Aula 5 Funções Inorgânicas

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Funções Inorgânicas 
 
1 
2 
Funções Inorgânicas 
Ácidos 
Bases 
Sais 
Óxidos 
 Hidretos 
3 
Número de oxidação 
“O número de oxidação (Nox) de um átomo é a carga que ele teria 
se suas ligações fossem completamente iônicas.” 
Considera-se que todos os elétrons 
compartilhados fiquem ao redor do 
átomo mais eletronegativo. 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Considere 
ligação 
iônica 
 O H [ ] Nox = +1 
Nox = -2 
Soma dos números de 
oxidação = -1 
4 
Compostos iônicos: Nox será igual à própria carga do íon 
Compostos moleculares: Nox será a carga elétrica aparente que o átomo adquiriria 
se houvesse a quebra da ligação covalente, e o átomo mais eletronegativo ficasse 
com os elétrons da ligação. 
Número de oxidação 
5 
Em uma transformação química, quando uma determinada espécie 
química perde elétrons, dizemos que essa espécie química sofreu 
oxidação. Nesse caso, o Nox vai aumentar. 
 
 
Quando, em uma transformação, uma espécie química ganha elétrons, o 
Nox dessa espécie vai diminuir. Nesse caso, dizemos que ela sofreu 
redução. 
 
 
 Oxidação: perda de elétrons: aumenta Nox 
 
 Redução: ganho de elétrons: diminui Nox 
 
 
É importante compreender que não é necessário memorizar os valores de 
Nox dos elementos, mas sim calculá-los por meio de regras simples, 
consultando a tabela de Nox sempre que necessário. 
Número de oxidação 
6 
Substância Regra Exemplos 
Substância simples O Nox será sempre zero 
Al, Fe, O2, Cl2, O3, Br2, Ar, C, I2, H2, 
etc. 
Metais alcalinos 
Quando combinados, Nox 
será +1 
NaCl, CsF 
Metais alcalino-
terrosos 
Quando combinados, Nox 
será +2 
MgO, CaF, Ca(OH)2 
Boro e alumínio 
Quando combinados, Nox 
será +3 
AlCl3, BF3 
Oxigênio 
Nox igual a -2, exceto em 
peróxidos 
H2O, H2SO4 
Hidrogênio 
Quando ligado a ametal, Nox 
será +1. 
Quando ligado a metal, Nox 
será -1. 
HCl, H2CO3 
 
CaH2, KH 
Enxofre, telúrio e 
selênio 
Nox igual a -2 quando 
estiverem em compostos 
binários sem oxigênio 
H2Te, CS2 
Cloro, bromo e iodo 
Nox igual a -1 em compostos 
binários sem oxigênio 
HCl, MgCl 2, CaBr2, HI 
Flúor 
Quando combinados, Nox 
será -1 
NaF, CaF2 
Principais regras para o cálculo do Nox 
Número de oxidação 
7 
Existem elementos que, por possuírem diversas maneiras de se ligar, possuem 
diversos valores de Nox. 
 
Exemplo: Cl, I, Br, Mn, Cr, etc. 
Número de oxidação 
8 
Calcule o Nox dos átomos em destaque: 
 
a) CO2 
 
b) Cl2 
 
c) NH4Cl 
 
d) MnO2 
 
e) Mn2O7 
 
f) C 
 
g) CaCO3 
 
h) HCl 
 
i) HClO 
j) HClO2 
 
k) HClO3 
 
l) HClO4 
 
m) NO3
- 
 
n) SO2 
 
o) SO4
2- 
 
p) H2 
 
q) H2O2 
 
r) Na2S2O3 
Número de oxidação 
9 
Teoria de Arrhenius 
Fonte: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/teoria-de-arrhenius.asp 
Solução não eletrolítica 
C12H22O11 não produz íons em solução 
Solução eletrolítica 
NaCl produz íons em solução 
10 
Dissociação iônica: eletrólito iônico 
Ionização: eletrólito molecular 
NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) 
HCl(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + Cl-(aq) 
 separação dos 
íons do retículo 
cristalino 
a dissolução em 
água possibilita 
a formação de 
íons 
Ionização e dissociação iônica 
11 
Grau de ionização ou dissociação iônica: α 
Eletrólitos fortes: existem somente como íons em solução (α é praticamente 100%) 
Eletrólitos fracos: existem como uma mistura de íons e moléculas não ionizadas em 
solução. 
Sais, ácidos fortes e bases fortes 
Ácidos fracos e bases fracas Caráter molecular 
 α = nº moléculas ionizadas 
 nº moléculas dissolvidas 
 α = nº íons dissociados 
 nº íons dissolvidos 
12 
 Ácidos 
Segundo Arrhenius: ácido é todo composto molecular que em solução 
aquosa se ioniza produzindo o cátion H+. 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) 
H2SO4(aq) 2H
+(aq) + SO4
2-(aq) 
Segundo Brönsted-Lowry: ácido é uma substância (molécula ou íon) que 
pode doar um próton para outra substância. 
 
HCl(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + Cl-(aq) 
Segundo Lewis: ácido é uma substância receptora de par de elétrons 
NH3(g) + BF3(g) NH3BF3(s) 
Borano de amônia 
13 
 Ácidos 
Propriedades: 
 Sabor azedo; 
 
 Causam mudanças de coloração em certos indicadores ácido-
base (ex: alteram a coloração do papel de tornassol azul para 
vermelho); 
 
 Conduzem corrente elétrica quando em soluções aquosas; 
 
 Quando em solução presentam pH menor que 7; 
 
Neutralizam bases formando sal e água. 
14 
Hidrácidos 
Ácidos que não possuem oxigênio na fórmula 
 Ácidos 
HxA H+ Ax- 
A: ametal 
x: Nox do ametal 
Nomenclatura: 
Ácido ____________ ídrico Nome do elemento 
Ou derivação Latin 
ÍDRICO ânion ETO 
Ex: HCl: ácido clorídrico ânion cloreto 
 HF: ácido fluorídrico ânion fluoreto 
 H2S: ácido sulfídrico ânion sulfeto 
 
Cl- 
F- 
S2- 
15 
Oxiácidos 
Ácidos que possuem oxigênio na fórmula 
 Ácidos 
HxEOy H
+ EOy
x- 
E: ametal 
x: Nox do íon poliatômico 
y: nº de átomos de oxigênio 
São formados pela reação de um anidrido (óxido ácido) com a água 
Anidrido + H2O oxiácido 
16 
 SO2 + H2O H2SO3 
 Anidrido 
sulfuroso 
Ácido 
sulfuroso 
 Ácidos 
Oxiácidos 
 SO3 + H2O H2SO4 
 Anidrido 
sulfúrico 
Ácido 
sulfúrico 
Nox do S = +4 (menor Nox) 
Nox do S = +6 (maior Nox) 
OSO ânion ITO 
ICO ânion ATO 
SO3
2- : ânion sulfito 
SO4
2- : ânion sulfato 
Apenas dois Nox para o elemento E 
17 
Aumento 
do nº de 
oxigênios 
 Ácidos 
Oxiácidos 
per _____ ico 
 _____ico 
 _____oso 
hipo ____oso 
 
Nox 
+7 
+6, +5 
+4, +3, +2 
+1 
Exemplo 
HClO4 
HClO3 
HClO2 
HClO 
Ácidos 
perclórico 
clórico 
cloroso 
hipocloroso 
Aumento 
do nº de 
oxigênios 
18 
 Ácidos 
Oxiácidos 
Prefixos orto, meta e piro: 
Orto: ácido fundamental 
 
Meta: quando retira-se 1H2O do ácido orto 
 
Piro: retirada de 1H2O de duas moléculas de orto 
 
H3PO4: ácido ortofosfórico 
HPO3: ácido metafosfórico 
H4P2O7: ácido pirofosfórico 
- H2O 
- H2O 
x2 
19 
 Ácidos 
Força dos ácidos Hidrácidos 
(HxA) Fortes Moderados Fracos 
HI HF H2S 
HBr 
HCl 
HF 
HCl 
HBr 
HI 
Aumento 
do raio 
atômico 
dos 
halogênios 
Ligação mais forte 
A força da ligação diminui à medida que o tamanho de 
A aumenta e a eletronegatividade diminui. 
Força da ligação Acidez 
(Mais difícil ionizar) 
HI: ligação mais fraca; mais fácil de ionizar 
 (ácido mais forte) 
Mesmo grupo 
Fluor é mais eletronegativo 
Ligação é mais polar 
A ligação H – F é mais polar. 
Esperar-se-ia que HF fosse 
um ácido muito forte. No 
entanto, para hidrácidos, a 
força da ligação é o fator 
mais importante para se 
determinara força ácida. 
20 
 Ácidos 
Força dos ácidos 
Oxiácidos (HxEOy) 
Relação y - z 
x: nº de H 
y: nº de O 
z: nº de H ionizáveis 
H ionizáveis: H2SO4 
H3PO4 
H3PO3 
2 H ionizáveis 
3 H ionizáveis 
2 H ionizáveis 
Nem todos os hidrogênios da molécula são ionizáveis, pois a atração da 
água por grupos pouco polares não é suficiente para quebrar a ligação. 
21 
 Ácidos 
Força dos ácidos 
Oxiácidos (HxEOy) 
Relação y - z 
x: nº de H 
y: nº de O 
z: nº de H ionizáveis 
Relação Y – Z Força do ácido Exemplos 
2 ou 3 
 
Ácido forte 
 
HClO4, H2SO4, HMnO4, HNO3 
1 Ácido moderado 
 
H2SO3, H3PO4, H3PO3, H3PO2 
0 Ácido fraco HClO 
H2CO3 é considerado um ácido fraco por se decompor facilmente em H2O e CO2(g) 
22 
 Ácidos 
Força dos ácidos 
Oxiácidos com mesmo átomo central (E): 
Força ácida nº átomos de O ligados a E 
H – O – Cl H – O – Cl 
O 
O 
O 
H – O – Cl 
O 
O H – O – Cl O 
Aumento da força ácida 
H mais “positivo” 
Ácido 
hipocloroso 
Ácido 
cloroso 
Ácido 
clórico 
Ácido 
 perclórico 
Ligação H – O mais polar 
23 
 Ácidos 
Por que os oxiácidos perdem H+ e não OH-? 
 Ligação covalente 
 
 
 Polaridade do grupo hidroxila 
 
 
 Interação com água (ionização) 
 
24 
 Ácidos 
Ácidos importantes 
 H2SO4: ácido sulfúrico (água de bateria) 
 
“O ácido Sulfúrico é tido como um indicador da economia de um país, pois é o 
produto químico mais utilizado pela indústria. Sua aplicação tem larga escala, 
desde em fertilizantes e baterias de automóveis, até no refino do petróleo.” 
 
 Chuva ácida!!! 
 
 HCl: ácido clorídrico (ácido muriático) 
 
– Utilizado na limpeza de superfícies de mármore e peças metálicas (decapagem). 
 
– Suco gástrico humano. 
 
 H3PO4: ácido fosfórico (acidulante) 
 
– Usado na indústria de vidros. 
 
– Usado em refrigerantes de “cola” 
Fonte: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/uso-Acido-
sulfurico-pela-industria.htm 
25 
Exercícios 
1. (PUC-MG) A tabela apresenta algumas características e aplicações de alguns ácidos: 
 
As fórmulas dos ácidos da tabela 
são, respectivamente: 
 
a) HCl, H3PO4, H2SO4, HNO3. 
b) HClO, H3PO3, H2SO4, HNO2. 
c) HCl, H3PO3, H2SO4, HNO2. 
d) HClO2, H4P2O7, H2SO3, HNO2. 
e) HClO, H3PO4, H2SO3, HNO3. 
2. Os ácidos, segundo a teoria de ionização de Arrhenius, são compostos 
moleculares que, ao serem dissolvidos em água, geram íons H+(aq). Como é chamado 
o processo de formação de íons que ocorre quando um ácido é dissolvido em água? 
a) Dissociação iônica. 
b) Ionização. 
c) Eletrólise. 
d) Hidratação. 
e) Eletrolítica. 
26 
3. Qual das alternativas a seguir indica somente ácidos inorgânicos: 
a) HCl, H2SO4, CH3CH2COOH. 
b) H2S, CH3CH2OH, HMnO4. 
c) CH3OH, H2SO3, H3BO3. 
e) HF, HCN, H2CO3. 
4. Com relação aos oxiácidos, sabe-se que ácidos com sufixo “oso” apresentam um 
oxigênio a menos que os terminados em “ico”. Com base nisso, assinale a alternativa 
que completa corretamente os espaços em branco na tabela abaixo respectivamente: 
 
 
a) H2NO3, ácido fosforídrico, ácido sulfuroso 
b) HNO2, ácido fosforídrico, ácido sulfuroso 
c) H2NO3, ácido fosfórico, ácido sulfídrico 
d) HNO2, ácido fosfórico, ácido sulfuroso 
e) H2NO3, ácido fosfórico, ácido sulfuroso 
Exercícios 
27 
5. A água da chuva é naturalmente ácida em virtude da presença normal de 
CO2(g) (dióxido de carbono) na atmosfera, que reage com a água e forma o ácido de 
fórmula H2CO3(aq). No entanto, óxidos de enxofre, como o SO2(g), e de nitrogênio, 
como o NO2(g), contribuem para diminuir ainda mais o pH da água, porque, ao se 
combinar com ela, eles reagem e formam os ácidos H2SO3(aq) e HNO3(aq). Os nomes 
respectivos dos três ácidos mencionados são: 
a) carbônico, sulfúrico e nítrico. 
b) carbônico, sulfuroso e nítrico. 
c) carbonoso, sulfuroso e nitroso. 
d) percarbônico, persulfúrico e nítrico. 
e) hipocarbonoso, sulfúrico e hiponitroso. 
Exercícios 
6. Indique quatro espécies químicas (íons, moléculas) que existem em uma solução 
aquosa de ácido acético (CH3COOH). 
Ácido orgânico 
7. Ácido perclórico (HClO4) é um ácido forte. Quais as espécies químicas presentes, 
em maior concentração, em uma solução aquosa deste ácido? 
28 
Segundo Arrhenius: base é toda substância que em solução aquosa 
produz como ânion OH- (hidroxila). 
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq) 
Ca(OH)2(aq) Ca
2+(aq) + 2OH-(aq) 
Segundo Brönsted-Lowry: base é uma substância (molécula ou íon) que 
pode receber um próton. 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
Segundo Lewis: base é uma substância doadora de par de elétrons 
NH3(g) + BF3(g) NH3BF3(s) 
Borano de amônia 
 Bases 
iônicas 
normalmente 
moleculares 
normalmente 
29 
 Bases 
Hidróxidos de metais 
Compostos iônicos 
Sólidos 
Os hidróxidos de metais se dissociam para 
formar íons OH- e cátions de metais 
Caso particular: NH3 (amônia) 
NH3(g) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
Só existe em solução aquosa 
Base molecular 
Ligação covalente 
NH4OH(aq) 
Hidróxido de amônio 
30 
 Bases 
Nomenclatura: 
Hidróxido de ____________ Nome do elemento 
Exemplo: NaOH: Hidróxido de sódio 
 
 Ca(OH)2: Hidróxido de cálcio 
Hidróxido de _______________ Nome do elemento 
e Nox do metal em romanos 
ICO - maior Nox 
 
OSO - menor Nox 
Exemplo: Fe(OH)2: Hidróxido de ferro II 
 Hidróxido ferroso 
 
 Fe(OH)3: Hidróxido de ferro III 
 hidróxido férrico 
31 
 Bases 
Força das bases 
Bases fortes: hidróxidos de metais alcalinos (1A) e metais alcalinos 
terrosos (2A), exceto Mg(OH)2 e Be(OH)2. 
Caráter iônico menos acentuado 
Pequeno raio atômico 
Elevada EI 
Baixa AE 
Bases fracas: “NH4OH” e demais bases. 
Hidróxidos de metais de transição 
Quanto maior o caráter 
iônico da ligação 
Maior a força da base 
Caráter iônico menos acentuado 
32 
Bases importantes 
 NaOH: hidróxido de sódio (soda cáustica) 
 
– Desentupidor de ralos e esgotos 
 
– Fabricação de sabão e detergente 
 
 
 
 Ca(OH)2: Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) 
 
– Neutralização de solos ácidos 
 
– Construções 
 
 
 Al(OH)3: hidróxido de alumínio 
 
– Antiácido estomacal 
 Bases 
33 
Exercícios 
8. Com relação às propriedades das bases de Arrhenius, é incorreto afirmar: 
a) O hidróxido de amônio é uma base não-metálica, bastante solúvel em água. 
b) Os metais alcalinos formam monobases com alto grau de dissociação. 
c) As bases formadas pelos metais alcalinos terrosos são fracas, visto que são 
moleculares por natureza. 
d) Os hidróxidos dos metais alcalinos terrosos são pouco solúveis em água. 
e) Uma base é tanto mais forte quanto maior for o seu grau de dissociação. 
9. Escreva o nome das seguintes bases: 
 
a) KOH 
b) Ba(OH)2 
c) Fe(OH)2 
d) Fe(OH)3 
e) Sr(OH)2 
f) LiOH 
g) Pb(OH)2 
h) Pb(OH)4 
34 
10. Qual das afirmativas abaixo se aplica ao hidróxido de amônio? 
a) É uma base forte, solúvel em água destilada e bem estável em temperaturas altas. 
b) É uma base fraca, pouco solúvel em água destilada, mas muito estável emfunção 
da atração elétrica entre os íons NH4
+ e OH- 
c) A molécula do hidróxido de amônio é fortemente polar, tem geometria 
tetraédrica, com a oxidrila ocupando o centro do tetraedro. 
d) Na prática, quando se fala do grau de ionização do hidróxido de amônio, refere-
se, portanto, ao grau de ionização do NH3. 
e) É a única base da química inorgânica que, dissolvida em água, origina um meio 
neutro em função da volatilidade da amônia. 
Comentários: Não existe hidróxido de amônio isolado, e sim amônia em solução aquosa, 
formando uma base fraca. 
Exercícios 
35 
11. Leia o seguinte texto e responda às perguntas: 
Vazamento de amônia intoxica 24 
Pelo menos 24 pessoas foram internadas com intoxicação por causa de um 
vazamento de amônia em um abatedouro de aves em Uberaba, Minas. O acidente 
ocorreu na chegada dos funcionários da empresa [..], uma das maiores do País. 
O vazamento pode ter sido causado por uma válvula que ficou aberta durante o fim 
de semana, quando foram realizados serviços de manutenção. 
 Fonte: O Estado de S. Paulo, 10 jan. 2006, p. A16. 
 
a) Qual é a fórmula molecular da substância mencionada? 
b) Qual é o estado físico dessa substância nas condições ambiente? 
c) Que se pode afirmar sobre ela quando dissolvida em água: é ácido, base ou 
nenhum dos dois? 
d) Justifique sua resposta ao item anterior com auxílio de uma equação química. 
e) O que se pode afirmar sobre o odor dessa substância? 
f) A substância mencionada é tóxica porque, em contato com a água que existe 
dentro do nariz e dos pulmões, reage produzindo um íon negativo que é 
perigoso. Que íon é esse? 
g) Como se chama o cátion derivado da substância mencionada no texto? Qual sua 
fórmula? 
Exercícios 
36 
 Sais 
Sal: composto inorgânico que em água se dissocia em um cátion diferente 
de H+ e um ânion diferente de OH- 
Sais são produtos de reações químicas entre: 
Base + Ácido Sal + Água 
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 
Metal + Ácido Sal + H2 
Mg(s) + H2SO4(aq) MgSO4(aq) + H2(g) 
Óxido ácido + Óxido básico Sal 
CO2(g) + CaO(s) CaCO3(aq) 
37 
 Sais 
Íons que formam os sais podem ser: 
Monoatômicos: F-, Ca2+, Na+ 
Polioatômicos: SO4
2-, NO3
-, NH4
+ 
Mono 
Bi 
Tri 
Tetra 
 
Cátion 
Na+ 
Ca2+ 
Al3+ 
Sn4+ 
Ânion 
F-, NO3
-, ClO- 
SO4
2- 
PO4
3- 
P2O7
4- 
Orgânicos: CH3COO
- 
Inorgânicos: SO4
2-, Cl-, Na+ 
38 
 Sais 
Em geral: 
 
 Formam cristais 
 
 São solúveis em água 
 
 Elevados PF e PE 
 
 Quebradiços 
 
Maus condutores de eletricidade no estado sólido 
 
 Bons condutores de eletricidade quando fundidos ou em 
solução aquosa (eletrólitos fortes) 
 
 
39 
 Sais 
Nomenclatura: 
Terminação 
do ácido 
Terminação 
do ânion 
Exemplo de 
ácido 
Exemplo de 
ânion 
Exemplo de 
sal 
– ídrico – eto 
Ácido clorídrico 
HCl 
 
Cloreto 
Cl- 
 
Cloreto de 
sódio 
NaCl 
– ico – ato 
Ácido fosfórico 
H3PO4 
Fosfato 
PO4
3- 
 
Fosfato de 
magnésio 
Mg3(PO4)2 
 
– oso – ito 
Ácido sulfuroso 
H2SO3 
Sulfito 
SO3
2- 
 
Sulfito de 
cálcio 
CaSO3 
 
40 
 Sais 
Nome do 
ácido 
Nox 
Ânion (átomo 
central) 
Sal 
Hipo_____oso +1 Hipo______ito 
 
Hipoclorito de sódio 
NaClO 
_________oso +2, +3, +4 ________ito 
 
 
Clorito de sódio 
NaClO2 
_________ico +5, +6 _______ato 
 
Clorato de sódio 
NaClO3 
Per_______ico +7 Per_______ato 
 
Perclorato de sódio 
NaClO4 
Usando a regra do Nox: 
41 
12. (ITA) Soluções aquosas de NaCl, NaNO3 e Na2SO4 são três exemplos de: 
I - Misturas homogêneas; 
II - Sistemas monofásicos; 
III - Condutores iônicos; 
IV - Soluções de eletrólitos fortes. 
 
Destas alternativas estão corretas ? 
 
a) Apenas I e II. 
b) Apenas I e III. 
c) Apenas I e IV. 
d) Apenas II, III e IV. 
 e) Todas. 
Exercícios 
42 
 Óxidos 
Lousa 
43 
 Hidretos 
Lousa 
44 
13. Descreva o que são ácidos e bases de acordo com a teoria de Arrhenius e 
escreva um exemplo de cada, mostrando sua equação em solução aquosa. 
 
14. Explique a diferença entre hidretos iônicos e moleculares e dê dois exemplos 
de cada. 
 
15. O gás amônia, NH3 (g), é uma substância que tem o comportamento básico 
nas teorias de Arrhenius e Brönsted-Lowry. Escreva a equação que 
exemplifique este fato. Justifique. 
 
16. O que são oxiácidos e hidrácidos? Dê exemplos. 
 
17. O que são óxidos? 
 
18. Escreva sobre o tipo de ligação química e dê exemplos para: 
a) Óxidos básicos 
b) Óxidos ácidos 
c) Óxidos neutros 
 
19. O que são os sais? Dê exemplos. 
Exercícios 
45 
20. Certa substância, ao interagir com a água, forma uma solução alcalina e 
melhor condutora de eletricidade que a água pura. Esta substância é: 
a) Hg 
b) CO2 
c) NO 
d) Na 
e) CH3COOH 
 
21. Alguns compostos, quando solubilizados em água, geram uma solução 
aquosa que conduz eletricidade. 
 
I- Na2SO4 
II- O2 
III- C12H22O11 
IV- KNO3 
V- CH3COOH 
VI- NaCl 
Exercícios eletrólitos 
Dos compostos ao lado, formam solução 
aquosa que conduz eletricidade: 
 
a) apenas I, IV e VI 
b) apenas I, IV, V e VI 
c) todos 
d) apenas I e VI 
e) apenas VI 
46 
22. Considere as afirmações a seguir relativas aos tipos de ligações 
químicas. 
 
I - Num fio de cobre, os elétrons dos níveis de valência dos átomos 
formam a nuvem eletrônica responsável pela união destes átomos 
e pela boa condutividade elétrica do metal. 
II - Substâncias moleculares como os açúcares, têm pontos de fusão 
mais elevados do que os de substâncias iônicas como os sais. 
III - Amostras de vinagre conduzem a corrente elétrica porque têm 
íons em movimento. 
 
É possível afirmar que APENAS 
(A) I é correta. 
(B) II é correta. 
(C) III é correta. 
(D) I e III são corretas. 
(E) II e III são corretas. 
 
 
. 
 
23. A condutibilidade elétrica de uma 
solução aquosa depende 
I. do volume da solução; 
II. da concentração de íons hidratados; 
III. da natureza do soluto. 
Exercícios eletrólitos 
Dessas afirmações, APENAS 
(A) I é correta. 
(B) II é correta. 
(C) III é correta. 
(D) I e II são corretas. 
(E) II e III são corretas 
47 
24. Os sistemas: 
 
I - Fio de cobre metálico: Cu(s); 
II- Solução aquosa de sulfato de cobre: CuSO4(aq); 
III - Cloreto de sódio fundido: NaCl(aq); 
são condutores de eletricidade. As partículas responsáveis pela condução da 
corrente elétrica, em cada sistema, são, respectivamente, 
 
(A) elétrons, íons e íons. 
(B) elétrons, elétrons e elétrons. 
(C) átomos, íons e moléculas. 
(D) cátions, ânions e elétrons. 
(E) átomos, cátions e ânions. 
 
 
25. A água destilada torna-se boa condutora de corrente elétrica, se nela for 
borbulhado gás: 
(A) N2O 
(B) H2 
(C) SO3 
(D) CO 
(E) He 
Exercícios eletrólitos 
48 
26. Considere as seguintes amostras: 
 
I - solução aquosa de frutose 
II - cloreto de sódio sólido 
III - solução de iodo em tetracloreto de carbono 
IV - solução aquosa de metanol 
V - iodeto de potássio liquefeito 
 
Qual delas é boa condutora da corrente elétrica? 
(A) I (B) II (C) III (D) IV (E) V 
 
27. Todas as alternativas apresentam exemplosde partículas carregadas, 
responsáveis pela condução de eletricidade, EXCETO 
 
(A) elétrons ao longo dos planos de átomos de carbono na grafita. 
(B) elétrons de valência num metal. 
(C) íons alumínio e fluoreto no fluoreto de alumínio fundido. 
(D) íons sódio e cloreto num cristal de cloreto de sódio. 
(E) íons sulfato e cobre numa solução de sulfato de cobre. 
 
Exercícios eletrólitos 
49 
28. O ácido clorídrico puro (HCl) é um composto que conduz muito mal a 
eletricidade. A água pura (H2O) é um composto que também conduz muito mal 
a eletricidade; no entanto ao dissolvermos o ácido na água, formamos uma 
solução que conduz muito bem a eletricidade, o que deve à 
 
(A) dissociação da água em H+ e OH. 
(B) ionização do HCl formando H+ e Cl. 
(C) transferência de elétrons da água para o HCl. 
(D) transferência de elétrons do HCl para a água. 
(E) reação de neutralização do H+ da água com Cl do HCl. 
 
 29. A experiência a seguir é largamente utilizada para diferenciar soluções 
eletrolíticas de soluções não eletrolíticas. O teste está baseado na condutividade 
elétrica e tem como consequência o acendimento da lâmpada. 
A lâmpada acenderá quando no recipiente estiver presente a seguinte solução: 
 
a) O2(g) 
b) H2O(g) 
c) HCℓ(aq) 
d) C6H12O6(aq) 
Exercícios eletrólitos 
50 
30. (Cesgranrio-SP) O ácido clorídrico puro (HCℓ) é um composto que 
conduz muito mal a eletricidade. A água pura (H2O) é um composto que 
também conduz muito mal a eletricidade; no entanto, ao dissolvermos o 
ácido na água, formamos uma solução que conduz muito bem a 
eletricidade, o que se deve à: 
 
a) dissociação da água em H+ e OH-. 
b) ionização do HCℓ, formando H3O
+ e Cℓ-. 
c) transferência de elétrons da água para o HCℓ. 
d) transferência de elétrons do HCℓ para a água. 
e) reação de neutralização do H+ da água com o Cℓ- do HCℓ. 
 
 
 31. Em condições ambientes, o cloreto de sódio, NaCℓ, é sólido, e o cloreto 
de hidrogênio, HCℓ, um gás. Ambos não conduzem corrente elétrica nessas 
condições, mas podem se tornar eletrólitos quando dissolvidos em água. 
Explique por que isso ocorre. 
 
Exercícios eletrólitos 
51 
Conceitos modernos de ácidos e bases 
Primórdios da química experimental: identificação de ácidos e base por 
suas propriedades características 
 
Ácidos: sabor azedo (ácido cítrico) 
Bases: sabor amargo; escorregadios (sabão) 
 
 
1884: Arrhenius 
 
Ácidos: substâncias que quando dissolvidas em água produzem íons H+. 
Bases: substâncias que quando dissolvidas em água produzem íons OH-. 
 
 
 
Teoria restrita para soluções aquosas. 
HCl H+ + Cl- 
H2O 
 NaOH Na+ + OH- 
H2O 
pH das soluções 
52 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
Enfoca a transferência de próton de uma substância para outra. 
H+ 
Íons H+ interagem fortemente com pares de elétrons não-ligantes . 
 
Por exemplo: íons H+ interagem com a molécula de água para 
formar o íon hidrônio (H3O
+) 
O 
H H 
H+ + O 
H H 
H 
 Reações ácido-base envolvem a transferência de prótons. 
53 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
Ácido: é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton 
para outra substância. 
Base: é uma substância (molécula ou íon) que pode receber um 
próton. 
Ácido 
em 
água 
HCl: ácido de Brönsted-Lowry (doa um próton para a água) 
H2O: base de Brönsted-Lowry (recebe um próton do HCl) 
 
O 
H H 
HCl + O 
H H 
H 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
+ 
+ Cl - 
54 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
H2O: ácido de Brönsted-Lowry (doa um próton para a amônia) 
NH3: base de Brönsted-Lowry (recebe um próton da água) 
 
Base: é uma substância (molécula ou íon) que pode receber um 
próton. 
H2O: pode atuar como ácido ou base de Brönsted-Lowry, 
dependendo da situação. 
Substância anfótera 
Base 
em 
água 
O 
H H 
N 
H H 
H 
NH3(g) + H2O NH4
+ + OH- 
+ 
+ OH - 
N 
H H 
H 
+ 
H 
55 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
Ácido 
+ 
base 
H2O: atua como solvente 
Uma substância pode atuar como ácido de Brönsted-Lowry apenas se outra 
substância atuar como base de Brönsted-Lowry. 
Ácido: deve ter um átomo de H que possa perder como um íon H+. 
Base: deve ter um par de elétrons não-ligante que possa ser usado para 
ligar o H+. 
N 
H H 
H 
NH3(g) + HCl NH4
+ + Cl- 
+ 
+ Cl - N 
H H 
H 
+ 
H 
HCl 
Base de 
Brönsted-
Lowry 
Ácido de 
Brönsted-
Lowry 
H2O 
56 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
Ácidos e bases conjugadas 
Em qualquer equilíbrio ácido-base tanto a reação direta (para a direita) quanto 
a reação inversa (para a esquerda) envolvem transferência de próton. 
Equilíbrio de Brönsted-Lowry 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
Ácido de 
Brönsted-Lowry 
(doa próton) 
 
Base de Brönsted-
Lowry 
(recebe próton) 
 
Base conjugada 
do HCl 
(recebe próton) 
 
Ácido conjugado 
da H2O 
(doa próton) 
 
Par ácido-base conjugada 
Par base-ácido conjugado 
HCl e Cl- 
H2O e H3O
+ 
57 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry 
Ácidos e bases conjugadas 
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 
Ácido de 
Brönsted-Lowry 
(doa próton) 
 
Base de 
Brönsted-Lowry 
(recebe próton) 
 
Base conjugada 
da H2O 
(recebe próton) 
 
Ácido conjugado 
da NH3 
(doa próton) 
 
Par ácido-base conjugada 
Par base-ácido conjugado 
NH3 e NH4
+ 
H2O e OH
- 
Adicionar H+ Remover H+ 
Quanto maior a força da base, menor a força do ácido conjugado 
Quanto maior a força do ácido, menor a força da base conjugada 
Grau de 
ionização/dissociação 
58 
Teoria eletrônica de Lewis 
Enfatiza o par de elétrons compartilhado 
Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons 
 
Base de Lewis: doador de par de elétrons 
 
A definição de Lewis aumenta o número de espécies que podem ser 
consideradas como ácidos. 
 
Reação fundamental: formação de aduto A – B, onde A e :B se unem 
pelo compartilhamento de elétrons fornecidos pela base. 
 
 F 
B 
F F 
N 
H H 
H 
+ N 
H 
H 
H 
F 
F 
F 
Ácido de Lewis 
(deficiente em elétrons) Base de Lewis 
(possui par de elétrons)