02 Funções Inorgânicas

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FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Funções Inorgânicas 
As funções inorgânicas são os grupos de compostos inorgânicos que apresentam características se-
melhantes. Os compostos inorgânicos são aqueles que não formados de átomos de carbono, tal como 
os compostos orgânicos. 
As principais funções inorgânicas são 4: ácidos, bases, sais e óxidos. As outras funções, consideradas 
secundárias, são hidretos e carbetos, por exemplo. 
Essas 4 funções principais foram definidas por Arrhenius, químico que identificou íons nos ácidos, nas 
bases e nos sais. 
Ácidos 
Ácidos são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétron nas suas ligações. Eles têm a 
capacidade de ionizar em água, ou seja, formar cargas, liberando o H+ como único cátion. 
As principais características dos ácidos são cheiro forte, sabor amargo, Ph inferior a 7 e baixo ponto de 
ebulição. 
Exemplos: ácido carbônico (H2CO3), ácido fluorídrico (HF), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico 
(H2SO4). 
Bases 
Bases são compostos iônicos formados por um metal, que dissocia em água, ou seja, separa cargas, 
liberando o OH- como único ânion. 
O PH das bases é superior a 7 (o dos sais é inferior a 7). A combinação de ácidos e bases resulta em 
sais e água. 
Exemplos: amônia (NH3), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), hidróxido de cálcio (Ca (OH)2) e hidróxido 
de sódio (NaOH). 
Sais 
Sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, 1 cátion (íon de carga positiva) diferente de 
H+ e um ânion diferente de OH- 
Resultado de uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e uma base onde se forma 
sal e água. 
Os sais são sólidos, cristalinos e fazem ebulição em temperaturas altas. 
Exemplos: ácido clorídrico (HCl), carbonato de sódio ( Na2CO3), cloreto de sódio, “sal de cozinha” 
(NaCl), fosfato de sódio e cálcio (NaCa(PO)4). 
Óxidos 
Óxidos são compostos binários, que têm dois elementos (iônicos ou moleculares). Possuem oxigênio 
na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo. 
Exemplos: dióxido de carbono ou gás carbônico (CO2), monóxido de carbono (CO), óxido de sódio 
(Na2O) e óxido de zinco (ZnO). 
Ácidos e Bases 
Nesta aula-virtual, veremos de que forma podemos classificar substâncias como ácidos ou bases, as 
principais propriedades destes grupos, o conceito de pH e a força relativa destas substâncias. 
As duas funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida 
de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. 
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Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e 
de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, assentos e amônia. 
Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossín-
tese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância gera-
dora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido 
acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação 
de ácido lático. 
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham 
sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: “Ácido” vem da palavra latina 
“acidus”, que significa azedo. 
Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes 
passaram a ter esta denominação. “Álcali”, outro termo para bases, vem da palavra arábica “alkali”, que 
significa cinzas. 
Quando cinzas são dissolvidas em água, está se torna básica, devido a presença de carbonato de 
potássio. A palavra “sal” já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de 
sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo. 
Os íons hidrônio e hidróxido 
A água é uma substância deveras bizarra. Entre várias propriedades anômalas, há uma de particular 
interesse no estudo de ácidos e bases: a auto ionização. De fato, duas moléculas de água podem in-
teragir e produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É uma reação onde ocorre 
uma transferência de próton de uma molécula de água para outra. 
A existência do auto ionização da água foi provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush. Ele 
descobriu que a água, mesmo que totalmente purificada e deionizada, ainda apresenta uma pequena 
condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons na água, mais precisa-
mente íons hidrônios e hidróxidos. 
A compreensão do auto ionização da água é o ponto de partida para os conceitos de ácidos e bases 
aquosos. 
Conceitos de Ácidos e Bases 
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural das moléculas 
foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico sueco. Ele propôs que os 
ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H+) 
e bases as que produzem o íon hidróxido (OH-). 
Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações: 
1) só pode ser empregado a soluções aquosas; 
2) o íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa; 
3) não pode ser aplicado para outros solventes. 
4) segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua composição. 
É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são bases de acordo com o 
conceito de Arrhenius. 
Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em Cambridge (England) indepen-
dentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são substâncias 
capazes de doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de aceitar um próton 
numa reação. 
Este conceito ficou conhecido como “definição de Bronsted”, pois este e seus alunos foram mais ágeis 
na difusão da nova ideia. Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amô-
nia e o caráter ácido do íon amônio, por exemplo. 
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Repare que, na reação com amônia, a água se comporta como um ácido, pois doa um próton; já na 
reação com o amônio, a água se comporta como uma base, pois aceita um próton deste íon. 
A água, portanto, é um exemplo de substância anfiprótica, isto é, moléculas que podem se comportar 
como um ácido ou como uma base de Bronsted. 
De acordo com Bronsted, a dissociação do HCl promove a formação de outro íon: o íon hidrônio 
 
Como vimos, a noção de ácidos e bases de Bronsted envolve, sempre, a transferência de um próton – 
do ácido para a base. Isto é, para um ácido desempenhar seu caráter ácido, ele deve estar em contato 
com uma base. Por exemplo: o íon bicarbonato pode transferir um próton para a água, gerando o íon 
carbonato. 
 
Como a reação é reversível, o íon carboxilato pode atuar como uma base, aceitando, na reação inversa, 
um próton do íon hidrônio – que atua como um ácido. Portanto, os íons bicarbonato e carbonato estão 
relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton, assim como a água e o íon hidrônio. Um par 
de substâncias que diferem pela presença de um próton é chamado de par ácido-base conjugado. 
Desta forma, o íon carbonato é a base conjugada do ácido bicarbonato, e o íon hidrônio é o ácido 
conjugado da base H2O. 
O íon HPO42- é a base conjugada do íon H2PO4-. 
Identificação de Ácidos e Bases 
Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, enquanto que algumas 
bases são melhores aceptoras de prótons do que outras. Por exemplo: uma solução aquosa de HCl 
diluída consiste, praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez que quase 100% das moléculas do 
ácido são ionizadas. Por isso, este composto é considerado um ácido de Bronsted forte. 
Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma pequena quantidade de íons 
acetato e hidrônio –a maior parte das moléculas permanece na forma não ionizada. Este composto é, 
portanto, considerado um ácido Bronsted fraco. 
De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. 
Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A 
espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base. 
Portanto, 
a) quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada 
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Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A- é estável, ou seja, é uma base fraca. 
b) quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada. 
Isto significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A- é pouco estável e representa uma 
base forte, que tende a recapturar o próton. 
Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa pelo próton: o íon cloreto e a água. 
Como a água é uma base mais forte, praticamente todo o HCl perde o próton para esta. 
 
Já numa solução aquosa de ácido acético, a água sai perdendo: a base mais forte é o íon acetato! Por 
isso, apenas parte das moléculas deste ácido sofrem ionização. 
 
Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo íons hidrônios e 
hidróxidos. 
 
Entretanto, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, da mesma forma que o 
íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o equlíbrio é grandemente deslocado para o lado esquerdo 
da equação. De fato, a 25oC, apenas 2 de cada um bilhão de moléculas sofrem auto-ionização. Quan-
titativamente, podemos descrever o processo como: 
 
Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo [H2O] é uma constante (55,5 mol/L). 
Desta forma, podemos simplificar a equação acima como: 
Keq.[H2O]2 = Kw e Kw = constante de ionização da água = [H3O+].[OH-] a 25oC, Kw = 1,008 x 10-
14 M2 
Esta expressão de Kw é muito importante, e deve ser memorizada, pois é através dela que todos os 
conceitos de pH e pOH são deduzidos. 
O equilíbrio da reação entre o ácido acético e a água pode ser descrito pela constante abaixo: 
 
Novamente, no caso de soluções diluídas, o termo [H2O] é constante, e podemos substituir a equação 
por Keq. [H2O]=Ka, que fica: 
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Esta é a expressão para a constante de ionização ácida, Ka. Da mesma forma, podemos escrever a 
expressão para Kb, a constante de ionização básica. Vamos utilizar a reação da amônia com água 
como exemplo: 
 
Nomenclatura de Ácidos, Bases, Sais e Óxidos 
Confira as nomenclaturas dos três: 
Ácidos 
Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. 
Exemplo: 
 • HCl – ácido clorídrico 
 • H2S – ácido sulfídrico 
 • H2Se – ácido selenídrico 
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco. 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO. 
Exemplo: 
• H2CO3 – ácido carbônico 
• H3BO3 – ácido bórico 
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. 
Exemplos: 
• H2SO3 – ácido sulfuroso 
• H2SO4 – ácido sulfúrico 
• HNO2 – ácido nitroso 
• HNO3 – ácido nítrico 
Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo 
PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem. 
Exemplos: 
• HClO – ácido hipocloroso 
• HClO2 – ácido cloroso 
• HClO3 – ácido clórico 
• HClO4 – ácido perclórico 
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Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência.Usa-
mos então os prefixos ORTO, META e PIRO. 
Exemplos: 
• H3PO4 – ácido ortofosfórico 
• HPO3 – ácido metafosfórico 
• H4P2O7 – ácido pirofosfórico 
Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5. 
Bases 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do 
elemento. Exemplo: 
• NaOH – hidróxido de sódio 
• Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do ele-
mento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo: 
• Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
• Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
Óxidos 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do 
elemento. Exemplo: 
• BaO – óxido de bário 
• K2O – óxido de potássio 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento 
e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exempl: 
• Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I 
• CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II 
• NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II 
• Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III 
Sais 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base. 
Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo: 
• CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico 
• RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico 
Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo: 
• Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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• LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso 
Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo: 
• Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico 
• NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico. 
Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as 
terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos: 
• NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico 
• Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico. 
Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras mencionadas acima para as bases e o óxidos, 
usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos romanos para as valências. 
 Ácidos e Bases 
Ácidos e bases são dois grupos químicos relacionados entre si. São duas substâncias de grande im-
portância e presentes no cotidiano. 
Os ácidos e bases são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não 
são formados por carbono. 
Conceitos de Ácidos e Bases 
O conceito de Arrhenius 
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhe-
nius, um químico sueco. 
Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando 
como cátions somente H+. 
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq) 
Saiba mais sobre os ácidos. 
Enquanto isso, as bases são substâncias que sofrem dissociação iônica, liberando como único tipo de 
ânion os íons OH- (hidroxila). 
NaOH (aq) → Na+ (aq)+ OH- (aq) 
Saiba mais sobre as bases. 
Entretanto, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases mostrou-se restrito a água. 
O Conceito de Bronsted-Lowry 
O conceito de Bronsted-Lowry é mais abrangente do que o de Arrhenius e foi apresentado 1923. 
De acordo essa nova definição, os ácidos são substâncias capazes de doar um próton H+ a outras 
substâncias. E as bases são substâncias capazes de aceitar um próton H+ de outras substâncias. 
Ou seja, o ácido é doador de prótons e a base é receptora de prótons. 
Caracteriza-se um ácido forte como aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons 
H+. 
Porém, a substância pode ser anfiprótica, ou seja, capaz de se comportar como um ácido ou base de 
Bronsted. Observe o exemplo da água (H2O), uma substância anfiprótica: 
https://www.todamateria.com.br/ionizacao/
https://www.todamateria.com.br/acidos/
https://www.todamateria.com.br/dissociacao-ionica/
https://www.todamateria.com.br/bases/
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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HNO3(aq) + H2O(l) → NO3- (aq) + H3O+(aq) = Base de Bronsted, aceitou o próton 
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Ácido de Bronsted, doou o próton 
Além disso, as substâncias se comportam como pares conjugados.Todas as reações entre um ácido 
e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjuga-
dos. Veja o exemplo: 
 
HCO3- e CO32-; H2O e H3O+ são pares ácido base conjugados. 
Nomenclatura de Ácidos 
Para definir a nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos: 
• Hidrácidos: ácidos sem oxigênio; 
• Oxiácidos: ácidos com oxigênio. 
Hidrácidos 
A nomenclatura ocorre da seguinte forma: 
ácido + nome do elemento + ídrico 
Exemplos: 
HCl = ácido clorídrico 
HI = ácido iodídrico 
HF = ácido fluorídrico 
Oxiácidos 
A nomenclatura dos oxiácidos segue as seguintes regras: 
Os ácidos-padrões de cada família (famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) seguem a regra geral: 
ácido + nome do elemento + ico 
Exemplos: 
HClO3 = ácido clórico 
H2SO4 = ácido sulfúrico 
H2CO3: ácido carbônico 
Para os outros ácidos que se formam com um mesmo elemento central, nomeamos com base na quan-
tidade de oxigênio, seguindo a seguinte regra: 
Quantidade de oxigênio, em relação ao ácido-padrão Nomenclatura 
+ 1 oxigênio Ácido + per + nome do elemento + ico 
- 1 oxigênio Ácido + nome do elemento + oso 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Quantidade de oxigênio, em relação ao ácido-padrão Nomenclatura 
- 2 oxigênios Ácido + hipo + nome do elemento + oso 
 
Exemplos: 
HClO4 (4 átomos de oxigênio, um a mais que o ácido padrão) : ácido perclórico; 
HClO2 (2 átomos de oxigênio, um a menos que o ácido padrão): ácido cloroso; 
HClO (1 átomo de oxigênio, dois a menos que o ácido padrão): ácido hipocloroso. 
Nomenclatura de Bases 
Para nomenclatura de bases segue-se a regra geral: 
Hidróxido de + nome do cátion 
Exemplo: 
NaOH = Hidróxido de sódio 
Porém, quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas acrescenta-se ao final do 
nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. 
Ou, pode-se acrescentar o sufixo - oso, ao íon de menor carga e o sufixo -ico, ao íon de maior carga. 
Exemplo: 
Ferro 
Fe2+ = Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso; 
Fe3+ = Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico. 
Comparação entre Ácidos e Bases 
Os ácidos e as bases são duas funções químicas que são consideradas opostas, isso porque as suas 
propriedades costumam ser inversas. Por exemplo, se considerarmos alimentos presentes em nosso 
cotidiano que são ácidos, veremos que o gosto deles, no geral, é azedo, como ocorre com o limão. 
Porém, alimentos que são básicos possuem gosto adstringente (que “amarra” a boca), como o de uma 
banana verde. 
Mas identificar uma substância como ácida ou básica apenas pelo gosto, além de ser um método que 
tem muitas chances de falhar, também é altamente perigoso, pois existem muitos ácidos e bases que 
são fortes, tóxicos e podem até matar, tais como o ácido sulfúrico (H2SO4), usado nas baterias dos 
automóveis, e o hidróxido de sódio (NaOH), conhecido comercialmente como soda cáustica. 
Assim, as propriedades organolépticas (propriedades que dizem respeito aos nossos sentidos, tais 
como o paladar e o olfato) não são as usadas para identificar ácidos e bases. Observe abaixo outras 
propriedades dessas funções orgânicas que servem para compará-las e distingui-las: 
Solubilidade em água: 
Os ácidos costumam ser bem solúveis em água, enquanto a maior parte das bases é insolúvel. As ba-
ses de metais alcalinos são solúveis, a de metais alcalinoterrosos são pouco solúveis e as bases de 
outros metais são insolúveis (uma exceção é o hidróxido de amônio, NH4OH, que existe apenas em 
solução aquosa, borbulhando o gás amônia em água, sendo, portanto, solúvel nela). 
Quando dizemos “insolúvel”, estamos querendo dizer que essas substâncias são praticamente insolú-
veis, porque nenhuma substância é totalmente insolúvel em água. 
Estrutura: 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Todos os ácidos são moleculares, ou seja, formados por ligações covalentes em que há compartilha-
mento de elétrons. Um exemplo é o gás clorídrico, que é formado pelo compartilhamento de um par de 
elétrons entre o hidrogênio e o cloro: 
 
Já as bases podem ser iônicas ou moleculares. As que possuem os metais alcalinos e alcalinoterrosos 
são iônicas, e as demais são moleculares. 
Exemplos: 
NaOH: base iônica formada pelos íons Na+ e OH-; 
NH4OH: base molecular de amônia em água. 
Condutividade elétrica: 
Todos os ácidos só conduzem corrente elétrica quando estão dissolvidos em água, porque quando 
estão em meio aquoso, eles sofrem ionização, ou seja, liberam íons. 
Exemplo: 
 
Todas as bases também conduzem corrente elétrica em solução, pois as iônicas sofrem dissociação 
(liberam os íons já existentes na fórmula) e as moleculares sofrem ionização, reagindo com a água e 
liberando íons. 
As bases de metais alcalinos também conduzem corrente elétrica quando estão no estado líquido (fun-
didas). 
Ação em relação aos indicadores: 
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que sofrem uma alteração em sua 
cor quando entram em contato com um ácido ou uma base. Se um ácido provoca a alteração da cor do 
indicador, a base fará o indicador voltar à cor original e vice-versa. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/indicadores-ph.htm
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Por exemplo, a fenolftaleína é um indicador ácido-base muito utilizado, sendo que, em meio básico, ela 
fica um rosa bem intenso; já em meio ácido, ela fica incolora. O papel de tornassol também é um bom 
indicador, sendo que em um ácido, ele fica vermelho; e em uma base, ele fica azul. 
Isso serve também para indicar a diferença de pH que há entre os ácidos e as bases. 
PH: 
Um meio considerado neutro possui pH igual a 7, como é o caso da água destilada. 
Os ácidos possuem pH menor que 7, enquanto as bases possuem pH maior que 7. 
Exemplos de soluções com pH próximo ao indicado pela escala: 
 
Ação recíproca: 
Quando colocados em contato, os ácidos e as bases reagem entre si, neutralizando um ao outro, isto 
é, tornado o pH do meio neutro. 
Isso ocorre porque o cátion H+ proveniente do ácido reage com o ânion OH- proveniente da base, 
formando água. Esse tipo de reação é chamado de reação de neutralização e produz também um sal. 
Indicadores Ácido-Base 
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem 
de cor em função do pH do meio. 
O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma 
solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução. 
Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando 
estão em meio básico. 
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores 
abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima 
de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio. 
Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 
25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração 
de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-neutralizacao.htm
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH. 
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma 
base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta 
coloração diferente. Veja um exemplo: 
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada 
(cor A) (cor B) 
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Cha-
telier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro 
lado, se o indicador entrarem contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir 
com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons 
H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema 
adquire a cor B. 
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no 
valor do pH. 
Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fe-
nolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um: 
• Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intensoem meio básico: 
 
• Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelhana presença 
de ácidos. 
 
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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• Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma 
mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para 
cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores. 
Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras 
na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador. 
 
Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração 
de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida. O texto Titulo-
metria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é 
no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. 
No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e 
das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por exemplo, a faixa 
de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de 
viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido. 
Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos 
valores de pH nos pontos de viragem: 
 
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/titulometria.htm
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/titulometria.htm
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Condutividade Elétrica 
Moléculas e íons são partículas tão pequenas que não conseguimos enxergá-las. Conseguimos ver a 
matéria porque é uma agrupação de uma quantidade enorme de moléculas ou íons. 
Fazemos a seguinte pergunta: quando dissolvemos uma substância, por que ela desaparece? 
Dissolver é separar. Portanto, quando um composto é dissolvido, é separada molécula a molécula, íon 
a íon. Em outras palavras, a separação é feita em partículas tão pequenas que não mais enxergamos 
a matéria: por esse motivo, temos a impressão de que ela desapareceu. 
Teoria de Arrhenius 
Uma solução conduz corrente elétrica quando nela há íons livres (solução iônica). 
 
Composto Molecular 
Considere um composto molecular no estado sólido: a sacarose (C12 H22 O11), por exemplo: 
 
Compostos Moleculares Importantes 
• Glicose = C6H12O6 
• Etanol = C2H6O 
• Sacarose = C12H22O11 
 
Quando dissolvida, molécula a molécula, não mais pode ser enxergada a olho nu. 
Na molécula, não há ganho ou perda de elétrons. Essa solução é eletricamente neutra: não tem íons 
livres; portanto, não conduz corrente elétrica. 
Os compostos moleculares não conduzem corrente elétrica no estado sólido, nem quando dissolvidos 
em água. Soluções ácidas são a exceção. 
 
Ácido Importantes 
• HCl - ácido clorídrico (muriático) 
• H2SO4 - ácido sulfúrico 
• H3CCOOH - ácido acético (presente no vinagre) 
Os ácidos são compostos moleculares que em solução aquosa liberam H+. 
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Os ácidos formam soluções iônicas, ou seja, geram íons livres, o que garante a condutividade de cor-
rente elétrica. 
Composto Iônico 
Todo composto iônico é sólido nas condições ambientais. 
Vamos tomar como exemplo o NaCl (sal de cozinha): 
 
Ao dissolver o composto iônico em água, os íons são separados; ou seja, são gerados íons livres na 
solução (solução iônica) e, portanto, há condutividade de corrente elétrica. 
Uma outra maneira de separar os íons é aquecê-los até que passem para o estado líquido (quando 
alcançam o ponto de fusão). 
 
Fundir = aquecer até passar ao estado líquido 
 
Resumindo 
 
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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COMENTÁRIOS IMPORTANTES: 
Se a solução conduz corrente elétrica é porque tem íons livres. 
As possibilidades são: 
• 1. um ácido dissolvido em água (solução aquosa) 
• 2. um composto iônico (bases e sais) dissolvido em água ou fundidos. 
Ácidos, Bases e Condutividade Elétrica 
Por que NaOH e HCL não conduzem corrente elétrica quando puros, mas quando dissolvidos em água 
passam a conduzir? 
No NaOH sólido há íons ( que são portadores de carga elétrica), mas eles não estão livres para se 
movimentar. Estão “ travados” em suas respectivas posições no retículo cristalino iônico do composto. 
O HCL gasoso é formado por moléculas e, por isso, não conduz corrente elétrica. 
Já que as soluções de NaOH e HCL conduzem corrente elétrica, concluímos que nelas devem existir 
cargas elétricas livres para se movimentar. Que cargas são essas? 
Quando o NaOH se dissolvem em água, sofre o processo de dissociação iônica, (dissociação iônica é 
a separação dos íons que ocorre quando uma substância iônica se dissolve em água). 
Em equação: NaOH (s) H2O ------ Na + (aq) + OH – (aq) 
Em palavras: NaOH sólido se dissolve em água produzindo íons Na+ e OH- em solução aquosa. 
Através da dissociação iônica passam a existir, na solução de NaOH, íons livres para se movimentar 
e, dessa forma, conduzir a corrente elétrica. Todas as substâncias iônicas, ao se dissolverem em água, 
sofrem o processo de dissociação iônica. Entre essas substâncias iônicas podemos destacar as bases, 
das quais NaOH é um exemplo. 
O HCL, por sua vez, é uma substância molecular, pois a ligação entre H e CL é covalente. Como não 
há íons no HCL, ele não pode sofrer dissociação iônica ( não podemos separar íons que não existem!). 
Ao dissolver HCL em água ocorre o processo chamado ionização, onde as moléculas de HCL são 
quebradas ao entrar em contato com a água, originando íons. 
Em equação: HCL (g) H2O ------ H+ (aq) + CL- (aq) 
Em palavras: Moléculas de HCL gasoso ao se dissolverem em água originam íons H+ e CL- em solução 
aquosa. 
 
Graças à ionização, quando o HCL se dissolve em água são criados íons, livres para conduzir a cor-
rente elétrica. 
Reatividade de Metais com Ácidos 
A fila de reatividade dos metais, mostrada a seguir, revela quais metais reagem mais facilmente, ou 
seja, quais possuem maior tendência de doar elétrons ou maior eletropositividade. 
 
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Observe que o hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece 
em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou sim-
plesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio 
e água. 
Com o hidrogênio incluído na fila de reatividade é possível determinar a reatividade dos metais em 
soluções em que há íons hidrogênio. 
Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade dos metais à 
esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais reativos que o 
hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H+ ou H3O+. 
Por exemplo, se colocarmos uma fita de magnésio metálico em uma solução de ácido clorídrico, vere-
mos a formação de bolhas (conformemostrado na imagem do início do texto), o que indica a formação 
do gás hidrogênio: 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
magnésio ácido cloreto de gás 
metálico clorídrico magnésio hidrogênio 
Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+: 
Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- (agente redutor) 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) (agente oxidante) 
É por isso que os ácidos não podem ser guardados em recipientes feitos desses metais mais reativos 
que o hidrogênio (como, por exemplo, um copo de alumínio). Veja a seguir como o alumínio se dissolve 
em ácido: 
 
Geralmente (com exceção do ácido fluorídrico), os ácidos são guardados em recipientes de vidro. 
No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade 
(Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com 
soluções ácidas. Exemplo: 
Cu + HCl → não há reação 
O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido 
clorídrico: 
Resumidamente, temos: 
 
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Reações de Neutralização 
Quando misturamos um ácido e uma base, uma substância irá neutralizar as propriedades da outra, 
pois elas reagem quimicamente entre si e, por isso, essa reação é denominada de reação de neutrali-
zação. 
Segundo a teoria de Arrhenius, o ácido libera em meio aquoso como único cátion o hidrogênio (H+), 
enquanto a base libera como único ânion a hidroxila (OH-); portanto, quando colocados para reagir, o 
H+ do ácido reage com o OH- da base e esses íons neutralizam-se, formando a água que possui pH 7 
(meio neutro, se a neutralização for total). 
Além disso, o cátion da base reage com o ânion do ácido, formando um sal, por isso, esse tipo de 
reação é também chamado de reação de salificação. Abaixo temos um exemplo genérico de reação de 
neutralização: 
Ácido + Base → Sal + Água 
HA + BOH → AB + H2O 
Por exemplo, o suco de limão é de caráter ácido, com pH aproximadamente igual a 3,0; já o leite de 
magnésia possui caráter básico, pois ele é constituído de uma solução aquosa da base hidróxido de 
magnésio (Mg(OH)2). Se formos adicionando leite de magnésia ao suco de limão, o pH do meio au-
mentará gradativamente até que o ácido do suco de limão seja totalmente neutralizado, ou seja, todos 
os átomos de hidrogênio ionizáveis do ácido reagirão com todos os ânions hidroxila da base. 
 
O suco de limão é ácido, seu pH é cerca de 3 
O leite de magnésia é usado como antiácido estomacal exatamente por isso, pois ficamos com aquela 
sensação de azia e queimação no estômago quando o organismo produz uma quantidade maior de 
suco gástrico, que contém ácido clorídrico (HCl). Desse modo, o hidróxido de magnésia contido no leite 
de magnésia neutraliza o ácido do estômago. Outros antiácidos podem conter também outras bases 
fracas que reagem dessa mesma forma, como o hidróxido de alumínio (Al(OH)3). 
 
O leite de magnésia e os antiácidos são constituídos de bases fracas 
As reações de neutralização podem originar três tipos de sais: neutros, ácidos ou básicos. Isso acon-
tece porque podem ocorrer dois tipos de neutralização. Observe: 
1. Neutralização total: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade 
de ânions OH- provenientes da base. 
Nas reações de neutralização total são sempre formados sais neutros. Dessa forma, a reação ocorre 
entre ácidos e bases em que ambos são fracos ou, então, ambos são fortes. 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/Acidos.htm
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/bases.htm
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
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Exemplos: 
• Reações entre ácidos e bases fortes: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também 
apenas 1 íon OH-. 
3 HCl + Al(OH) 3 → Al(Cl)3 + 3H2O 
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 3 íons 
OH-. 
• Reações entre ácido e base fracos: 
2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O 
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 2 íons 
OH-. 
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também 
apenas 1 íon OH-. 
2. Neutralização parcial: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido não é a mesma 
quantidade de ânions OH- provenientes da base. Dessa forma, a neutralização não ocorre por completo 
e, dependendo de quais íons estão em maior quantidade no meio, o sal formado pode ser básico ou 
ácido. 
Exemplos: 
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O 
Nesse caso, enquanto o ácido libera apenas um cátion H+, a base libera dois ânions OH-. Assim, os 
ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que também é chamado de hi-
dróxissal. 
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O 
Já nesse outro exemplo, foi o ácido que liberou mais íons (3) que a base (1). Assim, os cátions H+ não 
foram totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que também é denominado de hidrogenos-
sal. 
Os sais ácidos também podem ser formados através de reações de neutralização entre um ácido forte 
(HCl, HNO3, HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2 - anilina - etc.). Por outro lado, os sais 
básicos podem ser formados em reações de neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN 
etc.) e uma base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.). Veja: 
• Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter ácido: 
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O 
• Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico: 
2 H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O 
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