Funçoes inorganicas

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Capítulo V - FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS 
Ementa: Funções inorgânicas - Diferenciação e propriedades 
Os compostos da química inorgânica estão divididos em quatro grupos, segundo o 
conceito de Arrhenius: ácidos, bases, sais e óxidos. Cada um dos compostos destes 
grupos recebe um sistema de nomenclatura dinâmica, baseado na composição da 
espécie em questão e no número de oxidação (NOx). 
 
a) ÓXIDOS 
São substâncias formadas por apenas dois tipos de elementos químicos, sendo que o 
oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
 
São divididos em 5 subgrupos: Óxidos Básicos, Óxidos Ácidos, Óxidos Neutros, 
Óxidos Anfóteros e Óxidos Salinos (ou Duplos). 
 
Óxidos básicos 
São formados por metais das famílias 1A ou 2A + oxigênio. Esses óxidos reagem com a 
água para formar bases e reagem com ácidos para formar sal + água. 
 
Óxido de (Nome do Metal) - o nome do metal poderá ser acompanhado pelos 
sufixos OSO/ICO ou NOx em algarismos romanos quando o metal tiver mais de 
um NOx. 
 
Exemplos e nomenclatura de óxidos básicos 
Óxido de sódio Na2O Óxido de magnésio MgO 
Óxido de ferro II ou Óxido ferroso FeO 
Óxido de ferro III ou Óxido férrico Fe2O3 
 
Óxidos ácidos (também chamados Anidridos) 
São formados por oxigênio + ametal e reagem com a água para formar ácidos. 
(Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do 
Ametal) 
Em alguns casos, usa-se o nome anidrido, normalmente para ametais que formam 
vários óxidos. 
anidrido + [hipo ou per](Nome do Ametal)(ico ou oso) 
 
Exemplos e nomenclatura de óxidos ácidos 
anidrido bórico B2O3 anidrido carbônico ou dióxido de carbono CO2 
anidrido nitroso N2O3 anidrido nítrico N2O5 ou pentóxido de dinitrogênio 
anidrido sulfuro SO2 anidrido sulfúrico SO3 trióxido sulfúrico 
anidrido hipocloroso Cl2O anidrido cloroso Cl2O3 anidrido clórico Cl2O5 
anidrido perclórico Cl2O7 
 
Óxidos neutros 
Não reagem com a água, mas reagem com oxigênio quando for possível aumentar o 
NOX do cátion. Muitas vezes não existe uma regra geral para estes compostos. 
Exemplo: 
- CO - monóxido de carbono 
2 
 
- NO - óxido nítrico 
- NO2 - dióxido de nitrogênio 
 
Óxidos Anfóteros 
Reagem com a água podendo formar ácidos ou bases. 
Exemplo: 
ZnO - óxido de zinco. 
Óxidos salinos (ou duplos) 
São formados da junção de dois óxidos, do mesmo metal, com nox diferentes. Reagem 
apenas com ácidos fortes. Com exceção do Pb2O3, os cátions possuem NOX +8/3. 
Óxido + duplo/salino de + nome do metal + nox dos óxidos formadores 
Exemplo: 
- Fe3O4 - óxido duplo de ferro II-III 
- Pb2O3 - óxido salino de chumbo II-IV 
 
Peróxidos 
São compostos inorgânicos que possuem em sua estrutura (O2)
-2
 + metal. O NOx do 
oxigênio nestes compostos vale -1. 
Nomenclatura - (Peróxido de) + (nome do metal) 
Exemplos: 
- H2O2 - peróxido de hidrogênio (água oxigenada); 
- Na2O2 - peróxido de sódio; 
- MgO2 - peróxido de magnésio. 
Obs.: apesar das fórmulas possuírem índices iguais, não podemos simplificá-las como 
escrever HO ao invés de H2O2, pois a simplificação não mostra a realidade do composto 
 
Caráter ácido e básico dos óxidos 
- Óxido básico ou óxido iônico: metal de nox baixo + oxigênio 
 
Óxido Básico + água = Na2O + H2O --> 2 NaOH 
 
Óxido Básico + Ácido = Na2O + H2SO4 --> Na2SO4 
 
- Óxidos ácido: não metal, semi metal ou metal de nox  4 + oxigênio 
 Os óxidos reagem com água tanto produzindo ácidos quanto produzindo bases. 
 
Os óxidos de metais geralmente produzem bases em águas e reagem com ácidos 
(produzindo sal+água) – são chamados óxidos básicos: 
MgO + H2O -> Mg(OH)2 
MgO + 2 HCl -> MgCl2+ H2O 
 
Os óxidos de não metais geralmente reagem com a água produzindo ácidos e também 
reagem com bases (produzindo sal+água) – são chamados óxidos ácidos: 
SO2+ H2O -> H2SO3 
CO2+ NaOH -> Na2CO3+ H2O 
 
Os óxidos de alguns elementos entre metais e não metais reagem tanto com bases 
quanto com ácido, sendo substâncias anfotéricas: 
Al2O3+ 6 HCl -> 2 AlCl3+ 3 H2O 
3 
 
Al2O3+ 2 NaOH + 3H2O -> 2 Na[Al(OH)4] 
 
A Figura 1 mostra a distribuição do caráter ácido na Tabela Periódica. 
 
 
Figura 1 – O caráter ácido e básico dos óxidos na Tabela Periódica 
 
nox +1 +2 +3 
Consultar Peter Atkins - Princípios de Química pg 105-111 ver item J.4 e figura 
J.3 
 
Exemplos 
1 - Dar a nomenclatura para: a) CuO; b) Ag2O; c) CO2; d) K2O 
2 - Escrever a fórmula de: a) óxido de magnésio; b) óxido de lítio; c) óxido niquélico; 
d) óxido cobaltoso 
 
B) BASES 
Base é um composto que recebe prótons do ácido e se dissocia em água liberando íons 
hidróxido (OH
-
) como único ânion. 
 
Classificação de bases 
- de acordo com o número de hidroxilas: 
monobásica ou base monohidroxilada (hidróxido de amônio NH4OH; hidróxido de 
sódio NaOH), dibase (hidróxido de cálcio Ca(OH)2; hidróxido de ferro II ou hidróxido 
ferroso Fe(OH)2), tribase (hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico Fe(OH)3, 
hidróxido de alumínio Al(OH)3) e tetrabase (Sn(OH)4); 
- de acordo com a força: 
bases fortes (hidróxidos de metais alcalinos), bases moderadas (hidróxidos de metal 
alcalino terrosos) e bases fracas (hidróxido de amônio e demais bases); 
- de acordo com a solubilidade: 
solúveis (hidróxidos de metais alcalinos e hidróxido de amônio), parcialmente solúveis 
(hidróxido de metais alcalino terrosos) e pouco solúveis (as demais). 
 
Nomenclatura de bases 
1ª maneira: 
4 
 
- Hidróxido de (Nome do metal ou grupo ligado á hidroxila) - usado quando o metal ou 
grupo ligado à hidroxila possui apenas um NOx. 
Exemplos: 
- hidróxido de sódio (NaOH); 
- hidróxido de amônio (NH4OH); 
- hidróxido de alumínio (Al(OH)3) 
 
2ª maneira (quando o metal tem 2 NOx): 
Hidróxido de (nome do metal) seguido do sufixo oso (para o menor NOx) ou ico (para o 
maior NOx) 
Exemplos 
- hidróxido férrico {Fe(OH)3} - ferro (Fe) com NOx = +3; 
- hidróxido ferroso {Fe(OH)2} - ferro (Fe) com NOx = +2. 
 
3ª maneira (quando o metal tem 2 ou mais NOx): 
Hidróxido de (nome do metal) + NOx em algarismos romanos (opcionalmente entre 
parêntesis) 
- hidróxido de ferro (III) {Fe(OH)3} - ferro (Fe) com NOx = +3; 
- hidróxido de ferro (II) {Fe(OH)2} - ferro (Fe) com NOx = +2. 
 
Observação 
- Como a carga da Hidroxila, (OH)
-
, é sempre igual a -1, para identificar o NOx do 
metal ou grupo ligado à hidroxila, basta olhar qual o índice do grupo OH
-
 (na fórmula): 
- KOH - como não há índice no grupo OH
-
, indica que a carga do metal potássio é +1; 
- Ca(OH)2 - o índice 2 indica que a carga do cálcio é +2; 
- Al(OH)3 - o índice 3 indica que a carga do alumínio é +3; 
- Pb(OH)4 - o índice 4 indica que a carga do chumbo é +4. 
 
Indicadores ácido-básico 
Indicador Cor ácida Cor básica 
Fenoftaleína Incolor Vermelho 
Tornassol Vermelho Azul 
Alaranjado de metila vermelho Amarelo 
 
Exemplos 
1 - Dar a nomenclatura para: a) Cu(OH)2; b) AgOH; c) Pb(OH)4; d) KOH 
2 - Escrever a fórmula de: a) hidróxido de magnésio; b) hidróxido de lítio; c) hidróxido 
niquélico; d) hidróxido cobaltoso 
 
 
C) ÁCIDOS 
É um composto que contem hidrogênio e reage com água para formar íon hidrogênio 
(íon H
+
 também chamado de próton e pode ser representado como o íon H
+ 
hidratado = 
íon oxônio ou hidrônio H3O
+
) 
 
HNO3 + H2O  H
+ 
+ NO3
-
 (reação química simplificada mostrando próton ou íon 
hidrogênio) 
 
HNO3 + H2O  H3O
+ 
+ NO3
-
 (reação química completa mostrando o íon hidrônio)5 
 
 
Classificação de ácidos 
1 - quanto ao número de elementos químicos 
binário (HCl, H2S), ternário (HNO3, H2SO4) e quaternário (HCNO ácido ciânico, HCNS 
ácido tiociânco). 
2 - quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
monoácido (HNO3, HClO, H3PO2), diácido (H2CO3, H3PO3), triácido (H3PO4), tetrácido 
(H4SiO4, H4P2O7). 
3 - quanto a presença de oxigênio no ânion 
- Hidrácidos (não apresentam átomos de oxigênio, formados por hidrogênio mais um 
elemento) . Exemplo: (HCN) 
- Oxiácidos (apresentam átomos de oxigênio; formados por hidrogênio, oxigênio mais 
um elemento). Exemplo: HClO4 
 
4 - quanto a força 
forte (HCl. HBr, HI, HNO3), semi forte (HNO2) e fraco (HCN, H3BO3). 
 
Nomenclatura de ácidos 
 
Ácido + nome do ânion trocando a terminação 
Terminação do ânion Terminação do ácido 
eto (hidrácido) idrico (hidrácido) 
ito (oxiácido) oso (oxiácido) 
ato (oxiácido) Ico (oxiácido) 
 
Nomenclatura dos Hidrácidos 
Ácido + Nome do elemento químico ligado ao hidrogênio + ídrico 
Exemplos: 
- ácido clorídrico (HCl); ácido bromídrico (HBr) 
- ácido fluorídrico (HF); ácido iodídrico (HI) 
- ácido sulfídrico (H2S); ácido cianídrico (HCN) 
 
Nomenclatura dos Oxiácidos 
Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo 
 
De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) 
temos o prefixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior 
NOx: 
- Coluna 14 ou 4A: - ácido carbônico (H2CO3) - carbono (C) com Número de Oxidação 
(NOx) = +4 (único ácido inorgânico com carbono). 
 
- Coluna 15 ou 5A: 
- ácido nitroso (HNO2) - nitrogênio (N) com NOx = +3; 
- ácido nítrico (HNO3) - nitrogênio (N) com NOx = +5. 
 
- Coluna 16 ou 6A: 
- ácido sulfuroso (H2SO3) - enxofre (S) com NOx = +4; 
- ácido sulfúrico (H2SO4) - enxofre (S) com NOx = +6. 
 
6 
 
- Coluna 17 ou 7A: 
- ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório 
quando temos o elemento central com carga 1); 
- ácido cloroso (HClO2) - cloro (Cl) com NOx = +3; 
- ácido clórico (HClO3) - cloro (Cl) com NOx = +5; 
- ácido perclórico (HClO4) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é 
obrigatório quando temos o elemento central com carga 7, como em Permanganato de 
potássio). 
 
Observações 
- seguem a mesma nomenclatura os ácidos formados pelos elementos iodo (I) e bromo 
(Br), pertencentes também à coluna 17 ou 7A; 
- o elemento flúor (F) também pertencente à coluna 17 ou 7A não forma oxiácidos. 
 
Exemplo 
1 - Dar a nomenclatura para: a) H2S; b) H2SO3; c) H2SO4; d)HClO4 
D) SAIS 
Compostos inorgânicos com um pelo menos um Cátion diferente de H+ e pelo menos 
um ânion diferente de (OH)
-
. 
 
Obtenção de sais 
Podem ser obtidos pela neutralização entre um ácido e uma base → sal + água 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
HNO3 + Ba(OH)2  Ba(NO3)2 + 2 H2O 
Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3 H2O 
 
Classificação de sais 
a) quanto a natureza dos íons presentes 
a1) sal neutro: produto da neutralização completa (NaCl, K3PO4); 
a2)sal ácido (ou hidrogenossal): possuem íon H
+
 (NaHCO3, BaHPO4); 
a3) sal básico (ou hidroxissal): possuem íon OH
-
 (CaOHCl, Al(OH)2Br); 
b) quanto a solubilidade 
b1) solúvel (sal de metal alcalino, de amônio, nitratos e acetatos); 
b2) pouco solúveis (consultar tabela de solubilidade devido as inúmeras exceções). 
 
Nomenclatura de sais 
Considerando os 3 subgrupos: Sais neutros, Sais ácidos e Sais básicos, cada grupo 
apresenta uma diferença na nomenclatura, pois a nomenclatura depende dos reagentes 
envolvidos da reação de neutralização que formam o sal em questão. 
 
Sais neutros 
Uma reação comum de formação de sais é: ácido + base = sal + água. 
Assim, o nome do sal deriva do ácido e da base que o formam. A primeira parte do 
nome do sal (ânion) deriva do ácido, com a seguinte variação: 
Sufixo do sal | Sufixo do ácido 
eto | ídrico 
ito | oso 
ato | ico 
Exemplo 
7 
 
HCl + NaOH = NaCl + H2O 
Ácido + Base = Sal + Água 
ácido clorídrico + hidróxido de sódio = cloreto de sódio + água 
O ácido clorídrico doou o ânion Cl
-
 que passou a chamar cloreto; 
O hidróxido de sódio doou o cation Na
+
, que manteve o nome, sódio. 
 
Sais Ácidos ou Hidrogenossais 
São sais provenientes da neutralização parcial de um ácido, resultando num sal que 
possui pelo menos um átomo de hidrogênio que não foi neutralizado pela base. 
Sal = (Mono/Di/Tri/etc. Hidrogeno) + (Nome do ânion) + (Nome do Cátion) 
Exemplo 
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O 
(Ácido) + (Base) = (Sal ácido) + água 
(Ácido fosfórico) + (Hidróxido de sódio) = (Diidrogeno fosfato de sódio) + água 
 
NaH2PO4 - Diidrogeno fosfato de sódio (cuidado para não colocar o h do hidrogeno, 
pois não existe em português desta forma!!!); 
Obs.: nomenclatura comum para sais ácidos: 
NaHCO3 - hidrogeno carbonato de sódio (nome oficial), bicarbonato de sódio (nome 
comum), carbonato ácido de sódio (nome comum). 
Sais básicos ou hidroxissais 
São sais provenientes da neutralização parcial de uma base, resultando num sal que 
possui pelo menos uma hidroxila que não foi neutralizada pelo ácido. 
(Mono/Di/Tri/etc. + hidróxi) + (nome do ânion) + (nome do cátion) 
Exemplo 
HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(OH)NO3 + H2O 
(Ácido) + (Base) = água + (Sal básico) 
(Ácido nítrico) + (Hidróxido de cálcio) = (hidróxi nitrato de cálcio + água) 
Obs.: podemos também escrever monoidróxi nitrato de cálcio. 
Pb(OH)3Cl - triidróxi cloreto de chumbo IV (ou plumbico); 
Pb(OH)2Cl2 - diidróxi cloreto de chumbo IV (ou plumbico). 
Obs.: nomes comuns para sais 
Pb(OH)3Cl - cloreto tribásico de chumbo IV (ou plumbico); 
Pb(OH)2Cl2 -cloreto dibásico de chumbo IV (ou plumbico). 
 
 
D) HIDRETOS METÁLICOS 
São compostos inorgânicos nos quais temos um metal ligado ao hidrogênio, tendo o 
hidrogênio NOx = -1. 
Nomenclatura - (Hidreto de) + (nome do metal) 
Exemplos: 
- NaH - hidreto de sódio; 
- LiH - hidreto de lítio; 
- KH - hidreto de potássio; 
- MgH2 - hidreto de magnésio 
 
 
 E) NITRETOS 
8 
 
Nitretos são compostos inorgânicos que apresentam como anion o elemento nitrogênio 
com estado de oxidação -3 (N
-3
) geralmente ligado a metais. Estes compostos têm uma 
vasta gama de propriedades e aplicações. Entre estas, pode-se citar: 
• refratários 
• lubrificantes - BN 
• ferramentas de corte - Si3N4 
• isolantes - BN, Si3N4 
• semiconductores - GaN, AlN 
• tratamento de metais(metal coatings) - TiN, Fe2N 
• células de combustíveis, Li3N 
 
Esta família de compostos, que possui o nitrogênio na sua composição, em particular 
com elementos que possuem eletronegatividade menor ou igual a do nitrogênio. 
Dependendo do elemento ligante, os nitretos formados podem ser classificados em 5 
categorias (Figura 2.), dependendo da sua estrutura eletrônica e do tipo de ligação em: 
• intersticiais, 
• covalentes, 
• intermediários, 
• iônicos (saltlike) 
• voláteis. 
As propriedades físicas e químicas dos nitretos estão diretamente relacionadas com: 
i - diferença de eletronegatividade entre os elementos formadores, 
ii - diferença de de raio atômico e 
iii - natureza da ligação química. 
Quando o nitrogênio combina-se com metais, de tal forma que a diferença de 
eletronegatividade e raio atômico são grandes, o nitrogênio tende a acomodar-se nos 
interstícios da rede metálica. 
Já quando esta diferença é pequena, o nitreto formado é essencialmente covalente, nesta 
incluem-se os do Grupo 13 (B, Al, Ga, In e Tl), e são compostos não metálicos. Os 
metais de transição,Grupo 3 a 12, formam os nitretos intermediários que se decompõem 
rapidamente e são quimicamente instáveis (Co, Mn, Fe e Ni). 
 Finalmente, os nitretos formados a partir dos metais alcalinos têm características 
puramente iônicas. 
De particular interesse devido às suas implicações tecnológicas, o nitreto intermediário 
formado pela presença do N na rede cristalina do Fe e pela própria estrutura pode levar 
o material formado, da condição de ferromagneto fraco para um ferromagneto muito 
forte. Além das implicações práticas imediatas destes efeitos, o interesse na 
investigação das propriedades deste nitreto (Fe-N) se deve também ao fato de ser o Fe o 
mais barato dos materiais magnéticos. 
Outra família que tem atraído o interesse da indústria são os nitretos semicondutores, 
que se enquadram nos chamados semicondutores de “gap” largo (wide bandgap 
semiconductor - WBG), juntamente com o carbeto de silício, SiC, por terem a energia 
do gap Eg variando na faixa de 0, 7 − 6, 2 eV . Além do seu alto gap, os nitretos 
apresentam alta ionicidade, ligações químicas muito curtas, baixa compressibilidade, 
boa estabilidade térmica e são inertes a ataques químicos e de radiação. Some a isso não 
representam risco ao meio-ambiente. 
Os nitretos - AlN, GaN, InN e suas ligas ternárias e quaternárias são também 
conhecidos como semicondutores do grupo 13 a 15. Como o nome sugere, o alto 
9 
 
"’gap"’ de energia implica em comprimentos de onda de emissão/absorção que são 
compatíveis com dispositivos ópticos. 
Semicondutores típicos desta classe, emitem/absorvem comprimentos de onda na faixa 
do visível, verde/azul e comprimentos ainda mais curtos como na faixa do violeta ao 
ultravioleta. 
Outra característica importante destes compostos 13 a 15, que representa uma vantagem 
sobre os outros WBG é a sua alta seletividade espectral, devido a seu gap ser do tipo 
direto, permitindo assim um controle fino da frequência de corte, controlando-se apenas 
a composição molar de sua liga ternária (Ex.: AlxGa1−xN) e a facilidade para se 
construir dispositivos de heterojunção. 
Estas propriedades os tornam potenciais candidatos para o desenvolvimento de 
dispositivos optoeletrônicos e dispositivos eletrônicos para altas potências e 
temperaturas. Como exemplo de aplicação tecnológica dos semicondutores de alto 
“gap” os LEDs azuis são um bom representante e, além deste, tem-se: dio- dos laser, 
fotodiodos, sensores fotocondutivos, dispositivos de modulação óptico-óptico, SAW 
(surface acoustic waves) entre outros. 
Os dispositivos emissores de luz baseados em semicondutores são em geral pequenos, 
leves e de vida média longa quando comparados com outras fontes de luz. Em 
particular, os semicondutores de alto “gap” tem adquirido uma importância muito 
grande na indústria eletrônica como fontes de luz em displays coloridos, iluminação de 
luz branca, fontes de ultravioleta e lasers de diodo no azul-violeta para aplicações em 
DVD de alta densidade. Este interesse intenso nestes materiais só veio a acontecer 
depois da experiência de sucesso que criou o led azul em 1990. 
Além das aplicações para emissão/absorção de luz, tem-se utilizado das suas 
propriedades piezoelétricas para a fabricações de dispositivos eletroacústicos para 
aplicações em altas frequências como filtros de rf, sensores e dispositivos MEMS. 
 
Fonte consultada 
Caracterização Óptica e Morfológica de MicroestruturasAutoorganizadas e Filmes de 
Óxido de Zinco (ZnO) Fabricados por Pirólise com Nebulizador Ultrassônico. 
Autor: Thiago Gomes da Silva Disponível 
em:<http://dspace.c3sl.ufpr.br/dspace/bitstream/handle/1884/23964/dissertacao%20thia
go%20Gomes%20da%20Silva%20fisica.pdf;jsessionid=7EA29486AEDF9943D49195
E42D5CA36C?sequence=1> 
 
Alguns Conceitos Sobre Semicondutores e Física do Estado Sólido 
A classificação dos sólidos cristalinos quanto à ocupação das bandas de energia pelos 
elétrons é a forma mais comum para um primeiro entendimento sobre possíveis 
propriedades intrínsecas desses materiais, como por exemplo, a sua condutividade 
elétrica e como esta se comporta mediante uma mudança de temperatura. 
 
Figura 2 - Classificação dos sólidos com relação à banda de energia proibida, 
separando-os em isolante a), semicondutor b) e condutor c) 
 
10 
 
 
Observando a Figura 2, que é um esquema de classificação dos sólidos cristalinos por 
meio da sua estrutura de bandas, vemos que a distinção entre um isolante e um 
semicondutor (casos a e b) geralmente se faz por meio da largura da banda de energia 
proibida, amplamente conhecida na literatura como energia de gap. Para um condutor 
(caso c) há a sobreposição das bandas, inexistindo uma banda proibida de energia e os 
elétrons podem se movimentar pelo sólido. Apesar dos semicondutores já terem sido 
intensamente estudados, ainda existe uma grande divergência por parte dos 
pesquisadores para se estabelecer um limite superior da energia de gap que diferencie 
isolantes de semicondutores. Materiais semicondutores são aqueles com energia de gap 
de até 2 eV. A partir da teoria dos sólidos para elétrons quase-livres, na qual os elétrons 
das camadas mais externas sofrem fraca interação com os núcleos atômicos, temos a 
definição dos semicondutores homogêneos como sendo materiais que possuem uma 
separação intermediária em escala de energia entre as bandas de valência e de condução, 
conforme visto na Figura 2(b). Na temperatura do zero absoluto (0K) todos os níveis de 
energia da banda de valência estão preenchidos, enquanto que os da banda de condução 
estão vazios. Neste caso, a energia inicial do sólido, conhecida por energia de Fermi 
(Ef), possui um valor igual a metade do valor de separação da energia de gap. Com o 
aumento da energia térmica os elétrons vencem a energia de gap, os níveis da banda de 
condução começam a ser preenchidos e consequentemente a condutividade elétrica do 
semicondutor aumenta. A dissipação elétrica no semicondutor existe, mas é superada 
pela quantidade de portadores que são gerados. O espaço deixado na banda de valência 
pelo elétron promovido à banda de condução também participa do processo 
comportando-se como uma carga positiva. Estes são conhecidos como buracos. Devido 
a esse crescimento na condutividade elétrica, que facilita a transição eletrônica para os 
níveis de condução, os semicondutores podem ser precursores de dispositivos que 
trabalham em temperaturas relativamente altas, quando comparados aos condutores, os 
quais possuem um aumento na resistividade elétrica, diminuindo o tempo médio entre 
colisões entre os portadores de carga e perdendo eficiência por efeito Joule. Usados 
também como chaveadores de corrente, como é o caso dos transistores, os 
semicondutores ganharam espaço e dominam o mercado de tecnologia de ponta e de 
novas áreas de pesquisa. Entretanto, na indústria, não somente a energia de gap, mas 
também a qualidade dos dispositivos está relacionada à facilidade de promoção dos 
elétrons vencendo a energia de gap e da recombinação dos portadores gerando fótons. 
Quando uma determinada forma de transferência de energia, como por exemplo, a 
injeção eletrônica ou radiação eletromagnética, é suficiente para excitar um 
11 
 
semicondutor além da sua energia de gap, a absorção dessa energia faz com que os 
elétrons da banda de valência sejam promovidos para a banda de condução, gerando 
assim um par elétron-buraco, o qual pode passar para um estado ligado, também 
conhecido por éxciton. Depois de um determinado tempo de relaxação, geralmente da 
ordem de nano a micro segundos, esses elétrons decaem para os níveis de valência 
gerando uma recombinação do par. Para materiais que têm gaps diretos, a excitaçãopode ser somente devido à fonte externa ao material e após a recombinação existe a 
emissão de um fóton por parte do semicondutor, com energia igual à energia da banda 
de gap característica desse semicondutor. Contudo, para materiais com gaps indiretos, 
como é o caso do silício e do germânio bulks, isto é, medidos a partir de uma quantidade 
espessa desse material, além da energia de gap, a energia do fóton deve ser acrescentada 
à energia de uma vibração intrínseca da rede do material. Por isso, materiais com gap 
indireto possuem menor probabilidade de recombinação com emissão de um fóton 
característico do semicondutor. 
 
 
F) BORETOS 
Em química um boreto é um composto entre o elemento boro e um elemento menos 
eletronegativo, geralmente um metal. 
É um grupo muito grande de compostos que são geralmente de ponto de fusão alto e 
não iônicos na natureza. 
Alguns boretos exibem propriedades físicas muito úteis, como alta dureza. A maioria 
dos metais forma pelo menos um boreto do tipo MB, MB2, MB4, MB6 ou MB12. 
Estes compostos apresentam uma grande variedade de estruturas, particularmente os 
hexaboretos que contêm grupos de átomos B6. 
O termo boreto é também livremente aplicado para compostos como B12As2 (Nota: o 
arsênio tem uma eletronegatividade mais alta que o boro) que é frequentemente citado 
como boreto icosaédrico. 
 
Variedades de compostos 
Os boretos podem ser classificados sem rigor como ricos em boro rico ou ricos em 
metal, por exemplo, o composto YB66 em um extremo até Nd2Fe14B no outro. A 
definição geralmente aceita é que se a proporção de átomos de boro de átomos de metal 
é 4:1 ou mais o composto é rico em boro, se é menor, então é rico em metal. 
 
Boretos ricos em boro (B:M 4:1 ou mais) 
Os principais grupos de metais, lantanídeos e actinídeos formam uma larga variedade de 
boretos ricos em boro, com razões metal:boro até YB66. 
As propriedades deste grupo variam de um composto para o próximo, e incluem 
exemplos de compostos que são semicondutores, supercondutores, diamagnéticos, 
paramagnético, ferromagneéticos ou anti-ferromagnético. Eles são principalmente 
estáveis e refratários. 
Quimicamente, os boretos são estáveis em ácidos monoxidantes, mas são atacados por 
agentes oxidantes fortes e por bases fortes. 
Todos os boretos metálicos são materiais duros, com altos pontos de fusão e com uma 
condutibilidade térmica idêntica à do metal que o constitui. 
Estes podem ser produzidos pela combinação direta dos elementos a temperaturas 
elevadas (2000ºC) ou, mais frequentemente, pela redução a temperaturas elevadas de 
uma mistura do óxido de metal e de óxido de boro na presença de carbono ou alumínio. 
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Industrialmente, os boretos de metais são usados como materiais refratários. Os mais 
importantes são CrB, CrB2, TiB2 e ZnB2. 
Normalmente, estes são produzidos recorrendo à metalurgia do pó a altas temperaturas, 
na qual o produto é fabricado num molde de grafite a mais de 2000ºC e a pressão muito 
elevada. 
 
 
 
 
 
 
 
REGRAS ÚTEIS PARA SOLUBILIDADE DE SAIS E FORÇA DE ÁCIDOS E 
BASES 
 
Regras de solubilidade em água 
 Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis . 
 Os nitratos (NO3 ), os acetatos (CH3 ), os cloratos (ClO3
-
) e os 
percloratos (ClO4
-
) são solúveis . 
Principais exceções: 
AgC2H3O2, KClO4 e NH4ClO4 
 Os cloretos (Cl ), os brometos (Br ) e os iodetos (I ), em sua maioria, são 
solúveis . 
Principais exceções: 
PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 insolúveis 
PbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 insolúveis 
PbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 insolúveis 
 Os sulfatos (SO4 ), em sua maioria, são solúveis na água. 
Principais exceções: 
CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 insolúveis 
 Os sulfetos (S ) e hidróxidos (OH ), em sua maioria, são insolúveis na água. 
Principais exceções: 
solúveis 
Sulfetos dos metais alcalino- solúveis 
solúveis 
 Os carbonatos (CO3 ), os fosfatos (PO4 ), os sulfitos (SO3
2-
) e os sais dos 
outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são 
insolúveis na água. 
Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis. 
 
Força 
 Principais ácidos fortes: 
HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy
 
 Principais ácidos semifortes: 
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HF, H3PO4, H2SO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy
H2CO3 
 Principais ácidos fracos: 
H2S, HCN, CH3 xEOy 
Nota: Na fórmula HxEOy, x representa o número de átomos de H ionizáveis. 
 Principais bases fortes: 
Bases dos metais alcalinos, Ca, Sr e Ba 
 Principais bases fracas: 
NH4OH e todas as demais 
 
Volatilidade 
Todo composto iônico é não volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são 
não voláteis 
Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3 
Principais ácidos fixos ou não voláteis: H2SO4 e H3PO4 
Única base volátil: hidróxido de amônio