4 - Funções Químicas

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Química Geral e 
Ambiental 
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Profa. Ms. Luciana Borin de Oliveira
Revisão Textual:
Prof. Ms. Luciano Vieira Francisco 
As Funções Químicas
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•	 Introdução
•	 Função	Química
•	 Função	Inorgânica
•	 Base
•	 Sal
•	 Óxido
•	 Função	orgânica
Nesta Unidade abordaremos as funções químicas orgânicas e inorgânicas. 
O principal objetivo desta Unidade é classificar, avaliar e conhecer funções 
orgânicas e inorgânicas.
Leia atentamente o conteúdo desta Unidade, que lhe possibilitará conhecer as dimensões 
das funções químicas.
Aqui você também encontrará uma atividade relacionada com o conteúdo estudado 
e composta por questões de múltipla escolha. Além disso, terá a oportunidade de trocar 
conhecimentos e debater questões no fórum de discussão.
É extremamente importante que você consulte os materiais complementares, pois 
são ricos em informações, possibilitando-lhe o aprofundamento de seus estudos sobre os 
assuntos nesta Unidade tratados.
As Funções Químicas
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Unidade: As Funções Químicas
Contextualização
Para iniciar esta Unidade, a partir das seguintes ilustrações reflita sobre as diferentes funções 
e apresentações das substâncias químicas na natureza. 
Figuras 1, 2 e 3 – Limão, cal, ferrugem e sal de cozinha.
Oriente sua reflexão pelas seguintes questões:
 » Qual a função dessas substâncias?
 » O que as diferencia ou as une em um mesmo grupo?
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Introdução
Diálogo com o Autor
O conhecimento e a classificação das funções químicas são importantes 
para entender o comportamento das substâncias e como essas reagem, 
podendo transformar-se em outras.
Fonte: Thinkstock / Getty images
Função Química
Funções químicas são definidas como os grupos de substâncias compostas que apresentam 
propriedades químicas semelhantes. Os fenômenos de acidez, basicidade, solubilidade em 
água e reatividade são temas estudados.
Os quatro tipos de função inorgânica principais são: óxidos, ácidos, bases e sais, compostos 
que não possuem cadeia carbônica.
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Unidade: As Funções Químicas
Figura 2.
Já os compostos orgânicos apresentam átomos de carbono distribuídos em cadeias, átomos 
de carbono ligados diretamente ao hidrogênio.
Figura 3.
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Função Inorgânica
A base de classificação das funções inorgânicas é a Teoria da Dissociação Iônica, proposta 
por Arrhenius, em 1884, após realização de experimentos para explicar a condutividade de 
algumas soluções.
De acordo com fatos históricos, Svante Arrhenius 
concluiu que as soluções iônicas transportavam corrente 
elétrica pelo fato de que os seus íons se separavam quando 
colocados em água, constatando que a condutividade 
elétrica das soluções dependia dos íons responsáveis pelo 
transporte de carga. Já as substâncias moleculares em água, 
sofriam o fenômeno da ionização. Daí surgiu o fenômeno 
da dissociação iônica. 
Após essa conclusão, Arrhenius descreveu que certos 
grupos de substâncias inorgânicas liberavam os mesmos 
cátions quando colocados em água; ao passo que em outros 
grupos, essas substâncias liberavam os mesmos ânions.
As substâncias inorgânicas foram então divididas em 
grupos menores – ou funções inorgânicas –, conhecidas 
até hoje como ácidos, bases, sais e óxidos. 
Observe os dois seguintes experimentos:
Temos eletrodos mergulhados em duas soluções diferentes: uma de sacarose e outra de sal de cozinha:
 Reflita
Por que a lâmpada só acende na solução aquosa do sal de cozinha?
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Unidade: As Funções Químicas
Figura 6.
 Importante!
Número	de	Oxidação	(NOX)	– para entender o fenômeno da eletroquímica, torna-
se necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias que são 
envolvidas em uma reação química.
Apresentaremos a seguir alguns exemplos da forma de calcular o Número de Oxidação – 
mais conhecido como NOX:
 » Substância simples: quando não há perda, nem ganho de elétrons.
H2 NOX	H	=	0
 » Átomo como íon simples: apresenta sua própria carga.
Na+ NOX	Na	=	1+
 » Metais alcalinos: 1+
NaCl NOX	Na	=	1+
 » Metais alcalino-terrosos: 2+ 
CaO NOX	Ca	=	2+
 » Halogênios: 1-
Cl NOX	Cl	=	1-
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 » Calcogênios: 2-
CaO NOX	O	=	2-
 » Elementos Ag: 1+
AgCl NOX	Ag	=	1+
 » Elementos Zn: 2+
ZnCl2 NOX	Ag	=	1+
 » Elementos Al: 3+
AlCl3 NOX	Al	=	3+
 » Hidrogênio em composto: 1+
H2O NOX	H	=	1+
 » Hidrogênio como hidreto metálico: 1-
NaH NOX	H	=	1-
 » Oxigênio em composto: 2- 
H2O NOX	O	=	2-
 » Oxigênio ligado a flúor: 1+ e 2+
O2F2 NOX	O	=	1+
 » Oxigênio como peróxido: 1-
H2O2 NOX	O	=	1-
Ácido é o grupo que compreende toda substância que libera um íon H+ em água, segundo a 
teoria de Arrhenius. Contudo, na teoria mais atual de Brønsted-Lowry ácido é toda substância 
com capacidade de receber um par de elétrons. A partir dessas duas teorias, a de Arrhenius 
sofreu atualização e hoje podemos dizer que ácido é toda a substância que libera um íon H+
A classificação dos ácidos pode ser realizada de diversas formas e a partir da observação de 
sua fórmula:
A partir da presença ou não de oxigênio, temos:
 » Hidrácidos que não possuem oxigênio na fórmula.
Exemplo: HF
 » Oxiácidos que possuem oxigênio na fórmula.
Exemplo: H2CO3
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Unidade: As Funções Químicas
Levando em consideração o grau de dissociação iônica, observa-se que o cálculo de α nos 
ácidos é igual ao desenvolvido nas bases.
Sendo α – em porcentagem – igual a cem vezes o número de moléculas dissociadas, é 
dividido pelo número total de moléculas dissolvidas:
50% forteα > → e 5% fracoα < →
Dessa forma, os hidrácidos se classificam:
Fortes HCl < HBr < Hl
Médios: HF
Fracos: Os demais
Quanto aos Oxiácidos, observando que x é igual ao número de oxigênio, menos o número 
de hidrogênio, temos:
Se x > 1 Fortes como o H2SO4
Se x = 1 Médios como o HClO2
Se x < 1 Fracos como o HClO
A nomenclatura dos ácidos também apresenta particularidades de acordo com a sua 
composição.
Para os Hidrácidos utilizamos a seguinte nomenclatura:
Ácido	+	elemento	+	ídrico
Assim: HCl = ácido clorídrico
Para os oxiácidos é necessário observar o NOX:
Ácido	+	prefixo	+	elemento	+	sufixo
NOX Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso
+3 ou +4 - oso
+5 ou +6 - ico
+7 hiper ico
Fonte: elaborado pela professora conteudista.
Cabe ressaltar que quanto menor a quantidade de oxigênio na fórmula, menor será o NOX 
do elemento que está na posição central; por sua vez, quanto maior a quantidade de oxigênio 
na fórmula, maior será o NOX.
Assim: HClO4 = ácido perclórico (onde o NOX do Cloro será Cl = +7).
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Base
As bases são os compostos que se dissociam em meio aquoso, liberando ânions OH − . Na 
teoria de Lewis a base é definida como uma substância capaz de doar um par de elétrons.
A classificação das bases segue as seguintes regras:
Em função de seu grau de dissociação, utilizamos o mesmo cálculo dos ácidos:
Para α = 100% fortes.
 » São as bases formadas por metais dos grupos 1A e 2A, alcalinos e alcalinos terrosos, 
ou seja, quando o grau de ionização é praticamente 100%. 
Para α < 5% fracas.
 » São as bases cujo grau de ionização é, na maioria dos casos, inferior a 5%. Podemos 
exemplificar com o hidróxido de amônio e os hidróxidos dos metais em geral, excluindo 
as bases formadas por metais das famílias dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
A nomenclatura das bases também apresenta particularidades.
Será chamada de hidróxido de + cátion quando o cátion possuir NOX fixo.
Exemplo: KOH = Hidróxido de Potássio
Será chamada de hidróxido de + cátion + sufixo, ou hidróxido + cátion + NOX – esse 
representado em algarismo romano – quando o cátion não apresentar NOX fixo.
Exemplo: Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II, ou hidróxido ferroso
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Unidade: As Funções Químicas
Sal
Sais são os compostos que apresentam característica de dissociação em meio aquoso e liberação 
de um cátion diferente de H +e um ânion específico de OH − . Podem também ser definidos como 
os compostos resultantes da reação de uma substância ácida e uma substância básica. Tem a 
propriedade de se tornarem condutores de eletricidadequando dissolvidos em água.
A classificação dos sais se faz de acordo com: 
A presença ou não de oxigênio.
Sendo Haloides quando não possuem oxigênio.
Exemplo: KBr 
E Oxissais quando possuem oxigênio.
Exemplo: CaCO3
A presença de íons H+ ou íons OH-
É sal normal aquele formado pela neutralização completa na reação de um ácido e uma 
base. Detalhe, esse tipo de sal não possui íon H+ nem OH-
Exemplo: HCl	+	NaOH	→ 	NaCl	+	H2O
Já o hidrogenossal – ou hidroxissal – é formado na reação de neutralização quando ocorre 
neutralização parcial, com sobra de íons H+ ou íons OH-, isso quando o ácido e a base não se 
apresentam em proporção estequiométrica. 
Exemplo: H2CO3	+	NaOH	→ 	NaHCO3	+	H2O
Há ainda o sal misto, que apresenta mais de um cátion, ou mais de um ânion, os quais 
diferentes em sua fórmula. Esse sal é formado pela neutralização de um ácido por mais de um 
tipo de base, ou de uma base por mais de um tipo de ácido.
Exemplo: Al(OH)3		+	HCl	+	H2SO4	→ 	AlClSO4	+	3H2O
A nomenclatura dos sais segue as seguintes regras:
Pela terminação do ácido:
Ácido Ânion
ídrico eto
oso ito
ico ato
Fonte: elaborado pela professora conteudista.
Exemplo: NaCl	= Cloreto de Sódio
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Para oxissais temos:
Número	de	
Oxidação	(NOX)
- Óxidos	ácidos	e	Oxiácidos Oxissais
Prefixo Sufixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso ito
+3 ou +4 - oso ito
+5 ou +6 - ico ato
+7 hiper ico ato
Fonte: elaborado pela professora conteudista.
 Atenção
Os elementos B+3, C+4 e Si+4 são exceções à regra, pois só possuem sufixo "ico" 
na forma de ácido. Assim, quando sais, usa-se sempre o sufixo "ato", como se 
segue:
NOX	N	=	+3		= Nitrito de Potássio
Outra exceção aparece quando na fórmula do sal há um hidrogênio, devendo ser 
acrescentado o prefixo "bi" ao nome do cátion. Daí temos:
NaHCO3		= Bicarbonato de Sódio
Óxido
Os óxidos são compostos binários que apresentam o oxigênio com número de oxidação 
igual a -2, sendo o elemento mais eletronegativo da fórmula. As classificações e propriedades 
de um óxido dependem das características iniciais do elemento formador desse óxido.
Vamos à classificação dos óxidos:
Óxidos	Neutros São aqueles formados por um elemento ametal e oxigênio. Suas 
características são:
 » Possuir ligação covalente;
 » Não reagir com água, base ou ácidos.
Exemplo: CO = Monóxido de Carbono
 
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Unidade: As Funções Químicas
Óxidos	Básicos São aqueles formados por um metal e oxigênio. Sua principal característica 
é possuir ligação iônica.
Exemplo: BaO = Óxido de Bário
Óxidos	Duplos	ou	
Mistos
São aqueles formados por dois óxidos provenientes de um mesmo 
elemento químico.
Exemplo: Fe3O4 = Magnetita
FeO	+	Fe2O3 → Fe3O4
Óxidos	Ácidos São formados por um elemento ametal e oxigênio. Suas principais 
características são
 » Possuir ligação covalente;
 » Na presença de água, tornar-se um ácido; enquanto na presença de 
base, tornar-se sal e água.
Exemplo: SO2 = Óxido de Enxofre
Peróxidos São formados por um elemento qualquer e oxigênio do grupo [ ]22O −
Exemplo: Na2O2 = Peróxido de Sódio
A nomenclatura dos óxidos segue a seguinte classificação:
De	prefixo	+	óxido	de	+	prefixo	+	elemento
Para qualquer óxido.
Exemplo: Fe3O4	= Tetróxido de Ferro (3)
De óxido de + elemento
Para elementos com número de oxidação NOX fixo.
Exemplo: Al2O3	= Óxido de Alumínio
De óxido + elemento + sufixo, ou óxido de + elemento + NOX (sendo NOX em algarismo 
romano).
Para os elementos que não apresentam número de oxidação NOX fixo.
Exemplo: Fe2O3	= Óxido Férricou ou Óxido de Ferro III
De anidrido + prefixo + elemento + sufixo.
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Apenas para os óxidos ácidos e de acordo com o seguinte Quadro:
NOX Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso
+3 ou +4 - oso
+5 ou +6 - ico
+7 hiper ico
Fonte: elaborado pela professora conteudista.
Novamente as exceções são os elementos B+3, C+4 e Si+4, onde apenas se usa o sufixo 
"ico".
Exemplo: Mn2O7	= Anidrido Permangânico
 
A nomenclatura dos peróxidos é a seguinte:
Regra de ser chamado de Peróxido de + elemento.
Exemplo: H2O2	= Peróxido de Hidrogênio
Quanto à nomenclatura dos superóxidos: 
Regra de ser chamado de: Superóxido de + elemento
Exemplo: NaOH2	= Superóxido de sódio
Óxidos anfóteros são os óxidos básicos na presença de ácidos e os óxidos ácidos na presença 
de bases.
Exemplo: Al2O3	= Óxido de Alumínio
 
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Unidade: As Funções Químicas
Função orgânica
Dado o grande número de compostos orgânicos existentes, foi necessário agrupá-los em 
funções orgânicas. Assim, as substâncias são classificadas de acordo com a semelhança de 
suas propriedades e composições, melhorando o estudo desses compostos.
As principais funções orgânicas são:
 » Hidrocarboneto;
 » Álcool;
 » Cetona;
 » Éter;
 » Ácido carboxílico.
Hidrocarboneto	
Os hidrocarbonetos correspondem à função mais simples da Química orgânica. A partir do 
seu conhecimento é possível determinar com facilidade as demais funções. 
O petróleo e o gás natural são exemplos de fontes de hidrocarbonetos. Ponto de partida 
para a produção de combustíveis, plásticos, corantes e muitos outros produtos largamente 
utilizados pelo homem.
Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por hidrogênio e 
carbono. Daí vem o nome hidrocarboneto, hidro = H e carboneto = C.
Sua fórmula geral é: CxHy
Exemplo: C3H8	= Propano que está presente no gás de conzinha GLP
H H H
H c c c H
H H H
C8H18	= Octano (Gasolina)
H H H
H c c c H
H H H
 H H H 
c c c
H H H
H H 
c c
H H 
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Álcool
O Álcool é a denominação de uma substância orgânica contendo um ou mais grupos 
Oxidrila ou Hidroxila (OH) ligados diretamente aos átomos de carbono saturados. 
O álcool etílico – ou etanol – é de grande importância. Trata-se de componente das bebidas 
alcoólicas. É considerada uma substância tóxica, pois age no organismo como agente depressivo 
do sistema nervoso. Apresenta grande importância na indústria química, em processos de 
laboratório, na fabricação de perfumes e aromas, na produção de solventes e nos combustíveis.
A representação de um monoálcool pode ser:
Onde:
R	= Radical OH	=	Hidroxila
Exemplo: CH3 - CH2 - OH
Álcool alifático
H2C - CH2
 
Diálcool alifático
OH OH
 
Cetona
Todo composto orgânico que possui o grupo funcional – CO – é chamado de Cetona.
Nos aldeídos e nas cetonas, chamamos esse grupo – CO – de Carbonila. Por esse motivo, 
os Aldeídos e Cetonas fazem parte do grupo dos Carbonilados.
As Cetonas são encontradas em abundância na natureza em flores e frutos. São líquidos que 
apresentam odor agradável. As diversas Cetonas artificiais e naturais são usadas amplamente 
na indústria de aromas e fragrâncias como perfumes e aromatizantes. Temos também como 
exemplo de Cetonas os compostos cetônicos da urina, que são substâncias medicinais.
As cetonas possuem o grupo Carbonila – CO – ligado a outros dois átomos de carbono.
São exemplos de cetonas:
O
H3C C CH3
Propanona
O 
CH3 C CH2 CH3
Butanona Ciclobutano
 
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Unidade: As Funções Químicas
Éter
Chamamos de éter a todo composto orgânico que apresenta a cadeia carbônica ligada por 
Oxigênio – O – entre dois carbonos. Esse oxigênio deve também estar diretamente ligado a 
dois radicais orgânicos. 
Entre os compostos classificados como éter mais conhecidos temos o éter dietílico, ou 
comumente chamado de éter comum. Esse possui característica de ser um líquido altamente 
volátil, dado que seu ponto de ebulição gira em torno de 35°C. Possui ainda característica de 
alta inflamabilidade, é incolor e tem odor muito conhecido e característico. É um composto 
muito utilizado em formulações de solvente de óleos, resinas e tintas. Pela possibilidade de 
utilização como composto alucinógeno, possui uso restrito.
O éter apresenta uma fórmula genérica R – O – R, sendo que R é a representação do 
Radical, enquanto O é o elemento Oxigênio.
Eis algumas fórmulas para exemplificar:
 3 3 3 2 2 2 3
CH - O - CH CH - CH - CH - O - CH - CH
Ácidos	Carboxílicos
Os ácidos carboxílicos são compostos orgânicosque apresentam um ou mais grupos – 
COOH – ligados à cadeia de carbonos.
 
Grupo Funcional C ou simplesmente 
O
HO
COOH
Entre os ácidos carboxílicos conhecidos, temos o ácido fórmico, que é o ácido mais simples 
por conter apenas um carbono em sua fórmula. Fórmico é o nome popular do ácido metanoico, 
por esse ser o elemento presente nas picadas de formigas e abelhas.
Concluindo, seguem representações de ácidos carboxílicos:
 
3 3 2CH - COOH CH - CH - COOH
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Material Complementar
Caro(a) aluno(a),
Para complementar os conhecimentos adquiridos nesta Unidade, leia o seguinte artigo:
Livros:
FERREIRA, A. de M.; SILVA, G. C. S.; DUARTE, H. A. Materiais funcionais para a proteção ambiental. 
Cadernos	Temáticos	de	Química	Nova	na	Escola, n. 8, p. 30-38, maio 2014.
BRADY, J. E.; SENESE, F. A.; JESPERSEN, N. D. Química	–	a	matéria	e	suas	transformações. v. 
1. 5. ed. [São Paulo?]: LTC, 2009a.
______. Química	–	a	matéria	e	suas	transformações. v. 2. 5. ed. [São Paulo]: LTC, 2009b.
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Unidade: As Funções Químicas
Referências
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre, RS: Bookman, 2001. 
PERUZZO, F.; CANTO, E. do. Química na abordagem do cotidiano – Química orgânica. 
v. 3. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2003. 
REIS, M. Completamente Química. São Paulo: FTD, 2001.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química – Química orgânica. v. 3. 11. ed. São Paulo: 
Saraiva, 2005.
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Anotações