátion o Na+, cujo nome é sódio (ou cátion sódio), nome do metal e, por isso, esse sal 
recebe o nome de cloreto de sódio (nome do ânion + nome do cátion). Tranquilaço, não é mesmo? 
Os cátions Ca2+, Mg2+, Cs+, K+, por exemplo, recebem o nome dos respectivos metais cálcio, 
magnésio, césio e potássio. Sabendo o nome dos principais elementos da tabela periódica você se sairá 
bem. Na verdade, é necessário saber apenas aqueles elementos que possuem carga fixa, como já citados 
acima (grupos 1, 2, a prata, o zinco e o alumínio). 
E quanto à carga ou NOX de cada cátion, como descobri-los? Respondo a sua pergunta na tabela 
abaixo, guarde-a juntinho ao seu coração. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 11 
 
*A lista para os metais de transição não é exaustiva, apresentei apenas os principias cátions desses metais 
Foi necessário um incremento na nomenclatura de cátions metálicos para diferenciar aqueles 
oriundos de metais com NOX variável. Nesse sentido: 
 
 
De forma análoga ao cloreto de sódio (NaCl), o FeCl3 recebe o nome de cloreto férrico ou cloreto 
de ferro III, pois, neste caso, o ferro está em sua forma trivalente. Em caso de dúvida sobre a carga do 
ferro, lembre-se que usamos o raciocínio abaixo para obter fórmula: 
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Ânions 
Até aqui, vimos que os metais tendem a formar cátions. Então, quais seriam os elementos que 
tendem a formar ânions? Há literaturas que dizem ser os não metais e halogênios. Outras afirmam ser os 
compostos dos grupos 15 a 17 da tabela periódica. Ambas as acepções estão corretas. Em geral, 
compostos de maior eletronegatividade (ex: F, O, N, Cl, Br, I, S e C) em relação aos metais tendem a formar 
ligações covalentes (compartilhar elétrons) ou ganhar elétrons, assumindo neste caso carga negativa ou 
tornando-se ânions. 
 
Ânions monoatômicos 
A nomenclatura de ânions com um único elemento é bem tranquila: usa-se o início do nome do 
elemento químico acrescido do sufixo “ETO”, exceto o oxigênio. Veja os exemplos: 
 
 
Ânions poliatômicos - Oxiânions 
Um importante grupo de ânions poliatômicos são aqueles em que pelo menos um dos elementos 
é o oxigênio, chamados oxiânions. Eles podem ser nomeados pela regra geral de óxidos poliatômicos, mas 
a eles também é aplicado a nomenclatura esquematizada na tabela abaixo: 
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Para ficar mais claro, correlacione as regras acimas com os exemplos da tabela abaixo: 
 
Podemos listar outros oxiânions importantes como, por exemplo: hidróxido (OH-), peróxido (O22-), 
ozônido (O3-) e superóxido (O2-). 
Mais à frente falaremos de uma outra forma de nomear ânions de acordo com o NOX do elemento 
central, aguenta um pouquinho ai. 
 
 
O íon amônio (NH4+), de carga +1, é um cátion bastante diferente, por não ser constituído de 
metal e, ao mesmo tempo, bastante comum. Por isso, não se esqueça dele e nem de sua carga. 
 
O íon acetato (CH3COO-), de carga -1, é um ânion orgânico muito comum em questões. 
Lembre-se dele. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 14 
2. A CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
O químico sueco Svante August Arrhenius realizou, no final do séc. XIX, um experimento em que 
ele introduzia dois fios condutores ligados a um gerador dentro de soluções aquosas. A primeira solução 
foi de cloreto de sódio (NaCl). Percebeu-se que a lâmpada acendeu, provando, portanto, que a solução 
de água e cloreto de sódio permite a passagem de corrente elétrica. O mesmo acontece com a solução de 
ácido acético, um ácido orgânico fraco. Nesse caso, menor quantidade de íons são gerados, permitindo 
menor passagem de corrente elétrica. Esse tipo de solução é chamada de solução eletrolítica. 
A próxima solução a passar pelo mesmo experimento foi água + etanol. Percebeu-se que a 
lâmpada não acendeu, provando que a solução de água e etanol não permite a passagem de corrente 
elétrica, assim como água pura e cloreto de sódio no estado sólido. Esse tipo de sistema é chamado de 
não-eletrolítico. 
 
Experimento para medir a condutividade de sistemas.1 
Imagino que você esteja se indagando por que uma solução permite a passagem de corrente 
elétrica e outra não. Arrhenius respondeu a essa pergunta. Ele explicou que ao entrar em contato com a 
água, os íons do cloreto de sódio sofrem atração eletrostática pelas moléculas de água e desprendem-se 
da estrutura sólida organizada. Esses íons ficam cercados pelas moléculas de água, em um processo 
denominado de solvatação. Como, agora, temos a presença de íons solvatados dispersos no sistema, a 
corrente elétrica pode fluir através da solução e, como o circuito-elétrico não fica interrompido, a lâmpada 
acende. O mesmo ocorre com as outras soluções eletrolíticas. 
 
1 Modificado de Gilbert, Thomas R. Chemistry. The science in context. Fourth edition, 2015, página 147. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 15 
 
Dissociação do NaCl em água.2 
 
Lembrem-se: a presença de íons livres (espécies carregadas eletronicamente) em solução 
permitem a condução de corrente elétrica através dela. Então, sempre se perguntem: a 
solubilização dessa substância em meio aquoso resultará na liberação de espécies eletronicamente 
carregadas? 
Se sim, então, a solução conduzirá corrente elétrica; 
Se não, então, a solução não conduzirá corrente elétrica. 
Já quando colocamos o açúcar na água, ele não forma íons como aconteceu com o NaCl, ele apenas 
se solubiliza em moléculas de açúcar (C12H22O11) que são eletricamente neutras. Não há, portanto, 
sensibilidade ao campo elétrico e a corrente não pode fluir na solução. 
Imagino que o seu pensamento agora seja “Ah, professor! Então já entendi. O NaCl é um composto 
iônico, ou seja, formado por ligações iônicas, em que cátions e ânions já estão presentes no estado sólido 
(retículo cristalino). Por outro lado, o açúcar é formado por ligações covalentes. Sendo assim, posso dizer 
 
2 Modificado de Basic concepts of chemistry – 8th ed 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 16 
que todo composto iônico forma uma solução eletrolítica, enquanto todas as substâncias moleculares 
formam solução não-eletrolítica, certo?” 
Errado! Os não-eletrólitos são sempre substâncias moleculares, mas os eletrólitos podem ser 
substâncias iônicas ou moleculares. 
- Como assim professor? 
- Calma, vou explicar! 
Se fizermos o teste de condutibilidade de Arrhenius usando uma solução de água e ácido clorídrico 
(HCl veremos que a lâmpada acenderá. Perceba que o ácido clorídrico é uma molécula com H e Cl, logo é 
formada por ligação covalente. O que acontece nesse meio? 
Quando adicionamos o HCl na água, as moléculas de água promoverão a quebra da ligação entre 
o H e o Cl. Como o Cl é mais eletronegativo que o H, ele tomará para si o elétron antes compartilhado 
pelo H, transformando-se em um íon com carga negativa, Cl-. Como o H perde o seu elétron, ele passa a 
ser um íon com carga positiva, H+. Como o íon Cl- e o íon H+ só passaram a existir depois que foram 
adicionados a água (lembrando que foi a água que promoveu a quebra da ligação e consequentemente aformação desses íons), nós chamamos essa formação de íons de ionização. 
 
Ionização do HCl em água 
A água participa da reação de ionização como reagente, portanto a equação completa da 
ionização é representada por: 
HC () + H2O () → H3O+ (aq) + C - (aq) 
O hidrogênio que é retirado da ligação com o cloro é chamado de hidrogênio ionizável e os 
ácidos podem apresentar mais de um. Cada molécula de água só consegue ionizar um átomo de 
hidrogênio, portanto, para a ionização ser total, é necessário balancear a quantidade de moléculas de 
água e a quantidade de átomos de hidrogênio ionizável. 
Exemplos de ionização total: 
H2SO4 () + 2 H2O () → 2 H3O+ (aq) + SO4 2- (aq) 
H3PO4 () + 3 H2O () → 3 H3O+ (aq) + PO4 3- (aq) 
H4SiO4 () + 4 H2O () → 4 H3O+ (aq) + SiO44- (aq) 
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Como toda a equação de ionização de um ácido necessita de água, pode-se utilizar uma 
representação simplificada ou abreviada para a ionização. Nessa representação não se escreve a água 
no reagente e o íon H3O+ - denominado hidrônio ou hidroxônio - é abreviado a H+. Portanto, as 
equações acima podem ser escritas por: 
H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO42- (aq) 
H3PO4 (aq) → 3 H+ (aq) + PO43- (aq) 
H4SiO4 (aq) → 4 H+ (aq) + SiO44- (aq) 
 
E com o NaCl, acontece o mesmo? Não. Como o NaCl é um composto iônico os íons já existiam na 
forma do retículo cristalino, eles apenas dissociaram (separaram ou afastaram) na água e a esse processo 
damos o nome de dissociação iônica. Nesse processo, a solvatação da água é capaz de vencer a atração 
eletrostática que existe entre os íons de cargas opostas, “desmanchando”, desta forma o retículo 
cristalino do composto iônico. 
A dissociação do NaCl e de alguns outros compostos iônicos é dada a seguir: 
𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠) → 𝑁𝑎+ (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 
𝐾𝑁𝑂3(𝑠) → 𝐾
+(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂3
−(𝑎𝑞) 
𝐶𝑎𝐶𝑙2(𝑠) → 𝐶𝑎
2+(𝑎𝑞) + 2 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 
𝐹𝑒𝐵𝑟3(𝑠) → 𝐹𝑒
3+(𝑎𝑞) + 3 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) 
𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2(𝑠) → 3𝐶𝑎
2+(𝑎𝑞) + 2 𝑃𝑂4
3−(𝑎𝑞) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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[Fonte: modificado de Basic concepts of chemistry – 8th ed] 
 
 
 
 
 
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Escreva as equações de dissociação dos compostos iônicos a seguir. 
a) KHCO3 (s). 
b) Li2SO4 (s). 
c) Au2O (s). 
d) NH4NO3 (s). 
 
Comentários: 
A partir dos cátions de valência fixa, determina-se as cargas dos ânions. 
 
a) KHCO3 (s) 
1º Passo: identificando o cátion – o K é o metal. 
2º Passo: identificando o ânion – o HCO3 forma o ânion. 
3º Passo: determinando a carga do cátion – K é um metal alcalino, logo K+. 
4º Passo: determinando a carga do ânion – Como a proporção entre K e HCO3 na fórmula é de 
1:1, então a carga do HCO3 é -1, HCO3-. 
5º Passo: separando os íons – KHCO3 → K+ + HCO3-. 
6º Passo: balanceando a equação - KHCO3 (s) → K+ (aq) + HCO3- (aq). 
 
b) Li2SO4 (s) 
1º Passo: identificando o cátion – o Li é o metal. 
2º Passo: identificando o ânion – o SO4 forma o ânion. 
3º Passo: determinando a carga do cátion – Li é um metal alcalino, logo Li+. 
4º Passo: determinando a carga do ânion – Como a proporção entre Li e SO4 na fórmula é de 2:1, 
então a carga do SO4 é -2, SO42-. 
5º Passo: separando os íons – Li2SO4 → Li+ + SO42-. 
6º Passo: balanceando a equação - Li2SO4 (s)→ 2 Li+ (aq) + SO42- (aq). 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 20 
 
c) Au2O (s) 
1º Passo: identificando o cátion – o Au é o metal. 
2º Passo: identificando o ânion – o O forma o ânion. 
3º Passo: determinando a carga do cátion – Au é um metal de valência variável, logo a sua carga 
dependerá do ânion. 
4º Passo: determinando a carga do ânion – o oxigênio possui tendência a receber dois elétrons, 
portanto forma o O2-. Como a proporção entre ouro e oxigênio na fórmula é de 2:1, logo a valência 
do ouro é +1, Au+. 
5º Passo: separando os íons – Au2O → Au+ + O2-. 
6º Passo: balanceando a equação - Au2O (s) → 2 Au+ (aq) + O2- (aq). 
 
d) NH4NO3 (s) 
1º Passo: identificando o cátion – o NH4 é o único cátion não metálico que você precisa saber. 
2º Passo: identificando o ânion – o NO3 forma o ânion. 
3º Passo: determinando a carga do cátion – O NH4 apresenta carga fixa: NH4+. 
4º Passo: determinando a carga do ânion – Como a proporção entre NH4 e NO3 na fórmula é de 
1:1, então a carga do NO3 é -1, NO3-. 
5º Passo: separando os íons – NH4NO3 → NH4+ + NO3-. 
6º Passo: balanceando a equação - NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq). 
 
Agora que você já sabe distinguir os termos dissociação iônica e ionização, o que é muitíssimo 
importante, vamos aos conceitos de ácidos e bases. 
 
3. TEORIAS ÁCIDO-BASE 
Existem várias teorias ácido-base, mas, em geral, apenas três são cobradas em provas de vestibular 
e Enem: de Arrhenius, de Brönsted-Lowry e de Lewis. Portanto, usaremos essas para conceituar ácido e 
base na aula de hoje. Lembrando que falaremos sobre esse assunto novamente quando estudarmos as 
Propriedades Físicas dos Compostos Orgânicos, bem mais a frente. 
 
TEORIA DE ARRHENIUS 
De forma objetiva, Arrhenius propôs que 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 21 
Ácido é toda substância que em água produz íons H+ (íon hidrogênio ou hidrônio) e base é toda 
aquela que em água produz OH- (íon hidróxido). 
Outros enunciados mais completos para a teoria de Arrhenius são encontrados na literatura: 
 
Mais tarde, o conceito de ácido de Arrhenius foi reescrito, pois percebeu-se que o cátion 
hidrogênio (H+) se liga à água (H2O), formando o cátion hidrônio (H3O+), como segue: 
H+ + H2O → H3O+ 
Desta forma, podemos entender o conceito de ácido de Arrhenius como toda substância que em 
água produz íons H3O+. Deriva-se dessa teoria ácido-base, a reação mais geral de neutralização ácido base, 
que produz água: 
H3O+ + OH- → 2 H2O ou H+ + OH- → H2O 
Seguem alguns exemplos de ácidos e bases de Arrhenius em meio aquoso: 
• Ácido sulfúrico: H2SO4 () + 2 H2O () → 2 H3O+ (aq) + SO4 2- (aq) 
• Ácido nítrico: HNO3 () + H2O () → H3O+ (aq) + NO3-- (aq) 
• Hidróxido de potássio: KOH (aq)→ K+ + OH- 
• Hidróxido de magnésio: Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ + 2 OH- 
A teoria de Arrhenius torna muito simples identificar o ácido e a base de Arrhenius. Perceba que 
nos exemplos acima todos os ácidos apresentam o H em sua fórmula molecular, enquanto todas as bases 
apresentam OH. 
 
Ácido: todo composto que, 
em solução aquosa, sofre 
ionização, produzindo como 
único íon positivo o cátion 
hidrogênio (H+).
Base ou hidróxido: todo 
composto que, em solução 
aquosa, sofre dissociação 
iônica, liberando como único 
íon negativo o ânion 
hidróxido (OH-).
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 22 
 
Vamos agora explicar as duas principais limitações da teoria de Arrhenius para entendermos 
daqui a pouco como as próximas teorias superam essas dificuldades: 
1ª limitação: restringe a experimentos em meio aquoso. Hoje sabemos que muitas substâncias 
apresentam caráter ácido ou básico também em meios não aquosos; 
2ª limitação: não explica o fato de substâncias que não apresentam H+ ou OH- se dissolverem em 
água e formarem substâncias ácidas ou básicas. 
Exemplos: 
Amônia (NH3) em água produz OH-. Veja: 
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+ + 𝑂𝐻− 
Carbonato de sódio (Na2CO3) também produz OH- em meio aquoso. 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 → 2𝑁𝑎
+ + 𝐶𝑂3
2− + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐶𝑂3
− +𝑂𝐻− 
Gás carbônico (CO2) produz H+. 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝐶𝑂3 ⇌ 𝐻
+ + 𝐻𝐶𝑂3
− 
Apesar dessas limitações, essa teoria é bastante útil para o estudo de ácidos inorgânicos comoveremos mais adiante. 
 
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY 
Segundo a teoria proposta por Johannes Nicolaus Brönsted (1879 - 1974) e Thomas Martin Lowry 
(1874 - 1936), ácido é um doador de próton, na forma de H+, enquanto base é um receptor de próton. 
Segundo essa teoria, uma reação de neutralização consiste na transferência de um ou mais prótons do 
ácido para base. 
Segundo Brönsted-Lowry, podemos dizer que uma substância com características ácidas é aquela 
que tende a doar próton(s). Do mesmo modo, uma substância com tendência básica é aquela que tende 
a receber próton(s). Na teoria protônica, até mesmo a água funciona como uma base quando recebe H+ 
de um ácido para formar H3O+. 
A teoria de Brönsted-Lowry também introduz dois novos termos: ácido conjugado e base 
conjugada. Um ácido, após reagir com uma base, forma uma base conjugada. De forma análoga, uma 
base, após reagir com um ácido, forma um ácido conjugado. 
Seguem alguns exemplos de ácidos e bases de Brönsted-Lowry: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 23 
 
 
A grande vantagem da teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry está na abordagem do meio 
em que essas substâncias estão presentes, não sendo restringida, como a teoria de Arrhenius, a meios 
aquosos, em que ácidos liberam íons hidrônio, e bases liberam hidroxila. 
 
No exemplo acima, a água recebeu um próton do HCl, portanto é uma base. A substância 
conjugada a ela, o íon hidrônio (H3O+), é um ácido, chamado ácido conjugado. O HCl, que doou o próton, 
é o ácido, e, portanto, o cloreto (Cl–), formado pela perda desse próton, é chamado de base conjugada. 
O fato de essas reações serem reversíveis deu origem a uma definição muito importante: 
Ácidos e bases conjugados são aqueles que se diferem por um H+. Se o ácido é forte, sua base 
conjugada será fraca, e vice-versa. 
Algumas espécies podem se comportar ora como ácido, ora como base na presença de 
determinadas substâncias. Essas espécies são chamadas de anfipróticas, ou anfóteras. Um exemplo de 
substância anfótera é a água. Observem-se as reações a seguir: 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 24 
 
 
 
A Teoria de Brönsted-Lowry será de fundamental importância na aula de Equilíbrio Químico. 
Adiantando o seu lado, posso indicar onde, exatamente, você utilizará esse conteúdo: no estudo 
da Hidrólise Salina, em Equilíbrio Iônico. Entendendo essa teoria você compreenderá um dos 
porquês de alguns sais sofrerem hidrólise. Fique atento! 
Você foi avisado! Hahahaha 
 
TEORIA DE LEWIS 
Em 1923, Gilbert Newton Lewis resolveu colocar um fim no que ele chamava de “culto ao próton” 
e, com isso, sugeriu uma nova definição para ácidos e bases. Esse fato ocorreu no mesmo ano em que foi 
proposta a teoria de Brönsted-Lowry. A sua definição consiste no seguinte postulado: 
Ácido é toda espécie química, molécula ou íon, que recebe pares eletrônicos isolados, formando 
ligações coordenadas. 
Base é toda espécie química, molécula ou íon, que cede pares de elétrons isolados, formando 
ligações coordenadas. 
Essa definição de Lewis é a mais abrangente definição para ácidos e bases, simplesmente pelo fato 
de não se restringir somente às espécies hidrogênio e/ou hidroxila. 
Uma grande vantagem da Teoria de Lewis é que ela consegue explicar reações que não envolvem 
transferências (movimentações) de espécies iônicas (cátions e/ou ânions). 
A maneira mais abrangente de entendermos a teoria eletrônica é assumirmos que o ácido é uma 
espécie química que possui orbitais vazios, os quais podem acomodar elétrons, enquanto a base possui 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 25 
par de elétrons disponíveis para doar ou compartilhar com uma espécie ácida. Esse entendimento, em 
nível de orbitais da teoria eletrônica. Podemos representar o par de elétrons por (:) e a reação ácido-base 
como segue: 
 
Na reação abaixo, nota-se que no RNH2 há um par de elétrons livres, enquanto no AlCl3, o alumínio 
está com falta de um par de elétrons para completar o seu octeto. Esse fato torna possível uma reação 
do tipo ácido base de Lewis. 
 
Outro exemplo muito interessante é o dos éteres que apresentam um comportamento como base 
de Lewis. 
 
A Teoria de Lewis consegue explicar as teorias de Arrhenius e de Brönsted-Lowry. Tomemos como 
exemplo a protonação da água pelo HCl: 
 
Perceba que, na perspectiva de Lewis, a água, que possui pares de elétrons não ligantes no átomo 
de oxigênio, funciona como uma base de Lewis. Por outro lado, o hidrogênio, que está perdendo o par de 
elétron da ligação para o cloro que é mais eletronegativo, passa a possuir orbital vazio para receber 
elétrons do oxigênio. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 26 
 
Ácidos de Arrhenius são também ácidos de Brönsted-Lowry e de Lewis. 
Bases de Arrhenius são também bases de Brönsted-Lowry e de Lewis. 
Será importante considerar que o conceito de ácidos e bases de Lewis é o mais abrangente e 
envolve a ideia de Brönsted-Lowry, que, por sua vez, envolve a ideia de Arrhenius, como mostrado 
no esquema a seguir: 
 
 
 
 
(UFJF/1999) 
As teorias sobre ácido-base podem explicar uma série de efeitos cotidianos e também auxiliam 
na otimização dos processos industriais. Com base na teoria de ácido-base de Brönsted-Lowry, são 
propostas as seguintes equações: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 27 
 
São pares de base e base conjugada de Brönsted-Lowry, respectivamente, em cada equação: 
a) NH4+, NH3 e HSO4- , SO42-. 
b) NH4+, H2O e HSO4- , H2CO3. 
c) OH-, NH3 e HCO3-, SO42-. 
d) NH4+, NH3 e HSO4-, H2CO3. 
e) NH4+, NH3 e HCO3-, H2CO3. 
 
Comentários: 
Segundo teoria de Brönsted-Lowry, ácido é um doador de próton (H+) e a base é uma receptora 
de próton. Dito isso, podemos analisar cada uma das equações como segue: 
 
 
 
Desta forma, podemos localizar os pares pedidos no enunciado como segue: 
1ª reação: OH- (base) e NH3 (base conjugada) 
2ª reação: HCO3- (base) e SO42- (base conjugada) 
Gabarito: C 
 
(FGV - 2016). 
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Brönsted (1879- 1947) e o químico inglês Thomas 
Lowry (1874-1936) propuseram uma definição de ácidos e bases mais geral do que a proposta 
anteriormente por Arrhenius (1859-1927). O conceito de Brönsted-Lowry está baseado no fato de 
que a reação ácido-base envolve transferência de íons H+ de uma substância para outra. Analise o 
equilíbrio a seguir: 
 
Baseado nesse conceito, os pares conjugados são: 
a) HSO3- atua como ácido e H2SO3 como seu ácido conjugado. 
b) H2O atua como ácido e H2SO3 como seu ácido conjugado. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 28 
c) H2O atua como ácido e OH- como sua base conjugada. 
d) HSO3- atua como base e OH- como sua base conjugada. 
e) HSO3- atua como ácido e H2SO3 como sua base conjugada. 
 
Comentários: 
Essa questão pode levar o candidato ao erro, pois, em geral, a água, que possui elétrons não 
ligantes no átomo O, se comporta como base. Entretanto, nesse caso, a água está doando um H+, 
sendo, portanto, uma base de Brönsted-Lowry e OH- sua base conjugada. Desta forma, a letra C está 
correta. 
Gabarito: C 
 
Exercício Resolvido 1 
O primeiro conceito científico de ácido e base foi fornecido por Lavoisier, em 1776. Desde então, 
novos conceitos foram propostos de acordo com a evolução da ciência e a descoberta de novas 
substâncias. São vários os conceitos teóricos, que fornecem concepções alternativas dos 
mecanismos de reação ácido-base e sua aplicação na solução dos problemas relacionados. 
Com relação aos conceitos sobre ácidos e bases,três afirmações foram feitas: 
1) Na reação de dissociação do HCl em água: HCl (g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl- (aq) a água é 
considerada uma base de Arrhenius. 
2) Na reação da amônia com o HCl: NH3(aq) + HCl (aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq) a amônia é 
considerada uma base de Brönsted- Lowry. 
3) Na reação do BF3 + F-: BF3 + F- → BF4- o BF3 é considerado um ácido de Lewis. 
 
Está(ão) correta(s) a(s) afirmativa(s): 
a) 2 e 3 apenas. 
b) 1 apenas. 
c) 2 apenas. 
d) 3 apenas. 
e) 1, 2 e 3. 
 
Comentário: 
AFIRMAÇÃO 1: Errada. O primeiro erro do item 1 é mencionar que a reação é do tipo 
“dissociação”. Como visto anteriormente, o HCl é formado por ligação covalente, logo os íons só se 
formam após interação das moléculas de HCl com a água e damos o nome de ionização a esse 
processo. O segundo erro é afirmar que nessa reação a água é uma base de Arrhenius pois, sabemos 
que a teoria de Arrhenius diz que base é todo compostos que, em solução aquosa, sofre dissociação 
iônica, liberando como único ânion o hidróxido (OH-), o que não acontece com a molécula de água. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 29 
AFIRMAÇÃO 2: Certa. Na reação da amônia com o ácido clorídrico, o HCl doa 1 próton para a 
amônia formando o íon amônio (NH4+). De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry, a base é a 
espécie receptora de próton. 
AFIRMAÇÃO 3: Certa. De acordo com o conceito de Lewis, ácidos são espécies químicas capazes 
de receber um ou mais pares de elétrons. Perceba que o BF3 recebe o par de elétrons do F-, logo o 
BF3 é um ácido de Lewis e o F- é uma base de Lewis. 
Gabarito: A 
 
Exercício Resolvido 2 
Considerando a Teoria Protônica, determine a função de cada espécie e os pares conjugados nas 
seguintes equações: 
a) 𝐻𝐶𝑂3
− + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑂3
−2 
b) 𝑁𝐻3 + 𝐻
− ⇄ 𝑁𝐻2
− + 𝐻2 
c) 𝐻𝑆− + 𝐻3𝑂
+ ⇄ 𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑆 
 
Comentário: 
A diferença entre as espécies químicas em um par conjugado sempre é de um H+. Portanto, 
temos: 
a) 𝐻𝐶𝑂3
−(á𝑐𝑖𝑑𝑜) 𝑒 𝐻2𝑂 (𝑏𝑎𝑠𝑒) 
 𝐻3𝑂
+(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜) 𝑒 𝐶𝑂3
−2 (𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎) 
 
b) 𝑁𝐻3 (á𝑐𝑖𝑑𝑜) 𝑒 𝐻
− (𝑏𝑎𝑠𝑒) 
 𝑁𝐻2
−(𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎) 𝑒 𝐻2 (á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜) 
 
c) 𝐻𝑆−(𝑏𝑎𝑠𝑒) 𝑒 𝐻3𝑂
+(á𝑐𝑖𝑑𝑜) 
 𝐻2𝑂 (á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜) 𝑒 𝐻2𝑆 (𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎) 
 
Exercício Resolvido 3 
Determine o ácido e a base de Lewis nas seguintes reações: 
a) 𝐴𝑙𝐵𝑟3 + 𝐵𝑟
− ⇄ 𝐴𝑙𝐵𝑟4
− 
b) 𝐴𝑔+ + 2𝑁𝐻3 ⇄ 𝐴𝑔(𝑁𝐻3)2
+ 
c) 𝐵𝑒+2 + 4𝑂𝐻− ⇄ 𝐵𝑒(𝑂𝐻)4
−2 
d) 𝑁𝐻3 + 𝐵𝐹3 ⇄ 𝐻3𝑁 − 𝐵𝐹3 
 
Resolução: 
a) 𝐴𝑙𝐵𝑟3(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) + 𝐵𝑟
−(𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) ⇄ 𝐴𝑙𝐵𝑟4
− 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 30 
b) 𝐴𝑔+(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) + 2𝑁𝐻3(𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) ⇄ 𝐴𝑔(𝑁𝐻3)2
+ 
c) 𝐵𝑒+2(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) + 4𝑂𝐻−(𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) ⇄ 𝐵𝑒(𝑂𝐻)4
−2 
d) 𝑁𝐻3(𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) + 𝐵𝐹3(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐿𝑒𝑤𝑖𝑠) ⇄ 𝐻3𝑁 − 𝐵𝐹3 
 
 
5. ÁCIDOS INORGÂNICOS 
Vale lembrar que as teorias ácido-base anteriormente estudadas explicam o comportamento tanto 
de ácidos inorgânicos quanto ácidos orgânicos. Neste capítulo, vamos nos concentrar no estudo dos 
ácidos inorgânicos (função inorgânica: ácido). A minha ideia é passar alguns conhecimentos gerais sobre 
os ácidos como propriedades e aplicações, além de trabalhar a parte de classificação e nomenclatura. 
Vamos lá?! 
Antes, porém, destaco que vamos nos limitar à teoria de Arrhenius para explicarmos o 
comportamento dos ácidos inorgânicos, já que ela é suficiente nesse caso. Mas, lembre-se: as outras 
teorias, mais abrangentes, também são, logicamente, capazes de explicar o comportamento dos ácidos 
inorgânicos. 
 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DOS ÁCIDOS INORGÂNICOS 
Em geral, as seguintes características dos ácidos são destacáveis: 
São azedos. Seu sabor é percebido em vários alimentos como refrigerantes, frutas cítricas 
(laranja, limão e outras frutas cítricas), no vinagre. Vale lembrar que o ácido cítrico (C6H8O7), 
presente em frutas cítricas, e o ácido acético (C2H4O2), presente no vinagre, são ácidos orgânicos; 
Em geral, apresentam-se incolor e no estado líquido; 
Apresentam odor forte e asfixiante (quem já teve o desprazer, em um acidente em laboratório, 
de inalar vapores ácidos concentrados, notou que o odor é tão forte que chega a “fechar a 
garganta”); 
Quando em água, produzem solução condutora de eletricidade devido a formação de íons 
(ionização); 
Diminuem o pH da água para valores inferiores a 7,00; 
Apresentam a capacidade de mudar a cor de certas substâncias chamadas indicadores ácido-
base; e 
São agentes oxidantes. A exemplo dessa característica, temos que ácidos oxidam metais que 
estão na forma metálica. Veja: Fe 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 31 
 
 
Cabe aqui abrirmos um parêntese para o conceito de pH, mas não se preocupe, esse assunto será 
aprofundado em outra aula. 
O pH (potencial hidrogeniônico) corresponde a uma medida logarítmica da concentração em 
meio aquoso do cátion H+. Mais especificamente, o pH é o logaritmo negativo da concentração de 
H+, como segue: 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
Note que o sinal negativo estabelece relação inversamente proporcional entre pH e concentração 
de H+, [H+]. Isto significa que uma solução aquosa (água + solutos) será mais ácida se a [H+] for mais 
elevada. O pH é normalmente apresentado, a 25 °C, em uma escala de 0 a 14, sendo que valores 
abaixo de 7 são considerados ácidos; valores acima, básicos ou alcalinos; e pH = 7 corresponde à 
neutralidade. 
 
Escala com valores de pH [Fonte: https://www.acquanativa.com.br/] 
 
Outro parâmetro muito útil é o pOH, que é o logaritmo negativo da concentração de hidroxila, 
OH-, como segue: 
𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] 
Por fim, adianto-lhe que pH e pOH se relacionam pela equação abaixo: 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
mas falaremos sobre esse assunto na aula de Equilíbrio Iônico. 
Os ácidos são uma classe de substâncias muito presentes em nosso dia a dia. Como já mencionado, 
muitas frutas e outros alimentos contém ácidos em sua composição. O ácido clorídrico está presente no 
suco gástrico e auxilia na digestão de proteínas, por exemplo. Em bebidas gaseificadas, é adicionado ácido 
carbônico. Até mesmo em medicamos, podemos listar vários ácidos, a exemplo do ácido acetilsalicílico 
(ácido orgânico). Vários outros exemplos poderiam ser citados, pois são substâncias muito utilizados na 
indústria, a exemplo da metalurgia e produção de fertilizantes. Na tabela abaixo, listo alguns ácidos 
inorgânicos importantes e suas respectivas aplicações. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 32 
 
 
 
 
 
(ENEM 2014 / PPL) 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 33 
A tabela lista os valores de pH de algumas bebidas consumidas pela população. 
 
O esmalte dos dentes é constituído de hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH), um mineral que sofre 
desmineralização em meio ácido, de acordo com a equação química: 
 
Das bebidas listadas na tabela, aquela com menor potencial de desmineralização dos dentes é o 
A) chá. 
B) café. 
C) vinho. 
D) refrigerante. 
E) suco de limão. 
 
Comentários: 
É afirmado no enunciado que a hidroxiapatita sofre desmineralização em meio ácido. Se o 
objetivo é evitar ou reduzir a desmineralização, torna-se necessário evitar que a hidroxiapatita se 
encontre em meios ácidos, logo a bebida que apresenta o menor poder de desmineralização será a 
com maior pH, ou seja, aquela mais básica. De acordo com a tabela, essa bebida é o chá. Veja que a 
resolução da questão é bem simples, mas, casoo candidato não soubesse adequadamente a relação 
entre acidez e pH, de certo, erraria a questão. 
Gabarito: A 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 
Podemos classificar os ácidos sob diferentes aspectos. Por exemplo, se o ácido possui oxigênio, ou 
não. Em outro aspecto, podemos classificá-los de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis como 
H+. Podemos ainda classificá-los quanto à volatilidade e à força. Acredito ser muito pouco provável que 
essas classificações sejam o foco principal de alguma questão. No entanto, não custa revisá-las, já que é 
um assunto basilar em química. Organizei na tabela abaixo as principais classificações e, na sequência, 
teço alguns comentários relevantes. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 34 
 
Classificação dos ácidos Classes 
Quanto à presença de 
oxigênios na molécula 
Hidrácidos: não apresentam oxigênio em sua composição. 
Ex: H2S, HI, HCN, HF, HBr. 
Oxiácidos: apresentam oxigênio em sua composição. 
Ex: H2SO4, H3PO4, HNO3, HClO3 etc. 
Quanto ao número de 
hidrogênios ionizáveis 
Monoácidos (Monopróticos): apresentam 1 H ionizável. 
Ex: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2*. 
Diácidos (dipróticos): apresentam 2 H ionizáveis. 
Ex: H2SO4, H3PO3*. 
Triácidos (tripróticos): apresentam 3 H ionizáveis. 
Ex: H3PO4, H3BO3. 
Tetrácidos (tetrapróticos): apresentam 4 H ionizáveis. 
Ex: H4SiO4 , H4P2O7. 
Quanto à força 
Fortes: apresentam grau de ionização, 𝛼, superior a 50%. 
Ex: HCl, H2SO4. 
Moderados: apresentam grau de ionização, 𝛼, entre 5 e 
50%. 
Ex: HF. 
Fracos: apresentam grau de ionização, 𝛼, inferior a 5%. 
Ex: H2CO3, HNO2, H3PO4, HCN. 
Quanto à volatilidade 
Voláteis: apresentam ponto de ebulição inferior a 100 oC 
Ex: HCl, H2S, HF. 
Fixos: apresentam ponto de ebulição superior a 100 oC 
Ex: H2SO4, H3PO4 
* nem todos os hidrogênios de uma molécula de ácido são ionizáveis. É por isso, por exemplo, que 
o H3PO3 é um ácido diprótico e não triprótico. Entenderemos logo abaixo o porquê. 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 35 
Hidrogênios ionizáveis 
Todos os hidrogênios de hidrácidos são ionizáveis. No entanto, em oxiácidos, apenas os 
hidrogênios ligados ao átomo de oxigênio são ionizáveis. Isso acontece porque, em geral, nas 
situações em que o hidrogênio está ligado a outros elementos, a diferença de eletronegatividade 
entre eles é pequena, o que favorece o compartilhamento de elétron e impede a ionização (NOTA: 
na ionização, o átomo mais eletronegativo puxa para si o elétron do hidrogênio, permitindo a 
liberação de H+). 
E como saber quais hidrogênios estão ligados ao oxigênio? 
É simples, siga os seguintes passos: 
1) Escreva o símbolo do elemento que está no centro da fórmula; 
2) Adicione oxigênios ligados, ao mesmo tempo, ao átomo central e aos hidrogênios; 
3) Ao fim, complete as ligações dos oxigênios (fazendo dupla com o átomo central, se for o caso) 
e, caso sobre hidrogênios, ligue-os também ao átomo central. 
Exemplos: 
 
 
Lembrete: em geral, átomos do 3º período em diante da tabela periódica se apresentam como 
átomos centrais por possuírem, segundo a distribuição de Pauling, orbitais d e f vazios. Por esse 
motivo, são capazes de compartilhar mais elétrons com os átomos ligantes, como é o caso do 
enxofre e fósforo no exemplo acima. 
 
Número de hidrogênios ionizáveis: 
Ao entrar em contato com a água, os ácidos sofrem ionização produzindo íons H+. Eles são 
classificados em relação ao número de hidrogênios ionizáveis por fórmula em: 
 
H2S (aq) → 2 H
+ (aq) + S2- (aq)
diácido ou biácido ou diprótico 2 hidrogênios ionizáveis por molécula
HNO3 (aq) → 1 H
+ (aq) + NO3
- (aq)
monoácido ou monoprótico 1 hidrogênio ionizável por molécula
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 36 
 
 
 
As fórmulas H3PO3 e H3PO2 não apresentam 3 hidrogênios ionizáveis cada. Abaixo são 
apresentadas as fórmulas estruturais. 
 
Somente os átomos de hidrogênio que estão ligados aos oxigênios são ionizados. Isso pode ser 
explicado pela baixa diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o fósforo. Portanto, o H3PO3 
é um diácido e o H3PO2, monoácido. 
 
Ionização por etapas 
Ácidos polipróticos não liberam todos os hidrogênios ionizáveis no mesmo instante. As moléculas 
de água que retiram os hidrogênios atacam em instantes distintos. Portanto, as representações das 
ionizações dos dois hidrogênios ionizáveis do ácido carbônico (H2CO3) são: 
 
H4SiO4 (aq) → 4 H
+ (aq) + SiO4
4- (aq)
tetrácido ou tetraprótico 4 hidrogênios ionizáveis por molécula
H3PO4 (aq) → 3 H
+ (aq) + PO4
3- (aq)
triácido ou triprótico 3 hidrogênios ionizáveis por molécula
• H2CO3 () + H2O () → H3O
+
(aq) + HCO3
-
(aq)1ª ionização
• HCO3
-
(aq) + H2O () → H3O
+
(aq) + CO3
2-
(aq)2ª ionização
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 37 
A segunda ionização é sempre mais difícil de ocorrer do que a primeira. Após a 1ª ionização, o 
oxigênio da molécula de água (polo negativo da molécula) apresenta atração diminuída devido ao 
acúmulo de carga negativa do ânion. 
 
Ionização total 
A ionização total de ácidos polipróticos é representada pelo somatório das ionizações por etapas. 
A ionização total do ácido carbônico é representada por: 
 
 
 
Escreva as equações de ionização completa por etapas e a ionização completa total dos ácidos a 
seguir. 
a) H2S. 
b) H3PO4. 
c) HNO3. 
 
Comentário: 
a) H2S. 
1ª ionização: H2S (g) + H2O (l) → H3O+ (aq) + HS- (aq) 
2ª ionização: HS- (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + S2- (aq) 
Ionização total: H2S (g) + 2 H2O (l) → 2 H3O+ (aq) + S2- (aq) 
 
b) H3PO4. 
1ª ionização: H3PO4 (l) + H2O (l) → H3O+ (aq) + H2PO4- (aq) 
2ª ionização: H2PO4- (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + HPO42- (aq) 
3ª ionização: HPO42- (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + PO43- (aq) 
Ionização total: H3PO4 (l) + 3 H2O (l) → 3 H3O+ (aq) + PO43- (aq) 
 
• H2CO3 () + 2 H2O () → 2 H3O
+ (aq) + CO3
2-
(aq)Ionização total
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 38 
c) HNO3. 
1ª ionização e ionização total: HNO3 (l) + H2O (l) → H3O+ (aq) + NO3- (aq) 
 
 
Grau de ionização e Força de ácidos 
A força de um ácido é determinada pela quantidade de íons produzidos na solução. Portanto, o 
grau de ionização (α) é calculado por: 
𝛼 = 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑖𝑠 𝑑𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜
 
Exemplo: 
A dissolução de 1 mol/L de ácido nítrico (HNO3) produziu 0,99 mol/L de H+ e 0,99 mol/L de NO3-, 
ou seja, 
𝛼 = 
0,99 𝑚𝑜𝑙/𝐿
1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 = 0,99 = 99 % 
Para ácidos polipróticos, cada etapa da ionização apresenta um valor de α, que diminui à medida 
que essas etapas se desenvolvem: 
α1ª ionização > α2ª ionização > α3ª ionização > ... > αn 
Os ácidos são classificados em relação ao primeiro grau de ionização e se dividem em: 
 
 
 
Além dos valores do grau de ionização, existe uma relação quantitativa chamada constante de 
ionização de um ácido (Ki) ou constante ácida (Ka), que será melhor desenvolvido na aula sobre equilíbrio 
iônico – por enquanto, a simples noção de que essas constantes estão associadas à acidez é suficiente. 
↑Ka ↑ionização ↑α ↑ força do ácido ↑Acidez 
ÁCIDOS FRACOS
• 𝛼 ≤ 5%
ÁCIDOS MODERADOS ou 
SEMIFORTES
• 5% < 𝛼 < 50 %
ÁCIDOS FORTES
• 𝛼 ≥ 50%
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 39 
Os valores de α e Ka são experimentais e possuem tabelas específicas em livros, porém é 
necessário conhecer a classificação da força dos ácidos mais importantes. 
 
No caso de Oxiácidos, podemos medir sua força utilizando a Regrade Pauling, que indica a força 
ácida pela diferença entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio 
ionizáveis. 
𝑿 = ( 𝒏º 𝒅𝒆 𝒐𝒙𝒊𝒈ê𝒏𝒊𝒐𝒔 ) – ( 𝒏º 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈ê𝒏𝒊𝒐𝒔 𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛á𝒗𝒆𝒊𝒔 ) 
■ X = 3: muito forte. Exemplo: HClO4. 
■ X = 2: forte. Exemplo: H2SO4. 
■ X = 1: moderado. Exemplo: H3PO4. 
■ X = 0: fraco. Exemplo: H3BO3. 
 
Uma importante exceção à Regra de Pauling é a do H2CO3, que é um ácido fraco. Na comparação 
de oxiácidos que possuem o mesmo valor de X, através da Regra de Pauling, utilizamos a 
eletronegatividade do átomo central para estabelecer a ordem de acidez. Quanto maior for a 
eletronegatividade do átomo central, maior será a força ácida. Observe o exemplo a seguir: 
 
 
A maior eletronegatividade do átomo central aumenta a carga parcial positiva do hidrogênio (δ+), 
facilitando a sua retirada pela água. Em relação aos hidrácidos, você precisará memorizar a seguinte 
ordem: 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 40 
 
 
 
 
Quanto maior a oxigenação de um ácido, maior será a influência da eletronegatividade dos 
oxigênios sobre os hidrogênios ionizáveis. Por isso o ácido sulfúrico (H2SO4) é mais forte que o ácido 
sulfuroso (H2SO3). 
 
 
NOMENCLATURA DE ÁCIDOS 
A nomenclatura dos ácidos inorgânicos em solução aquosa é dividida em dois blocos: para os 
hidrácidos e para os oxiácidos. 
Nomenclatura dos hidrácidos 
O nome dos hidrácidos é construído por: 
ácido + nome do elemento + ídrico. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 41 
 
Nomenclatura dos oxiácidos 
O nome dos oxiácidos é construído por quatro opções. Apresentaremos uma proposta de 
nomenclatura adicionando e retirando oxigênio às principais fórmulas, porém, é necessário que decore 
as seguintes fórmulas abaixo em que todos os ácidos apresentam a nomenclatura: 
ácido + nome do elemento + ico. 
 
A partir desses ácidos, podemos determinar a nomenclatura dos demais somando e subtraindo a 
quantidade de oxigênios. 
 
 
Completando o quadro temos: 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 42 
 
Uma nomenclatura mais incomum é em relação ao grau de hidratação. 
H3PO4 
- 1 H2O 
= HPO3 
Ácido 
metafosfórico 
− 1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎
← 
H3PO4 
Ácido 
(orto)fosfórico 
2 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜−1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎
→ 
2 · H3PO4 
- 1 H2O 
= H4P2O6 
Ácido 
pirofosfórico 
 
Demais ácidos: 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 43 
 
 
Uma outra forma de determinar o nome de um oxiácido se dá a partir do NOX do elemento 
central: 
 
 
 
 
Lembrando que, quando um átomo forma somente um oxiácido, usa-se a terminação ICO: 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 44 
 
 
Chuva ácida 
 
No ciclo hidrológico (ciclo da água), o vapor de água proveniente da evaporação é responsável 
pela formação das nuvens na atmosfera. Quando as nuvens ficam sobrecarregadas e atingem altas 
altitudes, a água condensa (passa do estado gasoso para o líquido, liquefação) e ocorrem as chuvas. 
Em direção ao solo, a água “arrasta” vários componentes da atmosfera. Mesmo que o ar não esteja 
poluído, haverá a presença de nitrogênio, oxigênio, argônio, gás carbônico (CO2) e uma série de 
outros gases. O CO2, por exemplo, reage com a água da chuva, formando ácido carbônico conforme 
reação abaixo, logo a água da chuva é naturalmente ácida. Em regiões cujo ar não é considerado 
poluído a água da chuva costuma ter pH em torno de 5,6. 
 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝐶𝑂3 
 
Ora, se toda chuva naturalmente traz consigo uma água ácida, então, por que se fala tanto no 
problema ambiental da chuva ácida? 
Percebe-se que em certas regiões, o pH da chuva é inferior a esse valor (<5,6) e essas chuvas são 
chamadas de chuva ácida. Então, nesses casos, teremos uma chuva com caráter ainda mais ácido 
do que o naturalmente esperado. 
A chuva ácida causa uma série de efeitos negativos, dentre os quais destacam-se: a acidificação 
do solo, o que prejudica as plantações; a acidificação de lagos, prejudicando a vida aquática, pois 
muitos organismos são sensíveis a essa redução do pH. A chuva ácida também acelera a corrosão e 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 45 
o desgaste de monumentos, de estruturas metálicas e de edificações em geral, entre tantos outros 
problemas. 
A chuva ácida é causada principalmente pela presença de óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e óxidos 
de nitrogênio (NO e NO2) na atmosfera, pois a reação desses compostos com o oxigênio e a água 
leva a formação de ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido nítrico (HNO3), que são ácidos fortes [vale 
lembrar, muitíssimos mais fortes que o ácido carbônico]. É importante ressaltar que a presença 
desses óxidos não é oriunda apenas da ação do homem, mas também são liberadas para a 
atmosfera devido a processos naturais. Por exemplo, o ácido sulfúrico pode ser formado a partir do 
dióxido de enxofre (SO2) que é lançado na atmosfera devido a erupções vulcânicas. Veja a sequência 
de reações que leva a formação do ácido sulfúrico. 
 
2 𝑆𝑂2 + 𝑂2 → 2 𝑆𝑂2 
𝑆𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂4 
 
O ácido nítrico pode ser formado naturalmente durante as tempestades, já que na atmosfera há 
N2 e O2. Durante uma tempestade, os raios fornecem energia provocando uma reação que leva à 
formação de monóxido de nitrogênio (NO): 
 
𝑁2 + 𝑂2 → 2 𝑁𝑂 
 
Os óxidos de nitrogênio também podem ser formados pela decomposição de vegetais e animas e 
por bactérias do solo. Na atmosfera ainda podem ocorrer as seguintes reações, que levam a 
produção do ácido nítrico: 
 
2 𝑁𝑂 + 𝑂2 → 2 𝑁𝑂2 
2 𝑁𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑁𝑂2 + 𝐻𝑁𝑂3 
2 𝐻𝑁𝑂2 + 𝑂2 → 2 𝐻𝑁𝑂3 
 
A contribuição humana para a formação da chuva ácida se dá pela queima de combustíveis fósseis 
como o carvão e o petróleo. Também podemos citar a atividade metalúrgica que libera grande 
quantidade de SO2. A combustão nos motores de carros, aviões etc. também liberam grandes 
quantidades de óxidos de nitrogênio. 
Um detalhe interessante da chuva ácida é que ela não precipita apenas em regiões com elevado 
grau de poluição, pois as correntes de ar levam esses poluentes para outras regiões e, mesmo países 
com baixa emissão de gases tóxicos como a Suécia, sofrem com o fenômeno da chuva ácida. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 46 
 
Exemplos de efeitos da chuva ácida 
 
 
 
(FCM PB/2017) 
Na antiguidade, as propriedades organolépticas, eram importantes na caracterização das 
substâncias. A palavra ácido, por exemplo, vem do latim acere, que significa azedo, e produtos que 
tinham esse sabor, como o vinagre, o leite coalhado e o suco de limão, eram considerados ácidos. 
Atualmente, sabemos que o sabor azedo característico destes produtos é devido à presença de 
ácidos carboxílicos em sua composição, como o ácido acético (vinagre), o ácido D-láctico (leite 
coalhado) e o ácido cítrico (suco de limão). A força dos ácidos varia em função de uma série de 
propriedades, tais como: constituintes químicos, geometria da molécula, estado de oxidação das 
espécies envolvidas etc. 
Considerando os ácidos HCO, HBrO e HIO, é correto afirmar que: 
 
a) O HCO é um ácido mais fraco do que o HIO. 
b) A ordem crescente de acidez é HIO, HBrO, HCO. 
c) O HBrO é um ácido mais forte do que o HCO. 
d) A ordem decrescente de acidez é HIO, HCO, HBrO. 
e) Os estados de oxidação do C, Br e I são –1, –2 e –3, respectivamente. 
 
Comentário:A ordem crescente do efeito indutivo elétron-atraente é dada por: iodo, bromo e cloro. Como o 
hidrogênio está ligado ao oxigênio, o maior efeito indutivo elétron-atraente provocará maior acidez. 
Todos os átomos listados apresentam o mesmo estado de oxidação +1. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 47 
Se você não se lembra de número de oxidação ou Nox ou estado de oxidação, fique tranquilo, esse 
conceito será trabalhado nas aulas futuras. Se você se lembro de Nox, ótimo! Era para dar uma 
relembrada memória mesmo. 
Gabarito: B 
 
(FCM PB/2017) 
Considere os seguintes ácidos, com seus respectivos graus de ionização (a 18 °C) e usos: 
 
 
Podemos afirmar que são corretas: 
a) H2S é um ácido forte. 
b) H3PO4 e H2S são hidrácidos. 
c) HCO4 e HCN são triácidos. 
d) H2S é um ácido ternário. 
e) H3PO4 é considerado um ácido semiforte. 
 
Comentário: 
a) Errado. H2S (α= 0,076%) é um ácido fraco porque o seu grau de ionização é menor que 5%. 
b) Errado. O H3PO4 é um oxiácidos, ou seja, possui oxigênio na fórmula molecular, enquanto o H2S 
é um hidrácido. 
c) Errado. Os ácidos HCO4 e HCN apresentam, cada um, 1 hidrogênio ionizável por fórmula. 
d) Errado. O H2S é um ácido binário, ou seja, apresenta dois elementos químicos. Lembre-se que 
as substâncias compostas são classificadas em binárias (2 elementos químicos), ternárias (3 
elementos químicos) e quaternárias (4 elementos químicos). 
e) Certo. H3PO4 (α= 27%) é um ácido moderado porque o seu grau de ionização se encontra entre 
5% e 50%. 
Gabarito: E 
 
(FPS PE/2017 - adaptado) 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 48 
Os compostos abaixo são ácidos inorgânicos que contêm iodo. A respeito desses compostos, 
assinale a alternativa correta. 
 
 
a) O composto I é o ácido hipoiodoso. 
b) O ácido IV é um triácido, pois possui três átomos de oxigênio. 
c) Nos ácidos II, III, IV e V, o hidrogênio se encontra ligado a um oxigênio. 
d) O ácido III é o mais forte, ou seja, possui maior constante de ionização (Ka). 
 
Comentário: 
a) Errado. O composto I é o ácido iodídrico. 
c) Errado. O ácido IV é um monoácido, pois libera 1 H+ por fórmula. 
d) Certo. Como regra geral dos oxiácidos, com exceção do H3PO3 e H3PO2, todos os átomos de 
hidrogênio encontram-se ligados aos átomos de oxigênio. 
e) Errado. O oxiácidos mais forte (maior valor de Ka) é o mais oxigenado: ácido periódico - HIO4. 
Gabarito: D 
 
Exercícios Resolvido: 
Sobre os ácidos inorgânicos, assinale a afirmativa INCORRETA. 
a) O ácido carbônico é um ácido fraco e instável, que se decompõe em água e gás carbônico. 
b) O ácido cianídrico é um hidrácido, tóxico, fraco e, em água, pode liberar um hidrogênio 
ionizável. 
c) O ácido sulfúrico, H2SO4, é um ácido de Arrhenius, forte, que pode liberar até 2 hidrogênios 
em água. 
d) O composto H3PO2 é o ácido hipofosforoso que, quando colocado em água, libera 3 
hidrogênios ionizáveis. 
e) Toda substância química que, em água, libera unicamente cátions H+, classifica-se como ácido 
de Arrhenius. 
 
Comentários: 
Letra A: correta. Conforme estudamos, por ser um ácido fraco, o ácido carbônico decompõese 
facilmente em água e gás carbônico. 
Letra B: correta. O ácido cianídrico é um hidrácido tóxico pois pode liberar cianeto (gás 
extremamente venenoso). 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 49 
Letra C: correta. Subtraindo, do número de oxigênio, o número de hidrogênio, temos como 
resultado 2. Portanto, o ácido sulfúrico é um ácido forte. Seus dois hidrogênios são ionizáveis porque 
estão ligados aos oxigênios, conforme apresentado abaixo: 
 
Letra D: incorreta. A ácido hipofosforoso, quando colocado em água, libera apenas 1 hidrogênio 
e não três, já que apenas 1 está ligado a átomo de oxigênio, conforme apresentado na estrutura 
abaixo. 
 
Letra E: correta. Traz a correta definição de ácido de Arrhenius. 
Gabarito: D 
 
6. BASES INORGÂNICAS 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DAS BASES INORGÂNICAS 
Vimos que, segundo Arrhenius, 
base ou hidróxido é todo composto que, em solução aquosa, sofre dissociação iônica, 
liberando como único íon negativo o ânion hidróxido (OH-). Vale relembrar que na dissociação 
iônica, os íons já existem antes mesmo da solubilização em água. 
Podemos destacar as seguintes propriedades principais das bases: 
Sabor adstringente, que amarra a boca ou, em outras palavras, dificulta a salivação. Esse sabor 
está presente em alimentos como banana verde e caju; 
Em água, formam soluções condutoras de eletricidade por liberar íons; 
Em água, liberam como único ânion o hidróxido (oxidrila) OH-, elevando pH para valores acima 
de 7,00 (pH básico ou alcalino). O cátion liberado, em geral, é um metal; 
Reagem com ácido (reação chamada de neutralização) produzindo sal e água; e 
Apresentam a capacidade de mudar a cor de certas substâncias chamadas indicadores ácido-base. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 50 
Para se obter a fórmula da base, basta multiplicar cruzado a carga -1 da hidroxila e carga +y do 
cátion M, geralmente um metal. Essas cargas passarão a compor os índices respectivamente de M e de 
(OH), conforme representado abaixo. 
 
As bases também são compostos muito presentes em nosso dia a dia. Quando “bate” aquela 
acidez no estômago, tomamos o leite de magnésia, nome comercial do hidróxido de magnésio Mg(OH)2, 
usado como antiácido estomacal. Água de cal, por exemplo, que contém Ca(OH)2, é utilizado no 
revestimento de paredes. Em outro exemplo, podemos citar o hidróxido de sódio (NaOH), em sua versão 
comercial chamada soda cáustica, é muito utilizado na fabricação de sabão. Na tabela abaixo, listo 
algumas bases inorgânicas importantes e suas respectivas aplicações. 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 
A classificação de bases inorgânicas é relativamente mais tranquila que a de ácidos, pois são 
classificadas quanto ao número de hidroxilas; quanto ao grau de dissociação e quanto à solubilidade, 
conforme demonstrado na tabela abaixo. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 51 
 
Número de hidroxilas 
Em solução aquosa, as bases apresentam seus cátions e ânions solvatados pelas moléculas de 
água. As bases são classificadas em relação ao número de hidroxilas por fórmula. 
 
 
 
A amônia, única base inorgânica molecular, sofre ionização em água e libera uma hidroxila por 
fórmula, portanto é classificada como monobase. 
NH3 (g) + H2O () → NH4+ (aq) + 1 OH- (aq) 
 
Solubilidade 
As bases inorgânicas, com exceção da amônia, são compostos sólidos classificados em três 
parâmetros de solubilidade: solúveis, parcialmente solúveis e praticamente insolúveis. 
Ca(OH)2 (s) → Ca
2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Dibase 2 hidroxilas dissociadas por fórmula
NaOH (s) → Na+ (aq) + 1 OH- (aq)
monobase 1 hidroxila dissociada por fórmula
Pb(OH)4 (s) → Pb
4+ (aq) + 4 OH- (aq)
Tetrabase 4 hidroxilas dissociadas por fórmula
A(OH)3 (s) → A
3+ (aq) + 3 OH- (aq)
Tribase 3 hidroxilas dissociadas por fórmula
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 52 
 
*Exceções: hidróxido de berílio e hidróxido de magnésio são insolúveis. 
- A amônia é solúvel em água porque realiza ligações de hidrogênio. 
 
Grau de Dissociação ou Força 
A força de uma base é determinada pela intensidade de sua dissociação, ou seja, por sua 
solubilidade: quanto mais solúvel, mais dissociado, mais íons OH-, logo mais forte é a base. 
Em relação à força das bases, podemos classificar: 
 
*Exceções: hidróxido de berílio e hidróxido de magnésio são insolúveis, logo são bases fracas. 
- A amônia é a única base inorgânica queé solúvel e fraca. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 53 
Apesar de serem parcialmente solúveis, as bases de metais alcalinoterrosos são fortes porque 
dissociam 2 íons hidroxila por fórmula e, consequentemente, elevam a quantidade desses íons em 
solução. 
 
 
 
 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
O béquer abaixo contém uma solução que foi preparada em laboratório. Observando a imagem, 
você consegue afirmar se a solução é ácida ou básica? 
 
[Fonte: pixabay.com] 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 54 
Consegue? Não! Pela simples observação não é possível afirmarmos a faixa de pH dessa solução. 
Para ajudar nessa tarefa, podemos usar os indicadores ácido-base. 
Os indicadores ácido-base são substâncias que apresentam a capacidade de mudar de cor 
dependendo do meio em que se encontram, ou seja, apresentam uma cor característica em meio ácido e 
outra cor característica em meio básico. Os indicadores são muito úteis, pois como você viu, apenas 
observando visualmente uma substância não é possível prever se ela é ácida ou básica. 
Existem vários indicadores, alguns são produtos vegetais como o repolho e a azaleia, outros são 
substâncias orgânicas como a fenolftaleína, o azul de bromotimol, entre outros. Cada indicador atua em 
uma faixa de pH. A tabela abaixo apresenta alguns indicadores com suas respectivas cores e a faixa de pH 
da mudança de cor. Não se preocupe em decorar nenhum dado da tabela, pois o próprio enunciado do 
exercício te dará pistas sobre a cor da forma ácida, básica e neutra. 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 55 
 
(FATEC SP/2017) 
O gás amônia se dissolve em água segundo a reação em equilíbrio 
NH3 (g) + H2O () ⇌ NH4+ (aq) + OH– (aq) ∆H < 0 
Segundo a teoria proposta por Arrhenius, a solução aquosa resultante da dissolução da amônia 
em água é classificada como 
a) básica, pois absorve calor do meio ambiente. 
b) básica, pois apresenta íons OH– (aq) como único ânion. 
c) ácida, pois apresenta íons H+ (aq) não representados no equilíbrio. 
d) ácida, pois apresenta íons NH4+ (aq) como único cátion. 
e) ácida, pois absorve calor do meio ambiente. 
 
Comentário: 
A solução resultante do contato da água com a amônia apresenta pH básico, pois liberou íons 
hidroxila (OH-). Essa reação é exotérmica, libera energia, porque o ∆H é menor que zero. 
Uma solução é classificada como ácida quando apresenta íons H3O+ou H+ indicados na equação 
química. 
Gabarito: B 
 
NOMENCLATURA DE BASES 
As bases inorgânicas, em sua maioria, são identificadas por dois tipos de cátions: 
 
Cátion monoatômico de valência fixa 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 56 
Nessas bases, os metais de valência fixa perdem sempre a mesma quantidade de elétrons, 
portanto, basta indicar o nome do elemento. 
Primeiramente, vamos relembrar quais os principais íons metálicos de valência fixa: 
 
 
Como as valências desses metais não mudam, o número de hidroxilas será sempre igual à carga 
do cátion. Portanto, o nome da base é construído por hidróxido + de + elemento. 
 
 
 
Cátion monoatômico de valência variável 
Alguns metais apresentam valência variável e se estabilizam com quantidades diferentes de 
elétrons cedidos. Portanto, esses são todos os metais que não se encontram no esquema dos metais de 
valência fixa visto acima. 
O nome de uma base inorgânica é construído por: hidróxido + de + elemento + valência em 
número romano. 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 57 
 
 
Outra nomenclatura utilizada para as bases inorgânicas: 
 
 
 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 58 
(UFRR 2018) 
Neste ano, Vinícius de Moraes completaria 104 anos de vida. Sua vasta obra e riqueza poética, 
reconhecida mundialmente, possui um tema recorrente - a mulher. 
Química orgânica 
Há mulheres altas e mulheres baixas; mulheres bonitas e mulheres feias; mulheres gordas e 
mulheres magras; mulheres caseiras e mulheres rueiras; mulheres fecundas e mulheres estéreis; 
(...) Mas, do que pouca gente sabe é que há duas categorias antagônicas de mulheres cujo 
conhecimento é da maior utilidade, de vez que pode ser determinante na relação desses dois sexos 
que eu, num dia feliz, chamei de "inimigos inseparáveis". São as mulheres "ácidas" e as mulheres 
"básicas", qualificação esta tirada à designação coletiva de compostos químicos que, no primeiro 
caso, são hidrogenados, de sabor azedo; e no segundo, resultam da união dos óxidos com a água e 
devolvem à tintura do tornassol, previamente avermelhada pelos ácidos, sua primitiva cor azul. 
Texto retirado de http://www.viniciusdemoraes.com.br/ptbr/ prosa/quimica-organica Acesso em 23 de agosto de 2017. 
 
O texto cita um indicador que muda de coloração de acordo com a característica ácido-básica do 
meio em que é colocado. A partir das colorações que o indicador pode adquirir, a alternativa que 
indica um composto que é responsável por deixar azul o papel de tornassol, é: 
A) CO2 
B) H2O 
C) Ca(OH)2 
D) HCl 
E) Na2SO4 
 
Comentário: 
O autor faz uma analogia entre mulheres e substâncias químicas. No primeiro caso, mulheres 
ácidas, o indicador tornassol apresenta cor avermelhada, logo o indicador fica vermelho em meio 
ácido. No segundo caso, mulheres básicas, a presença da hidroxila leva a tintura do tornassol para 
a cor azul, logo o indicador fica azul em meio básico. Dos compostos citados abaixo, apenas o 
Ca(OH2) é uma base, logo ele tem propriedades para aumentar o pH da solução, tornando-a 
alcalina. 
Gabarito: C 
 
(FATEC SP/2017) 
O gás amônia se dissolve em água segundo a reação em equilíbrio 
NH3 (g) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH– (aq) ∆H < 0 
Segundo a teoria proposta por Arrhenius, a solução aquosa resultante da dissolução da amônia 
em água é classificada como 
a) básica, pois absorve calor do meio ambiente. 
b) básica, pois apresenta íons OH– (aq) como único ânion. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 59 
c) ácida, pois apresenta íons H+ (aq) não representados no equilíbrio. 
d) ácida, pois apresenta íons NH4+ (aq) como único cátion. 
e) ácida, pois absorve calor do meio ambiente. 
 
Comentário: 
A solução resultante do contato da água com a amônia apresenta pH básico, pois liberou íons 
hidroxila (OH-). Essa reação é exotérmica, libera energia, porque o ∆H é menor que zero. 
Uma solução é classificada como ácida quando apresenta íons H3O+ou H+ indicados na equação 
química. 
Gabarito: B 
 
(UEPG PR/2013) 
Com relação às bases relacionadas abaixo, assinale o que for correto. 
I. NaOH 
II. NH4OH 
III. Mg(OH)2 
IV. Cu(OH)2 
 
01. I é uma base de metal alcalino considerada forte. 
02. III e IV são bases consideradas insolúveis em água. 
04. I e II são denominadas de monobases. 
08. A equação Mg (OH)2 → Mg2+ + 2 OH– representa corretamente a dissociação da base III. 
 
Comentário: 
01. Certo. As bases de metais alcalinos e alcalinoterrosos, com exceção das bases de berílio e 
magnésio, são consideradas fortes. 
02. Certo. O hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – é uma base de metal alcalino terroso. As bases 
de metais alcalinoterrosos são fortes, porém o hidróxido de magnésio é uma das exceções: base 
insolúvel e fraca. O hidróxido de cobre II – Cu(OH)2 – é uma base insolúvel e fraca. 
04. Certo. As bases: hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de amônio (NH4OH) apresentam um 
único íon OH- em suas fórmulas, portanto são monobases. 
08. Certo. O hidróxido de magnésio é praticamente insolúvel,porém uma porção mínima se 
dissolve por dissociação em três íons: dois OH- e um Mg2+. 
Gabarito: 15 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 60 
7. SAIS 
Em diferentes literaturas, encontraremos variadas definições de sais, mas que apresentam a 
mesma acepção. Vejamos algumas vertentes de definições de sais: 
Sais são compostos iônicos formados por, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion 
diferente de OH-. 
Exemplo clássico: 
𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑞) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 
O famoso sal de cozinha é formado pelo cátion sódio, diferente de H+, e pelo ânion Cl- (ou ânion 
cloreto), diferente de OH-. 
Nos tópicos anteriores, diferenciamos os ácidos e as bases de Arrhenius pelo tipo de íon formado 
em solução aquosa. Os ácidos formam o H+ e, as bases, o OH–. Quando misturamos uma solução aquosa 
de um ácido com a de uma base, os íons H+ e OH– desaparecem devido à seguinte reação: 
𝐻+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂 (𝑙) 
Essa reação é chamada de reação de neutralização, pois as propriedades ácidas e básicas das 
soluções, que foram misturadas, são neutralizadas. Mas o que resta na solução após a neutralização? O 
produto da neutralização de um ácido por uma base é denominado sal. O que nos leva a uma segunda 
definição importante: 
O sal é formado pela união do ânion proveniente do ácido com o cátion proveniente da base, 
em uma reação de neutralização. 
 
𝐻𝑋 (𝑎𝑞) + 𝐵𝑂𝐻 (𝑎𝑞) → 𝐻+ + 𝑋− + 𝐵+ + 𝑂𝐻− → 𝐵𝑋 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) 
 
 
 
Observe os exemplos a seguir: 
HC (aq) + NaOH (aq) → H+ + C- + Na+ + OH- → NaC (aq) + H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → H+ + H+ + S2- + Cu+ + OH- + Cu+ + OH- → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 61 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2 (aq) → H+ + H+ + H+ + PO43- + H+ + H+ + H+ + PO43- + Ca2+ + OH- + OH- + Ca2+ + OH- 
+ OH- → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O (l) 
Nos exemplos mostrados, eu deixei em evidência todos os íons presentes na solução, assim você 
consegue notar que, quando as cargas estão balanceadas, automaticamente a reação estará também 
balanceada. Os cátions H+ e ânions OH- reagem formando água, enquanto os cátions provenientes da base 
reagem com os ânions provenientes do ácido, formando o sal. 
 
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
De acordo com o tipo de reação de neutralização, podemos classificar os sais em sais normais ou 
neutros, sais ácidos ou hidrogenossais e sais básicos ou hidroxissais. As neutralizações são classificadas 
em dois tipos: neutralização total e neutralização parcial. 
 
Neutralização total 
A neutralização total acontece quando o sal formado não apresenta H+ e nem OH- em sua fórmula. 
A fim de construir a equação da reação de neutralização total, deve-se balancear a quantidade de H+ do 
ácido com a quantidade de OH- da base. 
 
Exemplos: 
HC (aq)+ NaOH (aq) → NaC (aq)+ H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O () 
H2SO4 (aq) + 2 NH4OH(aq) → (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O () 
2 H2SO4(aq) + 1 A(OH)3(aq) + KOH(aq) → KA(SO4)2(aq) + 4 H2O () 
H3PO4(aq) + NaOH(aq) + 2 KOH(aq) → NaK2PO4(aq) + 3 H2O () 
HC (aq) + HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCBr(aq) + 2 H2O () 
2 HC (aq) + HNO3(aq) + Bi(OH)3(aq) → BiC2NO3(aq) + 3 H2O () 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 62 
 
Neutralização parcial 
A neutralização parcial ocorre quando, no sal formado, ainda existe íon H+ ou OH- em sua fórmula. 
Para que ocorra a reação de neutralização parcial, o número de mols de H+, provenientes do ácido, deve 
ser diferente do número de mols de OH-, proveniente da base. Em geral, as proporções são definidas pela 
própria questão ou problema que envolva tal reação (ou até mesmo pela fórmula do sal é possível 
identificar o tipo de reação de neutralização parcial). 
 
Exemplos: 
1 H2S (aq) + 1 CuOH (aq) → CuHS (aq) + 1 H2O () 
1 H2CO3(aq) + 1 NaOH(aq) → NaHCO3(aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4(aq) + 1 KOH(aq) → KH2PO4(aq) + 1 H2O () 
1 H4SiO4(aq) + 2 CuOH(aq) → Cu2H2SiO4(aq) + 2 H2O () 
1 HCN(aq) + 1 A (OH)3(aq) → A(OH)2CN(aq) + 1 H2O () 
2 HNO3(aq) + 1 Cr(OH)3(aq) → Cr(OH)(NO3)2(aq) + 2 H2O () 
1 H2SO4 (aq) + 1 NH4OH (aq) → NH4HSO4 (aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → CaHPO4 (aq) + 2 H2O () 
1 HNO3 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → Ca(OH)NO3 (aq) + 1 H2O () 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS 
Em relação ao tipo de neutralização, os sais podem ser classificados da seguinte forma: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 63 
 
 
Sal neutro ou normal 
Os sais ditos normais são produtos da neutralização total de um ácido com uma base. Todos os 
hidrogênios ionizáveis do ácido, assim como as hidroxilas da base, são convertidos em água durante a 
neutralização. O ácido e a base reagem em proporção estequiométrica, ou seja, o número de hidrogênios 
ionizáveis é igual ao número de hidroxilas. 
Exemplos: 
HC (aq)+ NaOH (aq) → NaC (aq)+ H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O () 
H2SO4 (aq) + 2 NH4OH(aq) → (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O () 
 
Hidrogenossal 
Os hidrogenossais são produtos da neutralização parcial de um ácido e total da base. O ácido e a 
base não reagem em proporção estequiométrica. O número de hidrogênios ionizáveis é maior que o 
número de hidroxilas. Lembre-se de que cada mol de H+ neutraliza um mol de OH–. Os hidrogenossais 
possuem hidrogênios ionizáveis em suas estruturas, passíveis de serem neutralizados. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 64 
Exemplos: 
1 H2S (aq) + 1 CuOH (aq) → CuHS (aq) + 1 H2O () 
1 H2CO3(aq) + 1 NaOH(aq) → NaHCO3(aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4(aq) + 1 KOH(aq) → KH2PO4(aq) + 1 H2O () 
1 H4SiO4(aq) + 2 CuOH(aq) → Cu2H2SiO4(aq) + 2 H2O () 
1 H2SO4 (aq) + 1 NH4OH (aq) → NH4HSO4 (aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → CaHPO4 (aq) + 2 H2O () 
 
Hidroxissal 
São produtos da neutralização parcial de uma base e total do ácido. O ácido e a base não reagem 
em proporção estequiométrica. Desse modo, o número de hidroxilas é maior que o número de 
hidrogênios ionizáveis. Os hidroxissais possuem hidroxilas em suas estruturas, passíveis de serem 
neutralizadas. 
Exemplos: 
1 HCN(aq) + 1 A (OH)3(aq) → A(OH)2CN(aq) + 1 H2O () 
2 HNO3(aq) + 1 Cr(OH)3(aq) → Cr(OH)(NO3)2(aq) + 2 H2O () 
1 HNO3 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → Ca(OH)NO3 (aq) + 1 H2O () 
 
Sal duplo ou misto 
São sais que apresentam mais de um cátion ou mais de um ânion em suas estruturas. São obtidos 
pela neutralização de dois ácidos com uma base ou vice-versa. 
Exemplos: 
2 H2SO4(aq) + 1 A(OH)3(aq) + KOH(aq) → KA(SO4)2(aq) + 4 H2O () 
H3PO4(aq) + NaOH(aq) + 2 KOH(aq) → NaK2PO4(aq) + 3 H2O () 
HC (aq) + HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCBr(aq) + 2 H2O () 
2 HC (aq) + HNO3(aq) + Bi(OH)3(aq) → BiC2NO3(aq) + 3 H2O () 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 65 
 
Os sulfatos duplos que possuem um cátion monovalente e um trivalente são denominados 
alúmen. Portanto, a fórmula geral dos alúmen é a seguinte: 
𝑋+𝑌3+(𝑆𝑂4
2−)2 
O alúmen mais comum é o sulfato de potássio e alumínio dodeca-hidratado, KA(SO4)2·12 H2O, 
conhecido como pedra hume, que possui várias aplicações na saúde e beleza, sendo especialmente 
utilizada como antitranspirante natural. 
 
Sais de pedra hume [Fonte: cliquefarma.com.br] 
 
Sais hidratados 
São sais que possuem moléculas de água em suas estruturas, chamadas de água de cristalização. 
Nas fórmulas dos sais hidratados,as moléculas de água são separadas da fórmula do sal por um ponto. 
Exemplos: CuSO4 · 5 H2O; Na2SO4 · 10 H2O; BaCl2 · 2 H2O 
Os sais hidratados tornam-se anidros quando são aquecidos. No caso de sais de metais de 
transição, a liberação da água de cristalização, normalmente, ocasiona uma mudança de cor. 
 
SOLUBILIDADE 
Em relação à solubilidade em água, os sais podem ser classificados em solúveis e insolúveis. 
Dizemos que uma substância é insolúvel quando a quantidade que se dissolve da substância é muito 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 66 
pequena. Se as interações elétricas entre as moléculas de água e os íons do sal forem mais fortes que as 
forças elétricas de atração entre os íons, o sal se dissocia em água. Caso contrário, isso não ocorre. A 
tabela a seguir mostra as regras de solubilidade dos principais sais em função de seus ânions. 
Normalmente, as questões ATUAIS de vestibulares informam valores para você inferir sobre a 
solubilidade de um sal. Porém, apresento uma tabela para que você tenha um parâmetro geral dos 
principais sais solúveis e insolúveis. 
 
 
PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DOS SAIS INORGÂNICOS 
Podemos destacar as seguintes características principais dos sais: 
Sabor salgado; 
Sólidos e cristalinos à temperatura ambiente, apresentando elevados ponto de fusão; 
Se dissociam em água, liberando os íons de seu retículo cristalino para solução; 
Sais neutros (sais que não apresentam nem H+ e nem OH- em sua composição) não alteram o pH 
da água. Outros sais, ácidos e básicos, alteram o pH da água; 
Apresentam íons na fase sólida (retículo cristalino de íons); 
Em geral, se apresentam na forma sólida em temperatura ambiente; e 
Conduzem eletricidade caso estejam dissolvidos em água ou caso estejam na fase líquida 
(fundidos). 
 
Como de praxe, na tabela abaixo, listo alguns sais inorgânicos importantes e suas 
respectivas aplicações. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 67 
 
 
NOMENCLATURA 
A regra geral de nomenclatura de sais é bem tranquila, pois é constituída da seguinte forma: 
nome do ânion + nome do cátion. 
Ou seja, todo sal terá como nome: “ânion de cátion” 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 68 
 
Nome do ânion 
Os nomes dos ânions são convertidos a partir dos nomes dos ácidos e vice-versa. 
 
Portanto, convertendo todas as tabelas de ácidos para a tabela dos ânions, temos: 
Ânions dos hidrácidos 
F- fluoreto 
Cl- cloreto 
Br- brometo 
I- iodeto 
CN- cianeto 
S2- sulfeto 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 69 
 
Ânions dos oxiácidos 
 NO2- nitrito NO3- nitrato 
 CO32- carbonato 
 BO33- borato 
ClO hipoclorito ClO2- clorito ClO3- clorato ClO4- perclorato 
 SO32- sulfito SO42- sulfato 
H2PO2- hipofosfito HPO32- fosfito PO43- fosfato 
 
Ânions dos demais ácidos 
BrO- hipobromito MnO4- permanganato 
BrO2- bromito MnO42- manganato 
BrO3- bromato NC- isocianeto 
BrO4- perbromato C2O42- oxalato 
IO- hipoiodito C2H3OO- acetato 
IO2- iodito Cr2O72- dicromato 
IO3- iodato CrO42- cromato 
IO4- periodato AsO33- arsenito 
 AsO43- arsenato 
Ácidos que apresentam 2 ou mais hidrogênios ionizáveis e que são parcialmente neutralizados 
recebem o prefixo hidrogeno antes do nome do ânion. 
HS- hidrogenossulfeto 
HSO4- Hidrogenossulfato 
HPO42- Hidrogenofosfato 
H2PO4- Diidrogenofosfato 
HCO3- hidrogenocarbonato 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 70 
Quando um ácido apresenta 2 hidrogênios ionizáveis e somente 1 hidrogênio é neutralizado, pode-
se substituir o termo hidrogeno por bi. 
HS- bisulfeto 
HSO4- bissulfato 
HCO3- bicarbonato 
 
Nome do cátion 
A nomenclatura dos cátions segue a mesma estrutura da nomenclatura da base: uso de cátions de 
valência fixa e de valência variável. 
 
Exemplos: 
Na+ Ca2+ Al3+ Fe2+ Au3+ Pb4+ 
Sódio Cálcio Alumínio 
Ferro II ou 
ferroso 
Ouro III ou 
aúrico 
Chumbo IV 
ou 
plúmbico 
 
Nome do sal 
n
o
m
en
cl
at
u
ra
 d
e
 
cá
ti
o
n
s
cátion monoatômico 
de valência fixa
nome do elemento
cátion monoatômico 
de valência variável
nome do elemento +
+ valência
+ oso
+ ico
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 71 
 
 
Exemplos: 
Nomenclatura de sais 
Nome do cátion Nome do ânion Nome do sal 
Na+: sódio Br-: brometo NaBr: brometo de sódio 
Ca2+: cálcio NO3-: nitrato Ca(NO3)2: nitrato de cálcio 
Al3+: alumínio ClO3-: clorato Al(ClO3)3: clorato de alumínio 
NH4+: amônio PO43-: fosfato (NH4)3PO4: fosfato de amônio 
Fe2+: ferro II ou ferroso SO42-: sulfato FeSO4: sulfato de ferro II ou sulfato ferroso 
Fe3+: ferro III ou férrico CO32-: carbonato Fe2(CO3)3: carbonato de ferro III ou carbonato férrico 
 
 
(UEPG PR/2017) 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 72 
Identifique, entre as alternativas abaixo, aquela(s) que traz(em) o(s) nome(s) correto(s) para cada 
um dos sais apresentados. 
01. Ca(NO2)2 é o nitrato de cálcio. 
02. CuSO4 é o sulfato de cobre(I). 
04. K3PO4 é o fosfato de potássio. 
08. NaBr é o brometo de sódio. 
16. Fe2(SO4)3 é o sulfato de ferro(II). 
 
Comentário: 
01. Errado. Ca(NO2)2 é o nitrito de cálcio e o Ca(NO3)2 é o nitrato de cálcio. 
02. Errado. CuSO4 é o sulfato de cobre II e o (Cu)2SO4 é o sulfato de cobre I. 
04. Certo. K3PO4 é o fosfato de potássio, porque resulta da combinação do K+ e PO43-. 
08. Certo. NaBr é o brometo de sódio, porque resulta da combinação do Na+ e Br-. 
16. Errado. Fe2(SO4)3 é o sulfato de ferro III e o FeSO4 é o sulfato de ferro II. 
Gabarito: 12 
 
(IFPE/2016) 
Fertilizantes são substâncias ou misturas que repõem, no solo, os nutrientes removidos pelas 
plantas ou adicionam nutrientes indispensáveis ao solo para que ele se torne produtivo ou aumente 
sua capacidade de produção. Atualmente, são utilizadas centenas de substâncias químicas 
fundamentais, a partir de matérias-primas obtidas de várias fontes. Entre os compostos 
encontrados nos fertilizantes destacamos o cloreto de potássio, fosfato de cálcio e o nitrato de 
sódio. 
Assinale a alternativa com as substâncias mencionadas, respectivamente, com as suas 
formulações corretas. 
a) KClO; Ca3(PO3)2 ; NaNO2 
b) KCl; Ca2( PO4)3 ; NaNO2 
c) KCl; Ca3( PO4)2 ; NaNO3 
d) KClO; Ca( PO4)2 ; NaNO3 
e) KCl; Ca3( PO3)2 ; NaNO2 
 
Comentário: 
Os nomes das fórmulas apresentadas nas opções são, respectivamente: 
a) hipoclorito de potássio; O H3PO3 só libera 2 H+, portanto existe o ânion HPO32- , e não existe o 
ânion PO33- ; nitrito de sódio. 
b) cloreto de potássio; não existe essa fórmula ; nitrito de sódio. 
c) cloreto de potássio; fosfato de cálcio ; nitrato de sódio. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 73 
d) hipoclorito de potássio; não existe essa fórmula; nitrato de sódio 
e) cloreto de potássio; não existe essa fórmula ; nitrito de sódio 
Gabarito: C 
 
(ACAFE SC/2016) 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, assinale a alternativa que contém 
as fórmulas das respectivas espécies químicas: carbonato de bário, sulfato de bário, sulfato de 
potássio, cloreto de bário, ácido clorídrico e gás carbônio. 
a) BaCO3, BaSO4, K2SO4, BaCl2, HCl (aq), CO2(g). 
b) Ba2CO3, BaSO4, KSO4, BaCl2, HCl (aq), H2CO3(g). 
c) BaCO3, BaSO3, K2CO3, BaCl3, HClO3 (aq), CO2(g). 
d) BaCO3, BaSO4, KSO4, BaCl2, HCl (aq), CO2(g). 
 
Comentário: 
Carbonato de bário → CO32- e Ba2+ → BaCO3. 
Sulfato de bário → SO42- e Ba2+ →BaSO4. 
Sulfato de potássio → SO42- e K+ → K2SO4. 
Cloreto de bário → Cl- e Ba2+ → BaCl2. 
Ácido clorídrico: HCl. 
Gás carbônico: CO2. 
Gabarito: A 
 
8. ÓXIDOS 
Um grupo muito especial de funções químicas são os óxidos, por estarem muito presentes no 
nosso dia a dia. Grande parte dos minérios são encontrados na forma de óxidos, como por exemplo, o 
Al2O3 (alumina), Fe2O3 (hematita) e, além disso, vários contaminantes de nossa atmosfera também são 
óxidos, como CO2, NO, NO2, SO2 e SO3. 
A definição de óxido é bem tranquila e objetiva: 
Óxidos são compostos binários (formados por dois elementos químicos) em que o oxigênio é 
o elemento mais eletronegativo 
Nesse sentido, lembro que o flúor é o único elemento mais eletronegativo que o oxigênio. 
Portanto, compostos binários formados entre flúor e oxigênio não são óxidos mas, sim, fluoretos de 
oxigênio como, por exemplo, o OF2. Disso, concluímos que o oxigênio é capaz de formar óxidos com todos 
os elementos da tabela periódica, exceto o flúor. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 74 
É difícil reunir um conjunto de características comuns aos óxidos, uma vez que tais características 
são muito diversificadas, podendo, por exemplo, apresentarem-se na forma líquida, gasosa ou sólida. Sob 
um outro aspecto, podem apresentar características ácidas, básicas ou neutras. Portanto, no caso dos 
óxidos, é mais lógico apresentarmos algumas propriedades ao falarmos, individualmente, de cada óxido 
e, também, ao classificarmos os óxidos. 
Conforme fizemos para as outras funções inorgânicas, na tabela abaixo, listo alguns óxidos 
importantes e suas respectivas aplicações. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 75 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS 
Os óxidos podem ser divididos em dois grandes grupos: 
 
 
Óxidos moleculares 
O óxido molecular é resultado da combinação do elemento oxigênio com outro ametal ou 
hidrogênio. 
Exemplos: 
CO: monóxido de carbono SO2: dióxido de enxofre P2O5: pentóxido de difósforo 
CO2: dióxido de carbono SO3: trióxido de enxofre NO: monóxido de nitrogênio 
 
Óxidos iônicos 
O óxido iônico é resultado da combinação do elemento oxigênio com um metal. Tais óxidos 
obedecem à seguinte fórmula geral: 
 
Exemplos: 
Na2O: óxido de sódio Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico 
MgO: óxido de magnésio FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso 
 
Com essa macro classificação já é possível discutirmos a respeito da nomenclatura dos óxidos. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 76 
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
Nomenclatura de óxidos iônicos 
A nomenclatura dos óxidos iônicos obedecem à seguinte regra: 
 
Exemplos: 
Li2O: óxido de lítio 
Na2O: óxido de sódio 
K2O: óxido de potássio 
Rb2O: óxido de Rubídio 
Cs2O: óxido de césio 
BeO: óxido de berílio 
MgO: óxido de magnésio 
CaO: óxido de cálcio (cal viva ou virgem) 
SrO: óxido de estrôncio 
BaO: óxido de bário 
Ag2O: óxido de prata 
 
A2O3: óxido de alumínio 
(extraído do minério bauxita). 
 
ZnO: óxido de zinco. 
 
Na nomeação de metais com NOX variável, acrescentamos o número de oxidação do metal, em 
algarismos romanos, no final do nome do óxido em questão. Outra proposta de nomenclatura para óxidos 
de metais que apresentam somente dois NOX é acrescentar o sufixo oso ao íon de menor carga e ico ao 
íon de maior carga. 
 
Para os principais cátions, mostrados no início dessa aula, temos: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 77 
 
Exemplos: 
Cu2O: óxido de cobre I ou óxido cuproso 
CuO: óxido de cobre II ou óxido cúprico 
Au2O: óxido de ouro I ou óxido auroso 
Au2O3: óxido de ouro III ou óxido áurico 
Hg2O: óxido de mercúrio I ou óxido mercuroso 
HgO: óxido de mercúrio II ou óxido mercúrico 
FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso 
Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico 
SnO: óxido de estanho II ou óxido estanhoso (ou estanoso) 
SnO2: óxido de estanho IV ou óxido estânhico (ou estânico) 
PbO: óxido de chumbo II ou óxido plumboso 
PbO2: óxido de chumbo IV ou óxido plúmbico 
 
Nomenclatura de óxidos moleculares 
Geralmente, um ametal pode formar mais de um óxido. Por isso, para indicar a quantidade de 
átomos do elemento e do oxigênio presentes na fórmula, suas nomenclaturas devem utilizar os prefixos 
mono, di, tri, tetra, penta etc. O termo mono quando acoplado ao elemento, pode ser omitido. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 78 
 
CO: monóxido de carbono 
CO2: dióxido de carbono 
SO2: dióxido de enxofre 
SO3: trióxido de enxofre 
P2O5: pentóxido de difósforo 
NO: monóxido de nitrogênio 
N2O3: trióxido de dinitrogênio 
N2O4: tetróxido de dinitrogênio 
C2O7: heptóxido de dicloro 
SiO2: dióxido de silício (ou sílica) 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS QUANTO A REATIVIDADE (AULA DE 
REAÇÕES) 
Em relação ao comportamento dos óxidos em meio aquoso, podemos classificá-los em: básicos, 
ácidos, neutros, anfóteros e duplos. 
 
Óxido básico 
Os óxidos básicos apresentam caráter predominantemente iônico e são formados, principalmente, 
por metais alcalinos, alcalinoterrosos ou metais de transição com NOX baixo (+1 ou +2). Geralmente, os 
óxidos básicos possuem elevados pontos de fusão e ebulição. 
Quando são dissolvidos em água, os óxidos básicos se comportam como bases de Arrhenius, pois 
reagem com a água formando uma base e liberando ânion OH–. 
 
Exemplos: 
Na2O (s) + H2O () → 2 NaOH (aq) 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 79 
CaO (s) + H2O () → Ca(OH)2 (aq) 
MgO (s) + H2O () → Mg(OH)2 (aq) 
 
Os óxidos básicos reagem com soluções ácidas formando sais e água. 
 
Exemplos: 
Na2O (aq) + 2 HC () → 2 NaC (aq) + H2O () 
CaO (aq) + H2SO4 () → CaSO4 (aq) + H2O () 
MgO (aq) + H2CO3 () → MgCO3 (aq) + H2O () 
 
 
O que ocorre em uma reação entre um óxido básico e um ácido: 
Reação: Na2O (aq) + 2 HC () → 2 NaC (aq) + H2O () 
Dissociação do óxido: Na2O (aq) → Na+ (aq) + Na+ (aq) + O-2 (aq) 
Ionização do ácido: 2 HC () → H+(aq) + H+(aq) + C-(aq) + C- (aq) 
 
 
Óxido ácido ou anidridos 
Geralmente, os óxidos ácidos são gasosos ou sólidos com baixo ponto de fusão. Podem ser 
considerados como produtos da desidratação total de um ácido de Arrhenius. 
H2SO4 (Ácido sulfúrico) – H2O = SO3 (Trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico) 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 80 
2 HNO3 (Ácido nítrico) – H2O = N2O5 (Pentóxido de difósforo ou anidrido nítrico) 
Os óxidos ácidos também podem ser chamados de anidridos (do grego anhydros, “sem água”) 
 
Quando dissolvidos em água, os óxidos ácidos se comportam como ácidos de Arrhenius, pois 
reagem com a água, formando um ácido e liberando cátions H+. 
 
Exemplos: 
CO2 (g) + H2O () → H2CO3 (aq) 
SO2 (g) + H2O () → H2SO3 (aq) 
SO3 (g) + H2O () → H2SO4 (aq) 
 
Existem anidridos que formam mais de um ácido quando reagem com água. Por isso, são 
denominados anidridos duplos ou mistos. Os principais são: NO2 (anidrido nitroso-nítrico), Cl2O6 (anidrido 
clórico-perclórico) e o ClO2 (anidrido cloroso-clórico) 
2 NO2 (g) + H2O () → HNO3 (aq) + HNO2 (aq) 
2 CO2 (g) + H2O () → HCO2 (aq) + HCO3 (aq) 
C2O6(g) + H2O () → HCO3 (aq) + HCO4 (aq) 
 
Os óxidos ácidos reagem com soluções básicas formando sais e água. 
 
Exemplos: 
CO2 (g) + 2 NaOH (aq) → Na2CO3 (aq) + H2O () 
SO3 (g) + Ca(OH)2 (aq) → CaSO4 (aq) + H2O () 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 81 
 
 
 
 
 
 
 
Óxidos AnfóterosOs óxidos anfóteros são formados por metais ou semimetais que se comportam como óxido ácido 
e óxido básico. Na presença de soluções aquosas ácidas, eles se comportam como óxidos básicos. Já na 
presença de soluções aquosas básicas, os óxidos anfóteros comportam-se como óxidos ácidos. 
 
 
 
Os óxidos anfóteros importantes são: Al2O3 e ZnO. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 82 
A2O3 (s) + 6 HBr (aq) → 2 ABr3 (aq) + 3 H2O () 
A2O3 (s) + 2 NaOH (aq) → 2 NaAO2 (aq) + H2O () 
 
ZnO (s) + 2 HBr (aq) → ZnBr2 (aq) + H2O () 
ZnO (s) + 2 NaOH (aq) → Na2ZnO2 (aq) + H2O () 
 
 
Os óxidos básicos são formados por elementos de alta eletropositividade e os óxidos ácidos, por 
elementos de alta eletronegatividade. Os óxidos anfóteros são formados por elementos de 
eletronegatividade média, localizados próximo a divisão diagonal que separa os metais dos ametais 
na tabela periódica. 
Outros exemplos de óxidos anfóteros são: PbO, PbO2, SnO, SnO2, As2O3, Sb2O3. 
 
 
Óxido inerte 
Os óxidos inertes, indiferentes ou neutros são óxidos moleculares que não possuem nem caráter 
ácido e nem básico. Os óxidos neutros não reagem com ácidos, bases ou água. Os óxidos inertes mais 
importantes são: N2O, NO e CO. 
 
 
Dizer que os óxidos inertes não reagem com ácidos, bases ou água, não significa dizer que ele não 
reagem com nenhuma substância, só lembrando, por exemplo, que o CO apresenta alta afinidade 
com a hemoglobina. Por ser tóxico, sua inalação ocasiona efeitos sobre a saúde humana e pode até 
levar à morte. 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 83 
A hemoglobina liga-se, naturalmente, ao O2 e o transporta aos tecidos do corpo. Porém, a 
afinidade entre o CO e a hemoglobina é muito maior, cerca de 250 vezes mais do que com o O2. Na 
presença de CO, a hemoglobina liga-se a ele, impedindo o transporte de oxigênio para as células. 
 
 
Óxidos duplos, misto sou salinos 
É todo óxido que apresenta a fórmula geral M3O4, em que M é um metal com Nox médio igual a 
+8/3. 
Esses óxidos comportam-se como se fossem formados por dois óxidos diferentes do mesmo 
elemento químico, e, ao serem aquecidos, liberam dois óxidos. 
Os óxidos mistos mais importantes são: 
Pb2O3 = PbO + PbO2 
Fe3O4 = FeO + Fe2O3 
Reagem como se fossem a mistura de dois óxidos: 
FeO + H2SO4 → FeSO4+ H2O 
Fe2O3+ 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3 H2O 
Fe3O4+ 4 H2SO4 → FeSO4+ Fe2(SO4)3 + 4 H2O 
 
Peróxidos 
Os peróxidos são aqueles óxidos que apresentam ligação covalente entre os oxigênios e, por isso, 
são representados por (– O – O – )2– ou O22-, podendo ser iônicos ou moleculares. 
 
Nomenclatura dos peróxidos: peróxido + nome do elemento: 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 84 
H2O2 
Peróxido de hidrogênio 
Na2O2 
Peróxido de sódio 
CaO2 
Peróxido de cálcio 
CH3OOCH3 
Peróxido de metila 
 
 
Exemplos: 
Na2O2 (s) + 2 H2O () → 2 NaOH (aq) + H2O2 
Na2O2 (s) + H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O2 
 
MgO2 (s) + 2 H2O () → Mg(OH)2 (aq) + H2O2 
MgO2(s) + 2 HC (aq) → MgC 2 (aq) + H2O2 
 
K2O2 (s) + H2O () → KOH (aq) + H2O2 () 
K2O2 (s) + HNO3 (aq) → KNO3 (aq) + H2O2 () 
 
 
O peróxido de hidrogênio é conhecido comercialmente por água oxigenada. Os peróxidos são 
instáveis devido à ligação covalente entre os oxigênios. A água oxigenada sofre reação de 
decomposição, naturalmente. 
H2O2 () → H2O () + O2 (g) 
Alguns materiais catalisam essa reação de decomposição, por exemplo o iodeto de potássio. 
 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 85 
 
(UFMT - 2017). 
Substâncias inorgânicas estão presentes em nosso cotidiano e são de suma importância para a 
obtenção de bens de consumo. O carbonato de sódio é usado na fabricação de vidros, detergentes 
e sabões, bem como na neutralização de ácidos. O calcário, cuja composição é na sua maior parte 
de carbonato de cálcio, é a matéria prima usada na fabricação do cimento Portland. O nitrato de 
amônio é usado na obtenção de fertilizantes e o óxido nitroso é usado como sedativo em 
tratamentos odontológicos. 
Assinale a alternativa que apresenta todas as fórmulas corretas e na ordem em que foram citadas 
no texto. 
a) NaHCO3, CaHCO3, NH4NO2, N2O4 
b) NaHCO3, CaCO3, NH4NO2, N2O 
c) Na2CO3, CaHCO3, NH4NO3, N2O4 
d) Na2CO3, CaCO3, NH4NO3, N2O 
 
Comentários: 
Trata-se de uma questão meramente sobre nomenclatura, especialmente sobre sais e óxidos. O 
candidato deveria identificar no texto as substâncias e, a partir de seus nomes, escrever a fórmula 
química. Veja: 
Carbonato de sódio: Na2CO3; 
Carbonato de cálcio: CaCO3; 
Nitrato de amônio: NH4NO3; e 
Óxido nitroso: N2O. 
Gabarito: D 
 
Exercício resolvido 
Avalie as seguintes afirmativas relacionadas aos óxidos e suas reações: 
I - Óxidos neutros não reagem com a água. 
II - O Na2O reage com ácido formando sal e água. 
III - O óxido Cl2O3 pode reagir para formar ácido. 
IV - Os óxidos ácidos apresentam ligações covalentes. 
 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 86 
Estão corretas: 
a) apenas I, III e IV. 
b) apenas I, II e III. 
c) apenas II, III e IV. 
d) apenas I, II e IV. 
e) I, II, III e IV. 
 
Comentários: 
Afirmativa I: correta. Conforme estudamos, são óxidos que não apresentam características ácidas 
e nem básicas. Portanto não reagem com ácido, base e água. O número de óxidos neutros é 
pequeno, sendo os mais comuns CO, NO, N2O e H2O. 
Afirmativa II: correta. O Na2O é um óxido básico e, por isso, reage com ácido formando sal e água. 
Afirmativa III: correta. O óxido Cl2O3 é um óxido ácido e, por isso, reage com base formando sal e 
água. 
Afirmativa IV: correta. Os óxidos ácidos apresentam ligações covalentes devido a diferença de 
eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento ser pequena. 
Gabarito: E 
 
(ENEM 2017 - 2ª APLICAÇÃO) 
Muitas indústrias e fábricas lançam para o ar, através de suas chaminés, poluentes prejudiciais às 
plantas e aos animais. Um desses poluentes reage quando em contato com o gás oxigênio e a água 
da atmosfera, conforme as equações químicas: 
 
De acordo com as equações, a alteração ambiental decorrente da presença desses poluentes 
intensifica o(a): 
A) formação de chuva ácida. 
B) surgimento de ilha de calor. 
C) redução da camada de ozônio. 
D) ocorrência de inversão térmica. 
E) emissão de gases de efeito estufa. 
 
Comentários: 
Letra A: Certa. Perceba que as equações representam a formação do ácido sulfúrico a partir do 
dióxido de enxofre (SO2) que alcança a atmosfera após ser produzido por atividades humanas ou 
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AULA 08 – FUNÇÕES INORGÂNICAS 87 
naturais (como erupções vulcânicas). Esse fenômeno é conhecido como formação da chuva ácida, 
o qual pode formar outros ácidos como HNO3. 
Letra B: Errada. A ilha de calor é um fenômeno climático onde há elevação da temperatura de 
uma área. Os gases de efeito estufa colaboram para a retenção de calor, dentre outros vários 
fatores. Logo a formação do ácido sulfúrico não será o responsável pela intensificação desse 
fenômeno ambiental. 
Letra C: Errada. A redução da camada de ozônio está associada a reações entre o ozônio e os CFCs 
(clorofluorcarbonos), além de óxidos de nitrogênio e o CO2. 
Letra D: Errada. Naturalmente ocorre na atmosfera uma movimentação de massa de ar quente e 
frio, o que leva a uma “renovação” do ar próximo a superfície terrestre. Na inversão térmica o ar 
frio fica retido próximo a superfície da Terra e o ar quente fica acima dessa massa de ar frio e ambas 
não conseguem se movimentar. Esse fenômeno ocorre principalmente quando os raios solares se 
tornammais fracos e a superfície terrestre fica menos capaz de aquecer o ar. O problema da 
inversão térmica é que os poluentes gerados não se dispersam na atmosfera 
Letra E: Errada. Os principais gases de efeito estufa são metano (CH4) e dióxido de carbono (CO2). 
Gabarito: A 
 
 
9. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 
Esse capítulo é muito importante para a compreensão de outros assuntos como equilíbrio 
iônico, produto de solubilidade, hidrólise salina etc. Lembre-se que, em caso de dúvidas, tô aqui pra te 
ajudar, tanto no fórum quanto no Instagram. 
Agora é fazer uma pausa e respirar, não é mesmo?! 
Te espero na próxima aula! 
Forte abraço! 
t.me/CursosDesignTelegramhub