Funções Inorgânicas

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Funções Inorgânicas
Introdução
Atualmente são conhecidas milhões de substâncias diferentes. É um
número muito grande e que aumenta a cada dia. Consequentemente,
torna-se necessário agrupar as substâncias em famílias que
apresentem propriedades semelhantes. Essas famílias são
denominadas funções.
Na química inorgânica, as funções mais importantes são os ácidos, as
bases, os sais e os óxidos.
Dentro desse critério, porém, existem exceções; de fato, há compostos que
contêm carbono, mas que apresentam todas as características de
substância inorgânica, como CO, CO2, Na2CO3, KCN etc.
Devido às suas características, essas substâncias são consideradas
inorgânicas.
Sabendo, porém, que o número de compostos inorgânicos é muito grande,
convém subdividi-los em agrupamentos menores, denominados funções
químicas inorgânicas. De modo geral, dizemos que:
Teoria da Dissociação iônica de Arrhenius
Arrhenius verificou, no fim do século XIX, que algumas soluções
aquosas conduziam corrente elétrica, e outras não. Por exemplo:
Como se explica essa diferença? Arrhenius explicou-a do seguinte modo: o
açúcar (e outros não-eletrólitos), quando dissolvido na água, subdivide-se
em moléculas (C12H22O11) que são eletricamente neutras e, portanto,
insensíveis ao campo elétrico; sendo assim, a corrente elétrica não pode
fluir na solução.
O sal (e demais eletrólitos), quando dissolvido na água, subdivide-se em
partículas carregadas eletricamente e denominadas íons (no caso do sal,
temos Na+ e Cl–). Os íons positivos (cátions) caminham em direção ao polo
negativo; os íons negativos (ânions) caminham em direção ao polo positivo;
desse modo, a corrente elétrica pode fluir na solução e, como o circuito
elétrico não fica interrompido, a lâmpada se acende.
Dissociação e Ionização
Outro fato importante é que os não-eletrólitos são sempre substâncias
moleculares (como é o caso do açúcar). Os eletrólitos, no entanto,
podem ser substâncias moleculares ou iônicas. De fato, o sal comum já
é formado por íons (Na+ e Cl-) no seu estado natural, que é o estado
sólido; a água da solução apenas provoca a separação dos íons já
existentes:
Essa separação de íons denomina-se dissociação iônica ou dissociação
eletrolítica.
Analisemos agora o caso do ácido clorídrico, que em seu estado natural
(gasoso) é formado por moléculas (HCl). Ao ser dissolvido em água, a
própria água quebra as moléculas HCl e provoca a formação dos íons H+
e Cl-:
Essa formação de íons denomina-se ionização.
A extensão da ionização depende da substância considerada. De fato,
podemos verificar em certas condições experimentais que, de cada 100
moléculas de HCl que colocamos em água, 92 se ionizam em H+ e Cl-;
por outro lado, em condições idênticas, de cada 100 moléculas de HF
(ácido fluorídrico) dissolvidas em água, apenas 8 se ionizam em H+ e F-.
Grau de ionização
Para medir a maior ou menor extensão de uma ionização, usa-se o
chamado grau de ionização (ou o grau de dissociação iônica, quando
for o caso), que é representado pela letra α:
O grau de ionização varia entre 0 e 1 (ou 0% e 100%). Quando α tem
valor próximo de zero, significa que a substância está pouco ionizada,
sendo chamada de eletrólito fraco. Quando α se aproxima de 1, a
substância está bastante ionizada, sendo chamada de eletrólito forte.
Dissolvendo-se 600 moléculas de uma substância em água, verificou-se
que 15 moléculas sofreram dissociação. Qual é o grau de ionização (α)
da substância em questão? Trata-se de um eletrólito forte ou fraco?
(Unicamp-SP) Água pura é um mau condutor de corrente elétrica. O
ácido sulfúrico puro (H2SO4) também é mau condutor. Explique o fato
de uma solução diluída de ácido sulfúrico, em água, ser boa condutora
de corrente elétrica.
Ácidos
Do ponto de vista prático, os ácidos apresentam as seguintes
características:
• formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
• mudam a cor de certas substâncias (chamadas, por esse motivo, de
indicadores de ácidos).
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o vinagre contém
ácido acético (C2H4O2); o limão, a laranja e demais frutas cítricas
contêm ácido cítrico (C6H8O7); a bateria de um automóvel contém ácido
sulfúrico (H2SO4); o ácido muriático, usado para a limpeza de pisos,
azulejos etc., contém ácido clorídico (HCl); e assim por diante.
Definição de Arrhenius
O H+ é, nessa perspectiva, o responsável pelas propriedades comuns a
todos os ácidos, sendo chamado, por esse motivo, de radical funcional dos
ácidos. Exemplos:
Atualmente, sabe-se que a definição de Arrhenius não é rigorosamente
correta. Na verdade, em solução aquosa, o cátion H+ se une a uma
molécula de água formando o íon H3O
+, chamado de hidrônio ou
hidroxônio:
Logo, os exemplos anteriores ficariam, de forma correta:
No entanto, por comodidade, continua-se usando a primeira forma de
representação.
Classificação dos ácidos
Os monoácidos, diácidos, triácidos, tetrácidos, ... São chamados, por
alguns autores de, ácidos monopróticos, dipróticos, tripróticos,
tetrapróticos, ... .
c) De acordo com o grau de ionização
• Ácidos fortes: α > 50 %
Ex.: HCl (α = 92 %), H2SO4 (α = 61 %) etc.
• Ácidos moderados ou semifortes: 5 % < α < 50 %
Ex.: HF (α = 8 %), H3PO4 (α = 27 %) etc.
• Ácidos fracos: α < 5 %
Ex.: HCN (α = 0,008 %), H2CO3 (α = 0,18 %) etc.
Há uma classificação antiga e não muito confiável a respeito da força de
oxiácidos. Dada a fórmula geral de ácidos:
HxEOy
Em que H = hidrogênio (x é o nº de hidrogênios); E = elemento central e
O = oxigênio (y é o nº de oxigênios), pode-se prever a força:
Se Y – X≥ 2 ácido forte
Y – X = 1 ácido moderado
Y – X < 1 ácido fraco
Fórmulas dos ácidos
Todo ácido é formado pelo cátion H+ e por um átomo ou grupo de
átomos com carga negativa (ânion ou radical negativo):
A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total do radical
negativo, de tal modo que a molécula seja eletricamente neutra.
Desse modo, representando o ânion (ou radical ácido) por A e supondo 
sua valência igual a -X, chegamos à seguinte regra geral de formulação 
dos ácidos:
Fórmulas estruturais
Nas fórmulas estruturais dos ácidos oxigenados, devemos assinalar que
os hidrogênios ionizáveis sempre se ligam ao átomo central por
intermédio de um átomo de oxigênio; os demais átomos de oxigênio
ligam-se ao átomo central por meio de ligações covalentes.
Quando ligado diretamente ao átomo central, o hidrogênio não é 
ionizável. Dois exemplos importantes são:
• O H3PO3, que, apesar de possuir três hidrogênios, é um diácido; sua fórmula
estrutural mostra que os dois primeiros hidrogênios são ionizáveis, e o terceiro,
ligado diretamente ao átomo de fósforo, não:
• O H3PO2, que é um monoácido, pois só um hidrogênio se liga ao fósforo por
intermédio do oxigênio:
Ionizáveis
Ionizável
Nomenclatura
HF –– ácido fluorídrico
HBr –– ácido bromídrico
O nome é dado de acordo com o Nox do elemento central.
+7:
+6/+5:
+3/+4:
+1:
(nome elemento)
(NOX central)
Ácido arsênico
Ácido arsênioso
Exceções, formam 
somente 1 oxiácido.
Grau de hidratação
Além dos prefixos per e hipo, são usados outros, como no caso de
oxiácidos do fósforo:
Nos três casos, o fósforo possui o mesmo NOX (+5), diferindo apenas
no grau de hidratação:
O prefixo orto é facultativo. Geralmente é omitido.
Ácidos importantes
Ácido sulfúrico (H2SO4)
O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria; por
isso costuma-se dizer que o consumo de ácido sulfúrico mede o
desenvolvimento industrial de um país.
O H2SO4 puro é um líquido incolor, oleoso, denso (d % 1,84 g/mL), 
corrosivo e extremamente solúvel em água.
O ácido sulfúrico é produzido industrialmente peloprocesso
denominado catalítico ou de contato, de acordo com as seguintes
etapas:
Principais usos:
• na produção de fertilizantes agrícolas, como os superfosfatos;
• na produção de compostos orgânicos (plásticos, fibras têxteis, celulose, corantes, 
tintas, pigmentos etc.);
• na produção de outros ácidos (H3PO4; HNO3 etc.);
• na limpeza de metais e ligas metálicas (aço);
• no refino do petróleo;
• em baterias de automóveis.
Ácido Clorídrico (HCl)
O HCl puro, chamado de gás clorídrico ou cloridreto ou cloreto de
hidrogênio, é um gás incolor, não-inflamável, muito tóxico e corrosivo.
Na indústria, o HCl é preparado por síntese direta:
industrialmente:
no laboratório: 
• O ácido clorídrico é usado na hidrólise de amidos e proteínas
(indústria de alimentos);
• na produção de corantes, tintas, couros etc.
• Na limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo, usa-se o ácido
muriático, que é o ácido clorídrico impuro.
• É um dos componentes do suco gástrico existente em nosso
estômago. Sua ação é ajudar a digestão dos alimentos.
Ácido Nítrico
O ácido nítrico é um líquido incolor, muito tóxico e corrosivo.
Industrialmente, o ácido nítrico é preparado a partir do NH3 (amônia),
segundo as reações:
O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos
(explosivos, corantes, medicamentos etc.);
na produção de fertilizantes agrícolas (por exemplo, NH4NO3), na
produção de nitratos etc.
Ácido fluorídrico
É um líquido incolor, fumegante, de ponto de ebulição 20 °C sob
pressão normal, altamente corrosivo para a pele.
É produzido a partir do minério denominado fluorita (CaF2), por reação
com ácido sulfúrico concentrado. Essa reação ocorre a uma
temperatura de 250 °C.
O ácido fluorídrico corrói o vidro comum, pois ataca a sílica (SiO2) que o 
constitui.
• Daí seu uso para decoração em fosco de objetos de vidro e gravação
do número de chassi em vidros de automóveis.
• É também usado no preparo de Na3AlF6 (na produção de alumínio);
• no preparo de compostos do tipo CCl2F2 (em sistemas de
refrigeração)
• no preparo de UF6 (no enriquecimento de urânio para reatores
atômicos) etc.
Bases
Do ponto de vista prático, bases ou hidróxidos são substâncias que
apresentam as seguintes características:
• formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
• fazem voltar a cor primitiva dos indicadores, caso essa cor tenha sido
alterada por um ácido (essa característica das bases dá sentido ao
nome indicadores ácido- base).
Vários líquidos de limpeza usados nas cozinhas contém bases, como o
hidróxido de sódio (NaOH), presente em substâncias para desentupir
pias, o hidróxido de amônio (NH4OH), encontrado no amoníaco etc. O
chamado “leite de magnésia”, usado para combater a acidez estomacal,
contém hidróxido de magnésio (Mg (OH)2).
Definição de base de Arrhenius
O OH– é o responsável pelas propriedades comuns a todas as bases, constituindo
por isso o radical funcional das bases. Exemplos:
De modo geral, as bases são formadas por um metal, que constitui o radical
positivo, ligado invariavelmente ao OH–. A única base não-metálica importante é o
hidróxido de amônio (NH4OH).
Classificações das bases
Relembre a definição de grau de ionização ou grau de dissociação iônica (α).
• Bases fortes: são aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 100%. É o 
caso dos hidróxidos dos metais alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais 
alcalino-terrosos, como Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc., que já são iônicos por natureza. 
O Mg(OH)2 é uma exceção à regra, pois constitui uma base fraca.
• Bases fracas: cujo grau de dissociação é, em geral, inferior a 5%. É o caso do
hidróxido de amônio (NH4OH) e dos hidróxidos dos metais em geral (excluídos
os metais alcalinos e alcalino-terrosos), que são moleculares por sua própria
natureza.
Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos como NaOH, KOH etc., e
hidróxido de amônio (NH4OH).
Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2,
Ba(OH)2 etc.
Praticamente insolúveis: todos os demais.
Fórmulas das bases
Uma base é sempre formada por um radical positivo (metal ou NH4
+)
ligado invariavelmente ao radical negativo oxidrila (OH-):
Note também que a carga positiva do cátion é neutralizada pela carga
negativa total das oxidrilas, originando a seguinte regra geral de
formulação das bases:
Nomenclatura das bases
LiOH –
KOH –
Mg(OH)2 –
Ca(OH)2 –
Sr(OH)2 –
Ba(OH)2 –
AgOH –
Zn(OH)2 –
Cd(OH)2 –
Al(OH)3 –
Hidróxido de lítio
Hidróxido de potássio
Hidróxido de magnésio
Hidróxido de cálcio
Hidróxido de estrôncio
Hidróxido de bário
Hidróxido de prata
Hidróxido de zinco
Hidróxido de cádmio
Hidróxido de alumínio
Em geral, metais das
famílias 1A e 2A.
CuOH –
Cu(OH)2 –
HgOH –
Hg(OH)2 –
AuOH –
Au(OH)3 –
Pb(OH)2 –
Pb(OH)4 –
Ni(OH)2 –
Ni(OH)3 –
Hidróxido cuproso
Hidróxido cúprico
Hidróxido mercuroso
Hidróxido mercúrico
Hidróxido auroso
Hidróxido áurico
Hidróxido plumboso
Hidróxido plúmbico
Hidróxido niqueloso
Hidróxido niquélico
Em lugar das terminações ico e oso, podemos usar também um algarismo
romano indicando o número de oxidação do elemento.
Para treinar a formulação e nomenclatura das bases, veja a tabela dos
principais cátions, a seguir.
CuOH –
Cu(OH)2 –
HgOH –
Hg(OH)2 –
AuOH –
Au(OH)3 –
Pb(OH)2 –
Pb(OH)4 –
Ni(OH)2 –
Ni(OH)3 –
Hidróxido de cobre I
Hidróxido de cobre II
Hidróxido de mercúrio I
Hidróxido de mercúrio II
Hidróxido de ouro I
Hidróxido de ouro III
Hidróxido de chumbo II
Hidróxido de chumbo IV
Hidróxido de níquel II
Hidróxido níquel III
Bases importantes
Uréia
Comparação entre ácidos e bases
A medida do caráter ácido e do básico
O pH do solo
SAIS
Introdução
Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum, NaCl (cloreto
de sódio), está presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos
(carne-seca, bacalhau e outros) etc; o bicarbonato de sódio, NaHCO3, é usado
como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de sódio,
Na2SO4 (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo), são usados
como purgante; o gesso usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de
cálcio hidratado, 2 CaSO4 . H2O; e assim por diante.
Os sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaCl) é
muito usado na fabricação da soda cáustica (NaOH), do gás hidrogênio (H2) e do gás
cloro (Cl2). Outro exemplo importante é o do calcário (CaCO3) usado na fabricação
da cal (CaO), do vidro, do cimento, como fundente em indústrias metalúrgicas,
encontrado no ovo etc.
Império do sal
Os chineses foram os primeiros a encarar a produção de sal como um negócio de
grandes proporções. Desde o século IX a.C., eles obtinham cristais de sal fervendo
água do mar em vasilhas de barro. Essa técnica se espalharia pelo mundo ocidental
e, um milênio depois, no Império Romano, ainda seria a mais disseminada. Quando
o mar estava longe, o jeito era cavar a terra em busca do sal. Foi o que fizeram os
celtas, os inventores da mineração de sal-gema. Segundo os registros arqueológicos,
procuravam o sal sob o solo já em 1300 a.C.
O sal logo virou alvo de cobiça dos governantes, que passaram a tributar seu
comércio e produção, e a arrecadar grandes somas de dinheiro com isso. Em várias
civilizações, a extração de sal era monopólio estatal.
Da mesma forma que deveria estar disponível para o cidadão comum, o sal era
imprescindível para os legionários romanos, que conquistavam e mantinham o
gigantesco império. Tanto que os soldados chegavam a ser pagos em sal, de onde
vêm as palavras “salário”, “soldo” (pagamento em sal) e “soldado” (aquele que
recebeuo pagamento em sal).
Definição
Do ponto de vista prático, podemos dizer que:
Do ponto de vista teórico, dizemos que:
Reação de neutralização total  sais 
normais/neutros
Exemplos: NaCl + HCl  NaCl + H2O
Exemplo: NaOH + H3PO4  ?
Exemplo: Ca(OH)2 + HNO3  ?
Fórmula geral dos sais normais
Um sal normal é formado por um cátion B, proveniente da base, e um 
ânion A, proveniente do ácido, segundo o esquema:
Nomenclatura dos sais normais
Outros tipos de sais
Lembre-se que “orto” é facultativo.
(ou bifosfato de sódio)
KOH + NaOH + H2SO4  KNaSO4 + 2 H2O
Sulfato de cobre anidro 
(sem água)
Sulfato de cobre 
penta hidratado
Soluções salinas
Na2CO3(s) + H2O(l)  Na
+
(aq.) + OH
–
(aq.) + <H2CO3> (instável e gera CO2(g) + H2O(l))
FeCl3(s) + H2O(l)  Fe(OH)3(s) + H
+
(aq.) + Cl
–
(aq.)
O tratamento da água
(s)(aq) (aq) (aq)
Vista aérea de uma estação de tratamento de água.
A água é um bem precioso. Nas grandes cidades, a
captação da água, seu tratamento e sua distribuição
estão se tornando cada vez mais difíceis. Portanto,
não desperdice água. — abra pouco as torneiras,
tome banhos rápidos, não abuse na descarga de
aparelhos sanitários, não lave automóveis
desnecessariamente etc. Com o aumento da
população da Terra, dizem alguns técnicos que, já
neste século, possivelmente haverá falta de água
potável — o que poderá até levar a humanidade a
uma “guerra pela água”.
ÓXIDOS
Introdução
Os óxidos inorgânicos constituem uma família muito importante,
grande e diversificada de compostos químicos. Basta lembrar da água e
de muitos minérios, de onde são extraídos metais de grande
importância na vida diária. Também são óxidos os principais poluentes
de nossa atmosfera — CO, SO2, SO3, NO, NO2 etc.
Definição
Por exemplo: H2O, CO2, Fe2O3, SO2, P2O5 etc.
Os óxidos constituem um grupo muito numeroso, pois praticamente
todos os elementos químicos formam óxidos (até mesmo gases nobres,
como, por exemplo, o XeO3).
Apenas os compostos oxigenados do flúor (como, por exemplo, OF2 e
O2F2) não são considerados óxidos, mas sim fluoretos de oxigênio, pois,
como já vimos, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.
A água (H2O) é, sem dúvida, o óxido mais
importante do planeta. A própria
existência de vida na Terra, em todas as
formas que conhecemos, está
intimamente ligada à água.
O gás carbônico (CO2)
participa da fotossíntese.
Engarrafado é utilizado como
agente extintor de incêndios.
Magnetita (Fe3O4) é a fonte mais
valiosa entre os minérios de ferro. É
encontrada, como pequenos grãos,
disseminada nas rochas ígneas e
metamórficas.
Fórmula geral dos óxidos
Óxidos básicos
Nomenclatura dos óxidos básicos
Com auxílio de uma tabela de cátions, pode-se identificar os elementos que
formam somente 1 óxido.
Óxidos ácidos ou anidridos
Árvores danificadas pelos efeitos da chuva ácida
devido à poluição emitida por siderúrgicas e
refinarias.
Nomenclatura dos óxidos ácidos (ou anidridos)
Óxidos anfóteros
O óxido de zinco, ZnO,
popularmente conhecido
como alvaiade, é utilizado
como pintura de rosto. É
um ótimo protetor solar
também.
Óxidos indiferentes ou neutros
SO – monóxido de enxofre
CO – monóxido de carbono
NO – óxido nítrico
N2O – óxido nitroso
Óxidos duplos
Pb3O4 –– tetróxido de chumbo
Zarcão (Pb3O4), é usado como base para tintas de proteção contra corrosão.
Peróxidos
Curiosidade – água oxigenada
Óxidos importantes
Óxido de cálcio — CaO
O óxido de cálcio (CaO), chamado de cal viva ou cal virgem, é um sólido branco
que só funde em temperaturas elevadíssimas (2.572 °C).
É preparado por decomposição térmica do calcário:
Tanto o CaO como o Ca(OH)2 absorvem CO2 do ar. Quando sopramos ar na água de cal
através de um canudinho, o CO2 contido no ar que expiramos irá turvar a água de cal,
devido à formação do CaCO3, de acordo com a última equação acima.
O CO2 pode ser preparado pela queima do carvão ou de materiais orgânicos,
como a madeira:
C + O2(ar)  CO2
No entanto, o CO2 é obtido usualmente como subproduto de várias reações industriais,
como, por exemplo, a decomposição de carbonatos (CaCO3  CaO + CO2), a fermentação
alcoólica na produção do álcool comum e de bebidas alcoólicas etc.
O CO2 gasoso é dissolvido, sob pressão, nas “águas gaseificadas” e nos
refrigerantes; ocorre, nesse caso, a reação:
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)
Quando a garrafa é aberta, ocorre a reação inversa:
H2CO3(aq)  H2O(l) + CO2(g)
e o CO2 gasoso que escapa dá a efervescência característica das águas
gaseificadas e dos refrigerantes.
Abaixo de 78 °C negativos, o CO2 torna-se sólido e é conhecido como gelo-
seco. Esse nome provém do fato de o gelo-seco não derreter para formar
um líquido, mas sim sublimar-se, passando diretamente do estado sólido
para o gasoso. O gelo-seco é usado em refrigeração (como nos carrinhos de
sorvete) e também para produzir “fumaça” em shows, bailes etc.
Sendo um óxido ácido, o CO2 reage com as bases:
NaOH + CO2  NaHCO3
Comprimido de NaHCO3
Em água
Gelo Seco
(UFPel-RS) Um dos nutrientes essenciais para as plantas é o nitrogênio que, apesar de
abundante na atmosfera, não pode ser incorporado diretamente do ar. Por isso, usamos
artifícios para aumentar a assimilação desse elemento, como a adubação nitrogenada e a
fixação simbiótica, com o uso de bactérias do gênero Rhisobium. No processo de incorporação
ao solo, o nitrogênio passa por diversas transformações até chegar à forma reduzida
(amoniacal), que é absorvida pelas plantas, formando o chamado “ciclo do nitrogênio”.
Podemos afirmar, sobre as seguintes estruturas,
formadas pelo nitrogênio: N2; NO2
-; NO3
- e NH4
+, que:
I. o N2 é uma substância simples.
II. no íon NO3
- o nitrogênio possui Nox. igual a -1.
III. O nome do óxido representado por N2O é óxido
nítrico.
IV. o composto formado pela interação dos íons NO3
-
e NH4
+ é o nitrato de amônio.
Estão corretas as afirmativas:
a) I e IV b) I, II e III c) III e IV
d) II e IV e) I, III e IV