FUNÇÕES INORGÂNICAS LIVRO UFPA

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Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
89 
Rótulo presente em 
muitos frascos de 
ácidos e bases. 
1. INTRODUÇÃO 
 
Parte da ciência procura descobrir regularidades (comportamentos semelhantes) em 
alguns fenômenos. Desde que estas regularidades são reconhecidas elas ajudam-nos a dar 
sentido ao nosso mundo, pois permite-nos organizar, por exemplo, grupos de substâncias 
em termos de seu comportamento. Com a classificação implantada, teorias podem ser 
desenvolvidas para ajudar-nos a entender porque as coisas apresentam um certo 
comportamento. 
Embora talvez você não reconheça, os ácidos, bases, sais e óxidos estão presentes no seu 
cotidiano e são muito empregados em diversas atividades, como produção de 
medicamentos, construção civil, indústria de alimentos, armazenamento de energia, etc. 
Há diversas classificações (em termos mais rigorosos, definições) de ácidos e bases, porém 
neste tópicos daremos ênfase nos fundamentos da química ácido – base, utilizando a 
definição de Arrhenius. 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. ÁCIDOS 
 
Ha milhares de anos as pessoas conhecem vinagre, suco de limão e outros alimentos de 
sabor azedo. Porém somente há pouco mais de 120 anos atrás se descobriu o porque do 
sabor azedo : todas elas são ácidas. 
 
 
 
 
2.1 PROPRIEDADES 
 
Robert Boyle, um químico inglês, foi o primeiro a resumir, em 1661, as propriedades de 
substâncias caracterizadas ácidos. Estas, em função da época em que foram propostas, 
eram baseadas em propriedades sensoriais: 
Definição: capacidade de descrever algo por 
seus caracteres distintos. 
As principais definições para ácidos e bases são de: 
• Arrhenius 
• Bronsted-Lowry 
• Lewis 
O termo ácido vem do latim acere, que significa azedo. 
 
J. N. Bronsted 
(1879 – 1947) 
 
T. M. Lowry 
(1874 – 1936) 
 
S. A. Arrhenius 
(1859 – 1927) 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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Os ácidos têm sabor azedo. Por exemplo, suco de limão, de laranja contém ácido cítrico e 
ácido ascórbico! Vinagre contém aproximadamente 5% de ácido acético! Na aspirina, caso 
você não a engula rapidamente poderá sentir um sabor azedo ; ela tem como substância 
ativa o acido acetilsalicílico. 
 
 
 
• Mudam a cor do tornassol azul para vermelho. 
 
 
• Ácidos perdem suas características quando combinados com bases. 
 
Posteriormente, outras propriedades dos ácidos foram sendo descobertas: 
 
• Quando solubilizados em água, ácidos conduzem corrente 
elétrica. Esta é uma propriedade que engloba também os sais e 
as bases, em uma classe de substâncias chamadas eletrólitos. 
 
 
• Quando reagem (oxidam) com metais ativos (do grupo 1, Li até Rb ; do grupo 2, Be 
até Ra ; e também Zn e Al) há a liberação de gás hidrogênio, H2. 
 
 
2.2 DEFINIÇÃO 
 
A primeira explicação considerada razoável para o comportamento dos ácidos foi dada 
somente aproximadamente 200 anos depois de Boyle por Svante Arrhenius, um químico 
sueco. Em 1887 ele ampliou sua teoria sobre eletrólitos (publicada em 1884) e propôs uma 
definição de ácido: 
Tornassol é um 
corante extraído de 
alguns liquens que 
pode ser vermelho ou 
azul, dependendo da 
acidez do meio. 
Eletrólitos são 
substâncias que 
quando dissolvidas 
em água produzem 
cátions e ânions e 
permitem a 
condução de 
corrente elétrica. 
JAMAIS VOCÊ DEVE COLOCAR QUALQUER OUTRO ÁCIDO OU 
REAGENTE QUÍMICO NA BOCA! AS CONSEQÜÊNCIAS PODEM SER 
GRAVÍSSIMAS! 
Um leigo em química costuma dizer que ácidos podem ‘corroer’ metais. 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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De acordo com esta teoria, cloreto de hidrogênio, quando dissolvido 
em água se ioniza e fornece o cátion H+ e o ânion Cℓ− (equação química 
1) 
 
 
 
 
 
Podemos representar e equação química (1) de outra forma: 
 
 
 
 (1.1)
 
 
 
 
 
De forma mais atual, já que nosso conhecimento sobre a estrutura química avançou muito, 
é adequado representar a ionização de um ácido segundo a equação (2), onde o cátion 
formado é H3O+ : 
 
 (2) 
 
 
Ionizar: formar 
íons a partir de 
uma substância 
que apresente 
somente ligações 
covalentes. 
(veja Unidade 3) 
Ácido (definição de Arrhenius): compostos neutros que contém hidrogênio e 
ionizam em água fornecendo H+ (cátion) e o correspondente íon negativo (ânion). 
aq: (aquoso), a espécie química 
está dissolvida em água. 
representa o estado físico: HCℓ é um gás nas condições 
ambientes. 
ℓ 
ℓ 
cátion hidrônio 
ânion cloreto 
ℓ + CHC (g) -++ (aq)H3O(aq)H2O( )
ℓ ℓ 
isto indica o que acontece com o cloreto 
de hidrogênio (HCℓ) quando colocado 
em presença de água (H2O). 
H C H+ + -CH2O
ℓ ℓ CHC (g) -++ (aq)H(aq)
H2O
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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ou 
 
 
 
(2.1) 
 
 
 
 
 
Assim, a partir deste momento, representaremos o cátion H+ de Arrhenius de uma forma 
mais correta, como H3O+. 
A teoria de Arrhenius forneceu uma primeira explicação do porque que as propriedades 
dos ácidos são similares. Todas elas resultariam da presença de íons H+ quando ácidos são 
dissolvidos em água. 
• Sabor azedo: presença de H3O+ em água. 
• Tornassol: Quando os íons H+ se ligam ao tornassol azul ele adquire cor vermelha. 
Como a estrutura química do tornassol é muito complicada, vamos representá-la por 
Tor. Esquematizando por meio de uma equação química temos: 
 
 
 
 
• As bases consomem íons H3O+, como veremos posteriormente. Veja uma equação 
química demonstrando isto. 
 
 (3) 
 
 
 
 
Isto indica o que acontece quando 
o tornassol azul é colocado na 
presença de H+. 
ℓ ℓ H C
● ●
+ ●
-
● HO
H
H
 
●
●
●
+
+ HO
● ●
●
H
●● ●
C
● ●
● ●
Quebra da ligação C – H. 
Tor HTor- H+
ℓ ℓ 
ℓ 
como veremos posteriormente, 
esta substância é uma base. 
ℓ: representa que a 
água está no estado 
físico líquido. 
CH3O -(aq) +
+
(aq) + NaOH(aq) NaC (aq) 2H2O+ ( )
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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• Quando dissolvidos em água, ácidos se ionizam e produzem o cátion H3O+ e os 
respectivos ânions. Estes íons (cátions e ânions) são os responsáveis pelo transporte da 
carga elétrica e assim pela condução de corrente elétrica. 
• Como os ácidos contêm átomo(s) de hidrogênio em sua estrutura, quando eles 
reagem com metais podem liberar gás hidrogênio (H2). Um exemplo é dado abaixo. 
Estas reações são classificadas como de oxi–redução e serão discutidas com maiores 
detalhes no Módulo II, Unidade 1. 
 
 (4) 
 
 
 
Por que os ácidos se ionizam quando são adicionados à água ? 
 
Resposta: Devido à diferença de eletronegatividade dos 
elementos. Veja a representação para o HCℓ. Como o cloro é 
mais eletronegativo (3,16 eV) ele atrai o par de elétrons da 
ligação para si, deixando o hidrogênio com deficiência de 
elétrons. Quando HCℓ é adicionado à água, esta rompe a 
ligação H – Cℓ e o hidrogênio com carga parcial positiva (δ+) 
vai se ligar a ela, conforme esquema mostrado a seguir. 
 
 
 
(5) 
 
 
Zn H2SO4(s) + (aq) H2(g) ZnSO4+ (aq)
ácido sulfúrico Hidrogênio gasoso, uma 
substância formada por moléculas 
de H2. 
H C
2,20 3,16
δ+ δ−
ℓ 
δ+ δ−
H C
● ●
+ ●
-
● HO
H
 
H ●
●
+
HO
● ●
●
H
●
● ●
C
● ●
● ●● ●
●ℓ ℓ 
representa interação entre O e H 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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Analise outro exemplo para a molécula do ácido hipocloroso (HOCℓ): 
A diferença de eletronegatividade entre O eCℓ é pequena, 
assim os pares de elétrons estão melhor distribuídos entre estes 
dois átomos. Já entre O e H a diferença é grande, assim a 
ligação é muito polar, e quando ela se rompe o par de elétrons 
que forma a ligação ficará retido pelo átomo de oxigênio, 
liberando H+, que se unirá a uma molécula de água do meio 
formando H3O+ e o ânion OCℓ−. 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 1: Teoria de Arrhenius 
(UFSC) Svante Arrhenius ao formular sua teoria sobre ácidos e bases, considerou 
exclusivamente : 
a) Meio aquoso (o solvente é água) 
b) Dissociação de eletrólitos com liberação de H+ (H3O+) ou OH−. 
c) Todo e qualquer meio não aquoso 
d) As espécies químicas deficientes de elétrons, chamando-as de ácidos. 
e) As espécies químicas com pares de elétrons disponíveis, chamando-as de bases. 
 
Resolução: 
Item c) Falso. A teoria ácido – base de Arrhenius trata do comportamento das substâncias 
somente em meio aquoso. 
Item d) Falso. Esta é uma definição de ácido proposta por Lewis, algum tempo depois de 
Arrhenius. 
Item e) Falso. Esta é a definição de Base formulada também por Lewis . 
 
2.3 FÓRMULAS QUÍMICAS E A CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 
 
Existem muitas substâncias químicas que apresentam 
comportamento característico de ácidos. Parte delas são 
substâncias orgânicas e esses ácidos são denominados de ácidos 
orgânicos e serão estudados no Módulo IV que trata da Química 
Orgânica. 
Química Orgânica: 
parte de química que 
estuda praticamente 
todos os compostos do 
elemento carbono. 
ℓ H O C
2,20 3,16
3,44
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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No outro grupo de substâncias estão os ácidos classificados como Inorgânicos. Os 
principais e mais comuns ácidos inorgânicos estão mostrados na Tabela 1. 
 
Tabela 1 – Ácidos Inorgânicos comuns 
 
Nome do Ácido Fórmula Molecular 
Fórmula Estrutural 
Características e Exemplos de Uso 
Ácido iodídrico HI 
H I 
Gás incolor e de cheiro marcante. 
Usado como redutor (doador de 
elétrons). 
Ácido bromídrico HBr 
H Br 
Gás incolor e muito tóxico. Usado em 
várias sínteses de compostos 
orgânicos. 
Ácido clorídrico HCℓ 
 
 
Gás incolor ou levemente amarelado, 
tóxico e corrosivo. Usado em 
processamento de alimentos, 
descapagem de metais, limpeza em 
geral. É o ácido presente no seu 
estômago! 
Ácido fluorídrico HF 
H F 
A temperatura ambiente é um dímero, 
H2F2. Ataca a sílica (SiO2)n, por isso é 
usada na marcação (inscrição) de 
vidros. 
Ácido sulfídrico H2S 
H
S
H 
Gás incolor com odor semelhante ao 
de ovo podre. Usado como redutor e 
em uma série de reações de 
precipitação. 
Ácido sulfúrico H2SO4 
S
O
O OH
OH 
Líquido incolor, oleoso, muito 
corrosivo e higroscópico. O contato 
com a pele provoca a destruição dos 
tecidos. Usado na fabricação de 
medicamentos, fertilizantes, tintas, 
baterias automotivas, etc. 
 
H Cℓ 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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Tabela 1 – Ácidos Inorgânicos comuns (continuação) 
 
Nome do Ácido Fórmula Molecular 
Fórmula Estrutural 
Características e Exemplos de Uso 
Ácido Nítrico HNO3 
OH N
O
O
 
 
Líquido transparente, incolor, tóxico, 
fumegante e corrosivo. Usado para a 
fabricação de nitratos (NO3-) para 
fertilizantes, explosivos, corantes e em 
síntese orgânica. 
Ácido Fosfórico H3PO4 
 
P
O
OH OH
OH
 
 
O H3PO4 é um sólido incolor e 
cristalino. Em solução aquosa a 85% 
forma um líquido oleoso. É usado na 
fabricação de fertilizantes e como 
acidulante em refrigerantes. 
Ácido Perclórico HClO4 
 
 
 
 
 
 
Líquido incolor, higroscópico e 
instável. Em concentrações maiores 
que 70% explode se aquecido a 70ºC. 
Usado na fabricação de explosivos, de 
ésteres e na deposição de chumbo. 
Obs.: Os Hidrogênios destacados apontados por setas são ionizáveis. 
 
Com o passar do tempo e com um conhecimento mais profundo do comportamento e 
estrutura química dos ácidos, percebeu-se que eles poderiam ser classificados de acordo 
com algumas propriedades ainda mais específicas. Destacaremos algumas delas: 
 
a) Em relação à presença de átomos de oxigênio no ânion: 
• Hidrácidos: não possuem oxigênio. Ex. : HCℓ, HI. 
• Oxiácidos: possuem oxigênio no ânion. Ex : H2SO4, H3PO4. 
ℓ C
OH
O
O
O
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
97 
 
b) Em relação ao número de hidrogênios ionizáveis: 
• Monoácidos: apenas um hidrogênio ionizável. Ex. HNO3 e HF. 
 
 (6) 
 
• Biácidos: apresentam dois hidrogênios ionizáveis. 
 
 
(7) 
 
 
• Triácidos: apresentam três hidrogênios ionizáveis. Ex.: H3PO4. 
 
(8) 
 
 
 
OBSERVAÇÃO: Por que esta seta é diferente das anteriores? Para respondermos, 
precisamos mencionar o grau de ionização de um ácido (α ). 
 
 
 
Assim, podemos também classificar um ácido segundo seu grau de ionização. 
 
número de moléculas que se ionizam 
α = número de moléculas inicialmente dissolvidas 
 
Preste atenção! Esta 
seta diferente das 
anteriores. 
HNO3 H2O+ H3O+ NO3+ −
H2O+ H3O+ HSO4+ −
H2O+ H3O+ SO4+ −HSO4
−
H2SO41ª ionização:
2ª ionização:
equação global: 2H2O+ 2H3O+ SO4+ −H2SO4
+equação global: 3H2O+ 3H3O+ PO43−H3PO4
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c) Em relação ao grau de ionização, α (força do ácido): 
• Ácidos fortes (αααα> 50%): HCℓ, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HCℓO4 
• Ácidos moderados (5 ≤ αααα ≤ 50%): HF, H3PO4 
• Ácidos fracos (αααα < 5%): H2S 
 
A partir dos valores de α, pode-se perceber que existe a possibilidade de que quando 
colocamos ácidos em água, pode ocorrer que nem todas as moléculas adicionadas se 
ionizam. Em função disto muitas vezes é comum para os ácidos moderados e fracos 
empregar-se a seguinte representação na equação química: 
 
 
(9) 
 
 
 
 
 
A seta de ponta dupla indica que na solução obtida existe um número significativo tanto 
da molécula como de seus íons. Há um equilíbrio entre espécies ionizadas e não ionizadas! 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 2: Ácidos 
Em relação a H3PO4(aq) julgue se os itens são verdadeiros ou falsos : 
a) ele pode ser classificado como um triácido 
b) sua solução aquosa é ácida, devido à presença de íons fosfatos. 
c) ele é um hidrácido. 
d) ele está somente parcialmente ionizado. 
Equilíbrio Químico: 
tópico muito 
importante da química 
que você estudará em 
maiores detalhes no 
Módulo III, Unidade 2. 
isto indica que há um equilíbrio 
químico. Na solução obtida, existe um 
número significativo de moléculas 
ionizadas e não ionizadas. 
ℓ 
H2O( )+ H3O+ F(aq)−HF(g) (aq) +
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Respostas: 
Item a) Verdadeiro. Analise sua fórmula de Lewis apresentada na Tabela 1 e você notará 
que ele apresenta três hidrogênios ligados ao oxigênio, portanto todos ionizáveis, o que 
permite classificá-lo como um triácido. 
Item b) Falso. Quem dá o caráter ácido para a solução é o íon H3O+ e não o respectivo 
ânion do ácido. Veja a equação mostrando a ionização total: 
 
 
 
 
Item c) Falso. Pode-se notar a presença de oxigênio no ânion, o que o caracteriza como um 
oxiácido. 
Item d) Verdadeiro. Em função do seu grau de ionização ele é classificado como um ácido 
moderado e, portanto somente parcialmente ionizado, o que está refletido pela seta dupla 
mostrando um equilíbrio químico entre espécies ionizadas e não ionizadas. 
 
3. BASES 
 
O termo base é relativamente moderno e não se tem uma explicação definitiva de como e 
porquê se começou a empregá-lo para designar uma classe de substâncias químicas. 
Um termo mais antigo e ainda hojeutilizado como sinônimo de base é 
alcali. Este termo vem do árabe al qily que significa algo como ‘tostar 
em uma panela’ ou ‘cinza de plantas calcinadas’. Lavavam-se as cinzas 
com água e obtinha-se uma solução de carbonato de sódio ou potássio 
(para usar termos modernos). Isto era misturado com cal e então se 
obtinha algo que podemos dizer que corresponde atualmente a uma 
solução de NaOH ou KOH, duas substâncias classificadas como 
BASES! Este processo foi descrito nos anos 900, mas acredita-se que ele 
seja muito mais antigo. 
 
 
Muitas vezes diz-se 
que uma substância 
é alcalina. Isto 
significa que suas 
propriedades são 
características de 
uma base. 
responsável pelas características 
ácidas da solução. 
ℓ 
3H2O( )+ 3H3O+PO4(aq)3−H3PO4(aq) + (aq)
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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3.1 PROPRIEDADES 
 
Foi somente nos tempos modernos que a natureza química 
(propriedades observáveis ‘opostas’) das bases com os ácidos foram 
relatadas. Em 1661 Robert Boyle reuniu também uma série de 
propriedades que caracterizavam substâncias como álcalis: 
• Álcalis tem sabor amargo. Você pode verificar isto se por acaso já 
deixou cair espuma de sabão na boca ou se já tomou ‘leite de 
magnésia’, um ‘anti-ácido’. Leite de magnésia tem como componente 
ativo, o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, uma base! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Álcalis são escorregadias ao tato (lisas), semelhante ao sabão. 
 
 
 
 
 
• Álcalis trocam a cor do tornassol vermelho para azul. 
• Álcalis têm suas propriedades ‘destruídas’ por ácidos. 
• Bases solúveis em água também são eletrólitos e, portanto produzem soluções 
capazes de conduzir corrente elétrica. 
 
Os componentes 
principais de um 
sabão resultam da 
mistura de óleos 
vegetais ou 
gorduras animais 
com bases! 
NOVAMENTE : JAMAIS VOCÊ DEVE COLOCAR QUALQUER OUTRA 
BASE OU REAGENTE QUÍMICO NA BOCA! AS CONSEQUÊNCIAS PODEM 
SER GRAVÍSSIMAS! 
Isto ocorre porque as bases reagem com os óleos e gorduras da sua pele e 
assim diminui a fricção entre seus dedos. Realmente uma base ao entrar em 
contato com sua pele está fazendo sabão de você! POR ISTO NÃO PERMITA 
QUE ISSO OCORRA! AS BASES FORTES PODEM PROVOCAR UMA 
PROFUNDA DESTRUIÇÃO DOS TECIDOS VIVOS! 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
101 
 
3.2 DEFINIÇÃO 
 
Com a definição de Arrhenius dada para bases, também foi possível um entendimento 
mais profundo destas propriedades. 
 
 
 
Como as bases inorgânicas mais importantes são compostos iônicos (veja Unidade 3), 
dizemos que as bases, diferentemente do ácidos, se dissociam ao serem dissolvidas em 
água. 
Por exemplo: 
 
 (10) 
 
 
 
Por que os ácidos têm suas propriedades destruídas por bases e vice-versa? 
Vamos tomar como exemplo a reação da base de hidróxido de sódio (NaOH) com o ácido 
clorídrico (HCℓ). Ao dissolvermos separadamente cada uma das substâncias em água 
teremos, respectivamente a dissociação da base e a ionização do ácido. 
 
 
 
 
 
 
De fato não existe 
ligação 100% iônica, 
condição para a 
existência de íons nestes 
compostos. Por isso o 
termo « assume-se ». 
Mas esta suposição é 
muito útil e explica 
alguns aspectos do 
comportamento de 
compostos iônicos. 
Bases (Definição de Arrhenius): Qualquer substância que produz somente ânions hidróxido 
(OH−) quando dissolvida em água e o respectivo cátion. 
por ser um composto com ligações 
predominantemente iônicas, assume-se que 
cátions Na+ e os ânions OH- já pré-existam 
no hidróxido de sódio. 
íon responsável pelas 
principais características 
das bases de Arrhenius. 
íon responsável pelas 
principais características 
dos ácidos de Arrhenius. 
H2O Na(aq) OH(aq)
−NaOH(s) ++
H 2 O Na (aq) OH (aq)
− NaOH (s) +
+
ℓ 
ℓ 
ℓ +H 2 O ( )+ H 3 O(aq)C (aq)
− HC (g)
+ 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
102 
 
Veja a equação química que representa o processo que ocorre quando se mistura uma 
solução aquosa de ácido com uma base forte nas mesmas proporções (equação 11, dada a 
seguir): 
 
(11) 
 
 
 
 
 
 
3.3 FÓRMULAS QUÍMICAS E CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 
 
A seguir apresentamos a Tabela 2 na qual constam informações das principais e mais 
comuns bases inorgânicas. 
Tabela 2 – Bases inorgânicas Comuns 
 
Fórmula/ 
Nome do composto 
Proporção de íons formados 
em solução aquosa/ 
Nome dos íons 
Características Principais/Usos 
NaOH 
Hidróxido de Sódio 
(soda cáustica)* 
Na+ – cátion sódio 
OH− – hidróxido 
Sólido branco, cristalino, absorve 
água e CO2, altamente tóxico e 
irritante. Usado na fabricação de 
produtos químicos, Industria 
têxtil, produtos de limpeza, etc. 
KOH 
Hidróxido de 
Potássio 
(potassa)* 
K+ – cátion potássio 
OH− – hidróxido 
Sólido branco e cristalino 
absorve água e CO2 do ar. Tóxico 
e irritante. Usado na fabricação 
de sabões moles, processamento 
de alimentos, eletrólito de 
baterias etc. 
 
Por isto, podemos dizer que o ácido neutralizou a base ou vice-versa! 
Os íons que eram responsáveis pelas 
principais características da base e do ácido 
reagiram formando água. 
Observe que nos produtos da 
reação não se tem mais H3O+ e 
nem OH−. 
ℓ 
ℓ 
ℓ ++ +Na(aq) OH(aq)− 2H2O( )+H3O(aq) C (aq)
−++ + Na(aq)+ C (aq)
−
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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Tabela 2 – Bases inorgânicas Comuns (continuação) 
 
Fórmula 
Nome do composto 
Proporção de íons formados 
em solução aquosa/ 
Nome dos íons 
Características Principais/Usos 
Ca(OH)2 
Hidróxido de Cálcio 
(cal apagada, cal 
extinta, cal 
hidratada)* 
Ca2+ – cátion cálcio 
2 OH− – hidróxido 
Sólido branco, pouco solúvel em 
água, empregado na construção 
civil no preparo da argamassa, 
participa da preparação de 
vários produtos. 
Mg(OH)2 
Hidróxido de 
Magnésio 
Mg2+ – cátion magnésio 
2 OH− – hidróxido 
É o principal constituinte do 
´leite de Magnésia’, que é um 
antiácido e também tem 
propriedades laxantes. 
NH4OH 
Hidróxido de 
amônio 
NH4+ – amônio 
OH− – hidróxido 
Hidróxido de amônio é o 
resultado da reação do gás 
amônia (NH3) em água. A 
solução de hidróxido de amônio 
resultante tem o cheiro forte e 
característico da NH3(g), que 
escapa para o meio quando o 
frasco está aberto. Amônia é 
altamente tóxica e irritante. 
Usado em produtos de limpeza, 
industria de explosivos, 
tratamento de madeiras, etc. 
* nome comum. 
 
 
Neste momento é interessante você notar uma coisa: tanto ácido 
como bases apresentam um grupamento de átomo 
formado por um átomo de oxigênio e um de 
hidrogênio, o ‘OH’. Mas neste caso não há ionização 
do hidrogênio quando o composto é colocado em 
água. Devido a grande diferença de 
eletronegatividade, por exemplo, o grupo OH retêm o elétron do Na quando 
a ligação se rompe ao se adicionar o composto em água, resultando na 
formação dos íons Na+(aq) e OH−(aq). 
Bases como as apresentadas na Tabela 2 podem ser classificadas, como no caso dos ácidos, 
em função de algumas propriedades ainda mais específicas. Vejamos algumas. 
Somente nas 
bases o grupo 
‘OH’ recebe a 
denominação 
de hidróxido. 
NaOH
0,9 2,20
3,44
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
104 
 
a) Em relação ao número de grupos hidróxidos: 
• Monobases: possui um grupo hidróxido na fórmula. 
• Dibases: possuem dois grupos hidróxidos na fórmula. 
• Tribases: possuem três grupos hidróxidos na fórmula. 
 
b) Em relação à solubilidade: 
• Solúveis: todas as bases de metais alcalinos além do hidróxido de amônio. 
• Parcialmente Solúveis: bases de metais alcalinos terrosos. 
•Insolúveis: todas as demais bases. 
 
c) Em relação ao grau de ionização (α): 
• Fortes: as bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
• Fracas: todas as demais. 
 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 3: Bases 
(FUVEST – SP) Assinale a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com 
propriedades alcalinas. 
a) Detergente e Vinagre c) Leite de Magnésia e sabão 
b) Sal e coalhada d) Coca-cola e água de cal 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
105 
 
Resposta: 
Analisemos cada uma das alternativas: 
a) Detergente pode ser neutro ou levemente alcalino, dependendo da forma como é 
produzido. Já o vinagre, contém aproximadamente 5% de ácido acético, um ácido 
orgânico. 
b) Sal de cozinha, é uma substância que ao ser dissolvida em água se dissocia em cátions 
Na+(aq) e Cℓ−(aq) não produzindo, portanto, nem H3O+ (ácido) ou OH- (base). Coalhada é 
ácida devido a presença de ácido lático, um outro ácido orgânico. 
c) Leite de magnésia, um antiácido e laxante, tem como constituinte principal o hidróxido 
de magnésio, Mg(OH)2, uma base de metal alcalino terroso. Sabão é levemente alcalino, 
pois é comum utilizar-se em sua produção hidróxidos de sódio, NaOH ou potássio, KOH. 
Portanto esta é a alternativa correta. Mas vale a pena analisar os outros itens. 
d) Coca–cola é ácida, uma vez que em sua formulação emprega-se ácido fosfórico, H3PO4, 
entre muitas outras substâncias. Já á água de cal é uma suspensão de hidróxido de cálcio, 
Ca(OH)2 em água. 
 
4. SAIS 
 
Diferente do que acontece com ácidos e bases de Arrhenius, não há uma forma simples de 
se definir se uma substância é um sal apenas analisando a sua fórmula química. Por isto 
vamos considerar várias propriedades que podem ajudar a caracterizar um sal. 
 
4.1 FORMULAÇÃO E PROPRIEDADES 
 
a) Normalmente são sólidos a temperatura e pressão ambientes. 
b) São compostos que contém pelo menos uma ligação de caráter predominantemente 
iônico, por isto são classificados como iônicos. 
c) Quando solúveis em água se dissociam em seus respectivos cátions e ânions. 
d) Dentre os cátions, pelo menos um é diferente de H3O+. Dentre os ânions, pelo 
menos um é diferente de OH− . 
e) Os cátions e ânions podem ser mono ou poliatômicos. 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
106 
 
 
É importante lembrar que a formulação sempre segue uma 
regra básica : coloca-se em primeiro lugar o(s) símbolo(s) 
do(s) cátion(s) e depois o(s) ânion(s). Veja ao lado. 
 
 
4.2 PREPARAÇÃO DOS SAIS 
 
Muitos sais podem ser obtidos diretamente da natureza. Você conhece um exemplo disto 
no seu dia a dia: o sal de cozinha, cujo principal componente é o cloreto de sódio, NaCℓ. 
Porém alguns são sintetizados em laboratórios e indústrias. Existem três métodos 
principais: 
 
a) Combinação direta. Quando um metal reage com um não-metal, geralmente um 
sal é formado. 
Exemplo : reação entre magnésio metálico e gás cloro. 
 
 
 
 
b) Reação entre um óxido metálico e um ácido. Por exemplo, reação entre óxido de 
cálcio e ácido nítrico. 
 
 
 
ℓ KC
cátion K+ ânion C −ℓ 
ℓ ℓ 
sal (cloreto de magnésio) 
ℓ 
sal (nitrato de cálcio) 
C 2(g)+ MgC 2(s)Mg(s)
H2O( )Ca(NO3)2(s)2HNO3(aq) +CaO(s) +
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
107 
 
Reação entre um ácido e uma base. Como já mencionamos, um ácido neutraliza uma base 
e vice-versa, em uma reação de neutralização. 
 
 
 
 
Um ponto interessante é que a reação de neutralização do ácido pela base (ou vice-versa) 
não precisa ser completa. Por isto podemos classificar os sais em três grupos: sais neutros, 
sais ácidos e sais básicos. 
 
4.3 CLASSIFICAÇÃO 
 
a) Sais Neutros. Podem ser originados pela neutralização total de um ácido forte com 
uma base forte ou de um ácido fraco com uma base fraca. Também são conhecidos 
como sais normais. 
Exemplo : reação entre ácido bromídrico e hidróxido de 
potássio. 
 
 
 
b) Saís ácidos. Podem ser produzidos por uma neutralização parcial de ácido 
poliprótico por uma base. 
 
Reações entre 
ácidos e bases 
fortes podem 
ocorrer 
violentamente e 
mesmo em um 
laboratório vários 
cuidados são 
necessários. 
Note que não há 
presença de H+ ou de 
OH− na fórmula do 
sal produzido. 
Este produto 
contém 
NaHCO3, um 
sal ácido. 
águasalbase +ácido +
ℓ 
sal (brometo de potássio) 
H2O( )KBr (aq)KOH (aq) +HBr(aq) +
ℓ 
dois H ionizáveis (sal ácido) 
três H ionizáveis 
(neutralização parcial) 
H2O( )NaH2PO4(aq)1NaOH(aq) +H3PO4(aq) +
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
108 
 
Assim denominados porque eles ainda podem neutralizar bases, pois possuem H 
ionizáveis em sua estrutura. 
 
 
 
c) Saís básicos. Podem ser produzidos por uma neutralização parcial de uma base 
polihidroxilada por um ácido. 
 
 
 
Estes sais básicos ainda podem neutralizar ácidos em função das 
hidroxilas presentes. 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 4: Sais 
(UECE) Associe corretamente, de cima para baixo as colunas a seguir. 
I. Na2B4O7.10H2O (II) Sal básico 
II. Mg(OH)Cℓ (III) Sal duplo 
III. NaKSO4 (IV) Sal ácido 
IV. NaHCO3 (I) Sal hidratado 
Alguns suplementos 
de cálcio contêm 
Ca3(OH)3PO4. 
Atenção, não confunda: soluções de sais ácidos não são necessariamente ácidas 
e soluções de sais básicos não são necessariamente básicas. 
ℓ 
sal básico 
H2O( )Na2HPO4(aq)NaOH(aq) +NaH2PO4(aq) +
ℓ ℓ ℓ ℓ 
ℓ 
H2O( )A (OH)2C (s)1HC +A (OH)3(g) +
ℓ ℓ ℓ ℓ ℓ 
ℓ 
H2O( )A
 
 (OH)C 2(s)1HC +A (OH)2C +
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
109 
 
Resposta: Seqüência correta : II, III, IV, I. Pode-se notar claramente que o sal II contem 
OH em sua fórmula, indicando que ele ainda pode neutralizar ácidos, e, portanto é 
classificado como um sal básico. O sal IV contém H ionizável em sua estrutura, portanto 
ainda pode neutralizar bases. O sal III é constituído dos cátions Na+ e K+, além do ânion 
SO42-. Como apresenta dois cátions diferentes, ele é classificado como sal duplo. Deve-se 
ter em mente que poderia ocorrer o oposto, ou seja, um sal com um cátion e dois ânions, e 
ele ainda continuaria a ser classificado como um ânion. O sal que restou, o sal I é, portanto 
um sal hidratado. A hidratação está representada na fórmula pelas 10 moléculas de água, 
Na2B4O7.10H2O. 
 
 
 
5. ÓXIDOS 
 
Oxigênio pode se combinar quimicamente com a grande maioria dos 
outros elementos da tabela periódica, exceto os gases nobres mais leves e 
elementos não reativos, como ouro, paládio e platina, para formar 
compostos binários denominados de óxidos. 
 
 
 
 
5.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS 
 
As propriedades químicas dos óxidos estão relacionadas com a natureza da ligação entre o 
oxigênio e o outro elemento. Estas ligações podem ser predominantemente iônicas ou 
predominantemente covalentes. 
 
a) Óxidos Básicos: Ligações predominantemente iônicas 
• Formados pela reação com metais bastante eletropositivos, como os 
alcalinos e alcalinos terrosos e alguns metais de transição. 
Como conseqüência da grande diferença de eletronegatividade a ligação é 
predominantemente iônica. 
 
O composto OF2 não 
é considerado um 
óxido, pois o F é 
mais eletronegativo 
que o O. 
Óxidos: compostos binários (formado por dois elementos químicos) dois quais o oxigênio é o 
elemento mais eletronegativo e está no estado de oxidação formal 2- (O2-). 
Água de hidratação 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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• Denominados como básicos porque formam bases ao reagir com água: 
 
 
 
 
 
b) Óxidos Ácidos: Ligações predominantementecovalentes. 
• Formado pela reação com vários elementos não–metálicos. 
Em função da menor diferença de eletronegatividade, a ligação é 
predominantemente covalente. 
• Denominados como ácidos porque formam ácidos ao reagir com água : 
 
 
 
 
c) Óxidos Anfóteros: São óxidos de caráter intermediário entre os 
ácidos e os básicos. 
� Formados tanto por alguns não – metais como por metais. Dependendo do meio 
em que se encontram podem reagir como óxidos ácidos ou como óxidos básicos. 
Veja uma tabela mostrando esta transição, para elementos em seus estados de 
oxidação máximos. 
Anfótero 
origina-se do 
grego que 
significa ‘ambos’. 
ℓ 
ℓ 
H2O( ) H2CO3(aq)CO2(g) +
ácidoáguaóxido não-métalico +
H2O( ) H2SO4(aq)SO3(g) +
ℓ 
ℓ 
H2O( ) 2NaOH(aq)Na2O(s) +
hidróxido metálico (base)águaóxido métalico +
H2O( ) Ba(OH)2(aq)BaO(s) +
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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1 2 13 14 15 16 17 
Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 
Na2O MgO Aℓ2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cℓ2O7 
K2O CaO Ga2O3 GeO2 As2O5 SeO3 Br2O7 
Rb2O SrO In2O3 SnO2 Sb2O5 TeO3 I2O7 
Cs2O BaO Tℓ2O3 PbO2 Bi2O5 PoO3 At2O7 
 
 
 
 
 LEGENDA: 
 
Óxidos básicos 
 
 
 
Óxidos ácidos 
 
 
 
Óxidos anfóteros 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 5: óxidos 
(FUVEST) Cal viva é o óxido de cálcio, CaO. 
a) Escreva a equação de reação entre a cal viva e a água. 
b) Por que na agricultura a cal viva é adicionada ao solo ? 
 
Respostas: 
a) O CaO é um óxido básico, portanto quando reagir com água formará a respectiva base. 
 
 
b) Nós sabemos que bases podem neutralizar ácidos. Assim, CaO adicionado no solo 
pode reagir com a umidade presente transformando-se na base Ca(OH)2. Esta base pode 
reagir com ácidos que porventura possam estar presentes no solo, neutralizando-os. 
Assim, CaO é utilizado para a corrigir a acidez do solo, nesta caso, diminuir a acidez do 
solo. 
Aumento do caráter ácido 
A
u
m
ento caráter básico 
ℓ 
H2O( ) Ca(OH)2(aq)CaO(s) +
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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EXERCÍCIOS: 
1. (ESAL – MG) Uma solução aquosa de H3PO4 é ácida devido à presença de : 
(A) Água (B) Hidrogênio (C) Fósforo 
(D) Hidrônio (E) Fosfato 
 
 
2. (UNISINOS – RS) Sabendo que, na Tabela Periódica, a eletronegatividade cresce da 
esquerda para a direita nos períodos, e de baixo para cima nos grupos, ordene os ácidos 
clorídrico, bromídrico, fluorídrico e iodídrico, por ordem crescente de sua reatividade, nas 
alternativas abaixo : 
(A) HF, HCℓ, HBr, HI (B) HI, HBr, HCℓ, HF 
(C) HF, HCℓ, HI, HBr (D) HF, HI, HCℓ, HBr 
(E) HI, HF, HBr, HCℓ 
 
 
3. (FUVEST – SP) Hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes, é constituída por 
íons cálcio, íons fostato, PO43-, e íons hidróxido. A sua fórmula química pode ser 
representada por Cax(PO4)3(OH). O valor de x nesta fórmula é : 
(A) 1 (B) 2 (C) 3 (D) 4 (E) 5 
 
 
4. (CESGRANRIO – RJ) Os sais são produtos obtidos pela neutralização total ou parcial 
dos hidrogênios ionizáveis dos ácidos com as bases ou hidróxidos, segundo a reação 
genérica : 
ácido + base ���� sal + H2O 
 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
113 
 
Com base nessa afirmação assinale o único ácido que não apresenta todos os seus 
produtos possíveis e relacionados: 
(A) clorídrico – só produz o sal neutro cloreto. 
(B) nítrico – só produz o sal neutro nitrato. 
(C) fosfórico – só produz o sal neutro fosfato. 
(D) sulfídrico – pode produzir tanto o sal neutro sulfeto como o sal ácido, sulfeto ácido ou 
hidrogenosulfeto. 
(E) sulfúrico – pode produzi tanto o sal neutro sulfato como o sal ácido sulfato ácido ou 
hidrogenossulfato. 
 
5. (UFSC) Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, um ácido, uma base, um 
sal e um óxido. 
(A) AℓCℓ3, H2O, NaCℓ, Fe2O3. (B) P2O5, KNO3, H2SO4, HCℓ. 
(C) CℓO3, Aℓ (OH)3, (NH4)2SO4, Na2O (D) Aℓ2(SO4)3, NaOH, H2SO4, H2O. 
(E) KNO3, BaO, HCℓO4, Aℓ2O3 (F) HNO3, LiOH, Na2S, LiO2 
(G) HCℓ, Ba(OH)2, Aℓ2O3, H2S. 
 
 
6. (UFPA) Considere a reação 
2 H2(g) + 1 O2(g) � 2 H2O(ℓ) 
O produto desta reação pertence à função 
(A) base (B) óxido (C) ácido (D) sal (E) hidreto 
 
Módulo I – Unidade 4: Funções Químicas Inorgânicas 
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7. (UFPA) ‘Gás carbônico fará a acidez do oceano bater recordes’. 
‘A queima de combustíveis fósseis aumenta a quantidade de gás carbônico no ar. Parte 
desse gás se dissolve no oceano e aumenta a acidez da água. Isso prejudica o 
desenvolvimento de organismos marinhos, como formas de plâncton, corais e outros 
animais – a formação dos esqueletos e conchas de carbonato de cálcio, essencial para estas 
formas de vida, fica dificultada com o ambiente ácido’.’ 
O fragmento do texto ‘Gás carbônico fará acidez do oceano bater recordes’ foi retirado de 
um jornal de grande circulação no país. Com base no texto e nos conceito de química, é 
correto afirmar: 
(A) As substâncias covalentes citadas são gás carbônico e carbonato de cálcio. 
(B) O aumento de gás carbônico do ar origina-se fundamentalmente por reações de dupla 
troca entre combustíveis e oxigênio do ar. 
(C) Excesso de gás carbônico aumenta a acidez (aumenta a quantidade de ácido presente) 
da água e prejudica os organismos marinhos porque ele é um óxido ácido. 
(D) O gás carbônico contamina a água do mar, que é uma substância pura, por isto 
prejudica as várias formas de vida que existem naquele ambiente. 
(E) O termo ‘gás carbônico’, presente no texto, pode ser substituído pelo termo 
‘monóxido de carbono’ sem alterar o sentido das afirmações ali contidas. 
 
RESPOSTAS 
1. alternativa d. 
2. alternativa a. 
3. alternativa e. 
4. alternativa c. 
5. alternativa f. 
6. alternativa b. 
7. alternativa c.