Funções Inorgânicas: Ácidos e Eletrólitos

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QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Professor(a): Sérgio MatoS
assunto: FunçõeS inorgânicaS
frente: QuíMica i
010.235 – 13597219
AULAS 28-29
EAD – ITA/IME
Resumo Teórico
INTRODUÇÃO
1. FUNÇÃO QUÍMICA
 Para facilitar o estudo das substâncias, estas são divididas 
em categorias, de acordo com suas propriedades funcionais – 
propriedades que caracterizam cada conjunto de substâncias.
 
Função Química é um conjunto de substâncias com 
propriedades químicas semelhantes.
2. ELETRÓLITOS E NÃO-ELETRÓLITOS
 Um teste para saber se uma solução aquosa conduz corrente 
elétrica consiste em mergulhar na solução as extremidades de dois fios 
condutores ligados aos polos de uma bateria, intercalando no circuito 
uma lâmpada:
 
 Soluções Eletrolíticas – conduzem a corrente elétrica 
(a lâmpada brilha).
 Eletrólitos – substâncias que originam soluções eletrolíticas. 
Exemplo: sal de cozinha (NaCl).
 Soluções Não-Eletrolíticas – não conduzem a corrente elétrica 
(a lâmpada não acende).
 Não-Eletrólitos – substâncias que originam soluções 
não-eletrolíticas. Exemplo: açúcar (C
12
H
22
O
11
).
 Eletrólito Forte – a condução de corrente é intensa (forte brilho 
da lâmpada). Exemplo: ácido clorídrico, HCl
(aq)
.
 Eletrólito Fraco – a condução de corrente é pequena (fraco brilho 
da lâmpada). Exemplo: amoníaco, NH
3(aq)
.
Dissociação iônica ou eletrolítica é a separação ou formação 
de íons que ocorre quando um composto é dissolvido em um 
solvente qualquer.
Ionização é a dissociação iônica de compostos moleculares, como 
HCl, por exemplo.
Neste caso, a substância não é constituída de íons, quando pura, 
mas os íons são formados quando é dissolvida.
• Exemplos:
SOLUÇÃO
CLASSIFICAÇÃO 
DO SOLUTO
CONDUZ
ELETRICIDADE?
PROCESSO
C
12
H
22
O
11(aq)
molecular não
dissociação 
molecular
NaCl
(aq)
iônico sim
dissociação 
iônica
NH
3(aq)
molecular sim
dissociação 
iônica
HCl
(aq)
molecular sim
dissociação 
iônica
 
Grau de dissociação ou ionização (α) é a medida da extensão 
com que ocorre uma dissociação iônica. 
α = n de mol culas ionizadas ou dissociadas
n mol culas dissolvi
º
º de
é
é ddas
 Quanto maior o grau de dissociação, mais forte é o eletrólito.
• Eletrólitos fortes: α > 50%.
• Eletrólitos moderados: 5% < α < 50%.
• Eletrólitos fracos: α < 5%.
 Essa classificação normalmente se refere a soluções aquosas de 
concentração igual 1 mol/L a 25 ºC e 1 atm.
ESTUDO DOS ÁCIDOS
1. CONCEITO DE ARRHENIUS
Ácido é uma substância, em solução aquosa, que se ioniza 
produzindo H+ como único cátion.
• Exemplos:
 HCl – ácido clorídrico, cuja solução aquosa impura é vendida com 
o nome de ácido muriático.
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Módulo de estudo
010.235 – 13597219
 H
2
SO
4
 – ácido sulfúrico, muito usado como agente desidratante e 
catalisador na indústria química.
 H
3
PO
4
 – ácido fosfórico, um dos responsáveis pela acidez dos 
refrigerantes e usado na fabricação de fertilizantes.
 HNO
3
 – ácido nítrico, usado na produção de explosivos como a 
nitroglicerina e o T.N.T. (trinitrotolueno).
 A ionização do ácido ocorre pelo rompimento, em presença 
de água, das ligações covalentes formadas pelos átomos de hidrogênio. 
Sabe-se que o H+ produzido na ionização do ácido é capturado pela 
molécula de água através da formação de uma ligação coordenada, 
originando o cátion H
3
O+, chamado hidrônio ou hidroxônio.
O
H
H
H
O
H H H
+
 Desse modo, o conceito de Arrhenius para ácido fica:
Ácido é uma substância, em solução aquosa, que se ioniza 
produzindo H
3
O+ como único cátion.
 Veja a seguir as equações de ionização de alguns ácidos:
1) HNO
3(aq) 
+ H
2
O
(l)  H3O
+
(aq)
 + NO
3
–
(aq)
2) H
3
PO
4(aq)
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq)
 + H
2
PO
4
–
(aq)
 (1ª etapa)
 H
2
PO
4
–
(aq)
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq) 
 + HPO
4
2–
(aq)
 (2ª etapa)
 HPO
4
2– 
(aq)
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq)
 + PO
4
3–
(aq)
 (3ª etapa)
 
 H
3
PO
4(aq)
 + 3H
2
O
(l)  3H3O
+
(aq)
 + PO
4
3–
(aq)
 (Equação global)
3) H
3
PO
3(aq)
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq) 
 + H
2
PO
3
–
(aq) 
 (1ª etapa)
 H
2
PO
3
–
(aq)
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq) 
 + HPO
3
2–
(aq)
 (2ª etapa)
 
 H
3
PO
3(aq)
 + 2H
2
O
(l)  2H3O
+
(aq)
 + HPO
3
2–
(aq)
 (Equação global)
4) H
3
PO
2(aq) 
 + H
2
O
(l)  H3O
+
(aq)
 + H
2
PO
2
–
(aq) 
2. CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
2.1. Quanto à presença de oxigênio na fórmula
a) Hidrácidos: não apresentam oxigênio na fórmula. Exemplos: HCl, 
H
2
S.
b) Oxiácidos: apresentam oxigênio na fórmula. Exemplos: H
2
SO
4
, 
H
3
PO
3
.
2.2. Quanto ao número de átomos de hidrogênio 
ionizáveis
a) Monoácidos ou monopróticos: 1 átomo de hidrogênio ionizável. 
Exemplos: HCN, HBr.
b) Diácidos ou dipróticos: 2 átomos de hidrogênio ionizáveis. Exemplos: 
H
2
CO
3
, H
2
S.
c) Triácidos ou tripróticos: 3 átomos de hidrogênio ionizáveis. 
Exemplos: H
3
PO
4
, H
3
AsO
4
.
d) Tetrácidos ou tetrapróticos: 4 átomos de hidrogênio ionizáveis. 
Exemplos: H
4
P
2
O
7
, H
4
SiO
4
.
2.3. Quanto à volatilidade
A volatilidade de um ácido está relacionada com a natureza 
da substância pura.
a) Voláteis: a substância é um líquido muito volátil ou um gás. 
Exemplos: HF, HCl, HBr, HI, H
2
S, HCN, HNO
3
.
b) Fixos: a substância é um líquido pouco volátil ou um sólido. 
Exemplos: H
2
SO
4
, H
3
BO
3
, H
2
C
2
O
4
, HClO
4
.
2.4. Quanto ao grau de ionização ou quanto à força
a) Fortes: α > 50%. Exemplos: HCl, H
2
SO
4
.
b) Moderados: 5% < α < 50%. Exemplos: HF, H
3
PO
4
.
c) Fracos: α < 5%. Exemplos: HCN, HClO.
• Regra Prática:
(A) Hidrácidos:
 Fortes: HCl, HBr, HI
 Moderado: HF
 Fracos: os demais. Exemplos: HCN, H
2
S.
(B) Oxiácidos:
 Calcula-se a diferença entre o número de átomos de oxigênio 
e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis da fórmula do ácido.
DIFERENÇA CLASSIFICAÇÃO
3 muito forte
2 forte
1 moderado
< 1 fraco
 
• Exemplos:
1) HClO
4
 ⇒ 4 – 1 = 3 ⇒ muito forte
2) H
2
SO
4
 ⇒ 4 – 2 = 2 ⇒ forte
3) HNO
2
 ⇒ 2 – 1 = 1 ⇒ moderado 
4) H
3
PO
3
 ⇒ 3 – 2 = 1 ⇒ moderado
Observação:
O H
2
CO
3
 representa uma exceção à regra acima pois é um ácido 
fraco, uma vez que sua molécula se decompõe formando água e 
dióxido de carbono:
H
2
CO
3(aq)
 → H
2
O
(l) + CO2(aq)
3. NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
3.1. Hidrácidos
ácido + nome do elemento + ídrico
• Exemplos:
1) HF – ácido fluorídrico
2) HCl – ácido clorídrico
3) HBr – ácido bromídrico
4) HI – ácido iodídrico
5) H
2
S – ácido sulfídrico
6) HCN – ácido cianídrico
7) H
3
[Fe(CN)
6
] – ácido ferricianídrico
8) H
4
[Fe(CN)
6
] – ácido ferrocianídrico
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Módulo de estudo
3.2. Oxiácidos
ácido + prefixo + nome do elemento + sufixo
Calcula-se o nox do elemento central da fórmula do ácido:
NOX PREFIXO SUFIXO
+1 ou +2 hipo oso
+3 ou +4 – oso
+5 ou +6 – ico
+7 per ico
Exemplos:
1) HClO – (nox=+1) ⇒ ácido hipocloroso
2) HClO
4
 – (nox=+7) ⇒ ácido perclórico
3) H
3
PO
4
 – (nox=+5) ⇒ ácido fosfórico
4) H
2
SO
3
 – (nox=+4) ⇒ ácido sulfuroso
5) H
2
SO
4
 – (nox=+6) ⇒ ácido sulfúrico
6) H
2
MnO
4
 – (nox=+6) ⇒ ácido mangânico
Observação:
 Quando o nox do elemento central coincide com a 
família da tabela periódica à qual ele pertence, o sufixo é sempre 
ico. Exemplos:
1) H
3
BO
3
 – (nox=+3) ⇒ ácido bórico
2) H
2
CO
3
 – (nox=+4) ⇒ ácido carbônico
3.3. Regra Geral
O nome do ácido está associado ao nome do seu ânion, havendo diferença apenas no sufixo. 
SUFIXO DO ÁCIDO SUFIXO DO ÂNION
ídrico eto
oso ito
ico ato
• Exemplos:
1) HCl = ácido clorídrico ⇒ Cl– = cloreto
2) HNO
2
 = ácido nitroso ⇒ NO
2
– = nitrito
3) H
2
SO
4
 = ácido sulfúrico ⇒ SO
4
2– = sulfato
TABELA DE ÂNIONS
Da família 7A Da família 6A Da família 5A Da família 4A
F– fluoreto S2– sulfeto NO
2
– nitrito CN– cianeto
Cl– cloreto SO3
2– sulfito NO
3
– nitrato OCN– cianato
ClO– hipoclorito SO
4
2– sulfato H
2
PO
2
– hipofosfito CH
3
COO– acetato
ClO
2
– clorito S
2
O
3
2– tiossulfato HPO
3
2– fosfito CO
3
2– carbonato
ClO
3
– clorato Se2– seleneto PO
4
3– (orto)fosfato C
2
O
4
2– oxalato
ClO
4
– perclorato SeO
3
2– selenito P
2
O
7
4– pirofosfato SiO
4
4– silicato
Br– brometo SeO
4
2– selenato PO
3
– metafosfato PbO
2
2– plumbito
BrO– hipobromito Te2– telureto AsO
4
3– arsenato PbO
3
2– plumbato
BrO
2
– bromito TeO
3
2– telurito SbO
4
3– antimonato
BrO
3
– bromato TeO
4
2– telurato Da família 3A Dos metais de transição
BrO
4
– perbromato BO
3
3– borato CrO
4
2– cromato
I– iodeto AlO
2
– aluminato Cr
2
O
7
2– dicromato
IO– hipoiodito MnO
4
2– manganato
IO
2
– iodito MnO
4
– permanganato
IO
3
– iodato [Fe(CN)
6
]4– ferrocianeto
IO
4
– periodato [Fe(CN)
6
]3– ferricianeto
ZnO
2
2– zincato
 
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Módulo de estudo
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• Exemplos:
1) HIO
4
 – (IO
4
– periodato) ⇒ ácido periódico
2) H
2
S
2
O
3
 – (S
2
O
3
2– tiossulfato) ⇒ ácido tiossulfúrico
3) H
3
PO
3
 – (HPO
3
2– fosfito) ⇒ ácido forforoso
4) HNO
3
 – (NO
3
– nitrato) ⇒ ácido nítrico
5) H
2
CrO
4
 – (CrO
4
2– cromato) ⇒ ácido crômico
6) H
3
AsO
4
 – (AsO
4
3– arsenato) ⇒ ácido arsênico
3.4. Grau de hidratação dos ácidos
Um determinado elemento pode formar vários ácidos, apresentando 
o mesmo nox em alguns deles. Quando isso ocorre, são usados os 
prefixos orto, piro e meta na nomenclatura, para diferenciar os ácidos 
quanto ao grau de hidratação. O grau de hidratação aumenta no 
sentido:
 
META PIRO ORTO
• Exemplo:
H
3
PO
4
 – ácido ortofosfórico; H
4
P
2
O
7
 – ácido pirofosfórico; HPO
3
 – ácido 
metafosfórico
Podem-se obter as fórmulas dos ácidos piro e meta a partir do orto:
 
ORTO
PIROMETA
–H2O
–H2O
X2
 O ortoácido é o ácido mais comum e cuja molécula é 
mais estável para certo nox do elemento. O metácido é obtido 
da desidratação intramolecular do ortoácido e o piroácido da 
desidratação intermolecular do ortoácido.
Exercícios
01. (ProfSM) Assinale a substância que, dissolvida em água, possui 
elevado grau de dissociação iônica, mas produz uma solução 
saturada com baixa condutividade elétrica:
A) C
6
H
12
O
6
 B) KOH 
C) AgNO
3
 D) Mg(OH)
2
 
E) NH
3
02. (ProfSM) A queima de combustíveis fósseis em motores de veículos 
está associada tanto ao aquecimento global quanto ao fenômeno 
da chuva ácida. Algumas das reações químicas envolvidas na 
formação da chuva ácida são:
(1) CO
2
 + H
2
O  H
2
CO
3
(2) 2 NO
2
 + H
2
O  HNO
2
 + HNO
3
(3) SO
2
 + H
2
O  H
2
SO
3
(4) SO
3
 + H
2
O  H
2
SO
4
 Assinale o que for correto:
A) A reação (1) produz um ácido moderado e instável.
B) A reação (2) produz um ácido moderado e um ácido forte 
que, em condições apropriadas, podem sofrer decomposições.
C) A reação (3) produz um ácido insolúvel em água.
D) A reação (4) produz um ácido monoprótico forte.
E) Em todas essas reações ocorre neutralização ácido-base.
03. (ProfSM) A condutividade elétrica de uma solução ácida é 
dependente da concentração dos íons provenientes do soluto, 
por isso depende da força do eletrólito e do número de átomos 
de hidrogênio ionizáveis em sua molécula. Assinale a opção que 
relaciona, nesta ordem, um triácido moderado, um monoácido 
forte e um ácido poliprótico fraco:
A) H
3
BO
3
, HBr e H
2
SO
3
.
B) H
3
PO
4
, HClO
4
 e H
2
CO
3
.
C) H
3
PO
2
, HIO
3
 e H
2
S.
D) H
3
PO
3
, HCN e H
2
Te.
E) H
3
PO
4
, HNO
3
 e H
2
PtCl
6
.
04. (ProfSM) Assinale a alternativa que contém um monoácido fraco 
em meio aquoso e também um ácido que forma polímero, nesta 
ordem:
A) HClO e H
2
SO
3
.
B) H
3
BO
3
 e H
3
PO
4
.
C) HCN e H
3
PO
2
.
D) HN
3
 e H
2
CO
3
.
E) H
3
PO
3
 e HPO
3
.
05. (ProfSM) Assinale a alternativa que indica as fórmulas químicas 
dos ácidos pirofosforoso, ditionoso, tiossulfúrico e hipofosfórico, 
nesta ordem:
A) H
4
P
2
O
5
, H
2
S
2
O
4
, H
2
S
2
O
3
 e H
4
P
2
O
6
.
B) H
4
P
2
O
7
, H
2
S
2
O
6
, H
2
S
2
O
4
 e H
2
P
2
O
6
.
C) H
4
P
2
O
5
, H
2
S
2
O
4
, H
2
S
2
O
3
 e H
2
P
2
O
6
.
D) H
4
P
2
O
7
, H
2
S
2
O
4
, H
2
S
2
O
3
 e H
4
P
2
O
6
.
E) H
4
P
2
O
5
, H
2
S
2
O
6
, H
2
S
2
O
3
 e H
4
P
2
O
6
.
06. (ProfSM) A ordem crescente de acidez está correta na alternativa:
A) H
2
Te < H
2
Se < H
2
S
B) HSO
4
– < HSeO
4
– < HTeO
4
–
C) HIO
2
 < HBrO
2
 < HClO
2
D) NH
4
+ < Me – NH
3
+ < Et – NH
3
+
E) HCN < H
2
C
2
O
4
 < H
3
PO
4
07. (ProfSM) Escreva as equações para a ionização, por etapas, para 
os ácidos em meio aquoso:
A) H
2
SO
3
B) H
3
AsO
4
08. (ProfSM) Complete a tabela a seguir com os nomes ou fórmulas 
das espécies químicas listadas:
Fórmula do 
ânion
Nome do 
ânion
Fórmula do 
ácido
Nome do 
ácido
 SO
3
2– 
 CrO
4
2– 
[Fe(CN)
6
]4–
selenito
HBrO
H
3
BO
3
 tiossulfúrico
S
2
O
3
2–
 
5 F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
09. (ProfSM) O hidrogênio forma diversos ácidos com halogênios, com 
estados de agregação, graus de ionização e estabilidade variados. 
Dentre esses ácidos se destaca o HCl, que é o ácido halogenado 
mais empregado nas indústrias químicas e nos laboratórios.
A) Explique como varia a força ácida dos halogenidretos. O astato 
(At) deve ser desprezado, por se tratar de elemento artificial.
B) Explique como varia a força ácida no caso de compostos de 
fórmula HClO
x
, sendo 1 ≤ x ≤ 4.
10. (ProfSM) A eletronegatividade dos elementos é uma propriedade 
periódica que fornece boas informações sobre as características 
das substâncias, estando associada a fatores como o número de 
átomos de hidrogênio ionizáveis na fórmula de um ácido. Para 
cada um dos ácidos abaixo, indique a quantidade de átomos de 
hidrogênio ionizáveis e escreva a equação de ionização total em 
água, considerando a formação do íon hidrônio.
A) Ácido tiociânico.
B) Ácido metassilícico.
C) Ácido pirosselênico.
D) Ácido ortoantimônico.
11. (ProfSM) Ácidos oxigenados podem sofrer desidratações, formando 
óxidos ou outros ácidos.
A) Escreva a fórmula estrutural do ácido trifosfórico, resultante 
da desidratação intermolecular envolvendo três moléculas de 
ácido ortofosfórico.
B) Escreva a equação química que representa a desidratação 
intermolecular envolvendo duas moléculas do ácido nítrico.
12. (ProfSM) Reações de desidratação de ácidos inorgânicos 
oxigenados levam à obtenção de moléculas maiores ou menores 
de outros ácidos, ou até de óxidos ácidos, a depender do composto 
original e das condições da reação. Use fórmulas estruturais para 
representar:
A) A desidratação intramolecular do ácido fosfórico resultando 
na molécula simples do ácido metafosfórico.
B) A desidratação intramolecular do ácido fosfórico resultando no 
ácido metafosfórico polimérico.
C) A desidratação intermolecular do ácido fosfórico resultando 
no ácido pirofosfórico.
D) A desidratação intermolecular do ácido fosfórico resultando 
no ácido polifosfórico.
13. (ProfSM) Uma estrutura de Lewis correta deve apresentar as 
ligações covalentes representadas por traços e os pares de 
elétrons não compartilhados da camada de valência dos átomos 
simbolizados por pontos. Represente a estrutura de Lewis dos 
ácidos a seguir, considerando a forma mais estável pelas cargas 
formais:
A) HClO
3
 
B) H
3
PO
4
 
C) H
2
C
2
O
4
 
D) H
2
S
2
O
6
14. (ProfSM) Escreva as fórmulas estruturais mais estáveis para as 
moléculas abaixo, considerando inclusive as cargas formais que 
mais favorecem a estabilidade.
A) H
2
S
2
O
3
 
B) H
3
PO
2
 
C) H
2
TeO
4
 
D) HNO
4
 
 
15. (ProfSM) Represente o mecanismo de decomposição do ácido 
carbônico, indicando as estruturas de Lewis do reagente, do 
intermediário e dos produtos, bem como as setas mecanísticas 
que indicam o movimento de pares eletrônicos.Gabarito
01 02 03 04 05
D B B B A
06 07 08 09 10
C – – – –
11 12 13 14 15
– – – – –
– Demonstração.
Anotações
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO PENA – AUTOR: SÉRGIO MATOS 
 DIG.: Zilmar – REV.: KARLLA