Funções inorgânicas

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Funções Inorgânicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Funções Inorgânicas 
1. Funções Químicas 
As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são aquelas que 
não possuem cadeias carbônicas e as orgânicas são as que possuem. As substâncias inorgânicas são 
divididas em quatro grupos, ácidos, bases, sais e óxidos, chamados de “funções inorgânicas”. As 
substâncias orgânicas são divididas em hidrocarbonetos, funções halogenadas, funções oxigenadas e 
funções nitrogenadas e, do mesmo modo, os grupos são denominados “funções orgânicas” (Figura 1). 
 
 
Figura 1: Classificação das substâncias químicas 
 
As substâncias pertencentes a cada um dos grupos mostrados na Figura 1 possuem propriedades 
químicas em comum. O que confere as propriedades às substâncias participantes de uma mesma 
função é sua capacidade de reagir. Substâncias que reagem da mesma forma, quando colocadas em 
uma mesma situação, normalmente, pertencem à mesma função. 
 
 
 
 
 
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Sabemos, por exemplo, que o metanol (CH3OH) e o etanol (CH3CH2OH) pertencem à função Álcool. 
Estas substâncias possuem propriedades químicas semelhantes, como a formação de ácidos nas 
reações de oxidação e a formação de gás carbônico, água e energia nas reações de combustão. As 
Equações 1 e 2 mostram as reações de oxidação do metanol e do etanol, respectivamente: 
 
CH3OH + O2 → HCOOH + H2O (Equação 1) 
(metanol) (ácido metanóico) 
 
CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O (Equação 2) 
(etanol) (ácido etanoico ou ácido acético) 
 
Por outro lado, a parafina (C22H46) e o butano (CH3CH2CH2CH3) sofrem reação de combustão, mas não 
são classificados como álcoois, uma vez que não sofrem reações de oxidação nas mesmas condições 
que o metanol e o etanol. A parafina e o butano são classificados como Hidrocarbonetos. Veja as 
classificações na Tabela 1 abaixo: 
Tabela 1: Classificação de Algumas Substâncias Orgânicas. 
 
Composto Reação de Oxidação Reação de 
combustão 
Classificação 
Metanol Sim Sim Álcool 
Etanol Sim Sim Álcool 
Butano Não Sim Hidrocarboneto 
Parafina Não Sim Hidrocarboneto 
 
 
 
 
 
 
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Portanto, atenção! Para descobrir a função química a que pertence uma determinada substância, não 
basta verificar um só tipo de reação química. É preciso verificar um conjunto de reações. No nosso 
exemplo, duas reações foram suficientes para diferenciar hidrocarbonetos de álcoois. 
Agora que conhecemos um dos procedimentos que os químicos utilizam para classificar as substâncias 
em funções químicas, vamos apresentar duas funções inorgânicas muito importantes: os ácidos e as 
bases. 
 
2. Os Ácidos e as Bases: Um Pouco de História 
O comportamento ácido-base é conhecido há muitos e muitos anos. A palavra ácido (do latim acidus) 
significa “azedo”, álcali (do árabe al qaliy) significa “cinzas vegetais”. Os termos ácido, álcali e base 
datam da Antiguidade, da Idade Média e do século XVIII, respectivamente. As teorias ácido-base, ou 
seja, as teorias que procuram explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum 
princípio mais geral, são também bastante antigas. Em 1789, Antoine-Laurent Lavoisier afirmava que "o 
oxigênio é o princípio acidificante". Em outras palavras, dizia que todo ácido deveria ter oxigênio. 
Entretanto, já nesta época, Claude-Louis Berthollet (1787) e Humphry Davy (1810) descreveram vários 
ácidos que não apresentavam o oxigênio, tais como o ácido cianídrico (HCN), ácido sulfídrico (H2S) e 
ácido clorídrico (HCl) 
As teorias de ácidos e bases que serão tratadas aqui datam do século XX: teoria de Arrhenius (1887), 
Brönsted-Lowry (1923) e de Lewis (1923). 
 
3. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Arrhenius 
Svante August Arrhenius (1859-1927), químico, físico e matemático sueco, propôs, em 1887, uma teoria 
para explicar o comportamento de ácidos e bases. Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são 
substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração de íons hidrogênio, H+, que, na 
presença de água, formam o cátion hidrônio (H3O+); e bases são substâncias que, em solução aquosa, 
aumentam a concentração de íons hidroxila (OH-). 
O cloreto de hidrogênio, HCl, por exemplo, a temperatura ambiente, é um gás. Quando dissolvido em 
água, o HCl forma íons H+(aq) e Cl-(aq) (Equação 3) e é chamado de ácido clorídrico. 
 
HCl(g) 
OH2
 H+(aq) + Cl-(aq) (Equação 3) 
 
 
 
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Mas, como será que ocorre a formação desses íons? Na molécula de HCl, os átomos de hidrogênio e de 
cloro estão unidos por uma ligação covalente (H–Cl). Em solução aquosa, a ligação covalente é 
rompida, com a consequente formação de íons H+(aq) e Cl-(aq). Esse processo é chamado de ionização. 
Como a ionização do HCl leva à formação de íons H+(aq), ele é um ácido, segundo o conceito de 
Arrhenius. 
Já o hidróxido de sódio, NaOH, é um sólido iônico. Nele, a ligação não é entre átomos, mas entre os 
íons Na+ e OH-. Ao contrário das moléculas de HCl que sofrem ionização em solução aquosa, os íons do 
NaOH se dissociam. Observe o esquema abaixo: 
 
compostos moleculares + água 
ionização
 solução iônica 
compostos iônicos + água 
dissociação
 solução iônica 
 
Como o OH- é um dos íons liberados na dissociação do NaOH, esse composto é uma base, segundo o 
conceito de Arrhenius. 
Uma consequência da teoria de Arrhenius é que podemos considerar que nem todos os ácidos e bases 
são igualmente fortes, ou seja, nem todos se ionizam ou dissociam em água completamente, como 
ocorre com o HCl e o NaOH, que são exemplos de ácido e base fortes. 
O ácido acético (CH3COOH), presente no vinagre, e o ácido cítrico (H3C6H5O7), presente no limão, são 
exemplos de ácidos fracos. Em solução aquosa, esses ácidos não se ionizam completamente. Sua 
ionização leva a um equilíbrio químico, em que os íons estão presentes juntamente com os ácidos não 
ionizados, conforme mostram as Equações 4 e 5: 
 
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) Equação 4 
H3C6H5O7(aq) H2C6H5O7-(aq) + H+(aq) Equação 5 
 
O ácido acético e o ácido cítrico, assim como todos os outros ácidos que têm esse comportamento, são 
chamados de ácidos fracos. Do mesmo modo, existem as bases fracas. 
A acidez e a basicidade das soluções podem ser medidas utilizando-se a escala de pH. Esta escala está 
relacionada com a concentração de íons hidrogênio, H+ ou H3O+, presentes na solução e varia de 0 a 14. 
 
 
 
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Desse modo, soluções aquosas que apresentam pH menor que 7 são consideradas ácidas, e aquelas 
que apresentam pH maior que 7 são básicas. Quanto mais ácida for uma solução, menor será o valor de 
seu pH e, quanto mais básica, maior o seu pH. Soluções muito ácidas podem apresentar pH < 0 e 
soluções muito básicas pH > 14. Observe na Figura 2 abaixo a escala de pH e o pH de algumas soluções: 
 
 
Figura 2: A escala de pH 
 
A teoria de Arrhenius, embora muito útil, apresenta algumas limitações. Uma delas é que se aplica 
apenas a soluções aquosas. 
Desse modo, os químicos Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) 
propuseram de forma independente uma nova teoria, mais abrangente, para explicar o 
comportamento de ácidos e bases, conhecida como teoria de Bronsted-Lowry. 
 
4. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Bronsted-Lowry 
De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são doadores de prótons e bases são aceptoras de 
prótons. Vamos analisar um exemplo genérico: 
 
HA + B A- + BH+
 
 
 
 
 
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Nesta reação, o átomo de hidrogênio da espécie HA é transferido para a molécula B, formando BH+. 
Portanto, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, HA é um ácido porque transferiu um próton para B. Do 
mesmo modo, nessa reação, B é uma base porque recebeu um próton de HA. A reação entre HA e B 
leva à formação das espécies A- e BH+. Esta é uma reação reversível. Isso significa que os produtos da 
reação também reagem entre si, regenerando os reagentes: 
 
A- + BH+ HA + B
 
 
Assim, o átomo de hidrogênio de BH+ é transferido para A-. Portanto, BH+ é um ácido e A- é uma base, 
segundo Brönsted-Lowry. 
Desse modo, HA e A- formam um par ácido-base conjugado. Ou seja, HA é um ácido porque doa um 
próton e transforma-se em A-. A- é uma base porque recebe um próton e transforma-se em HA. Do 
mesmo modo, B e BH+ formam um segundo par ácido-base conjugado. 
 
 
 
 
Mas, será que no equilíbrio as quantidades de HA, B, A- e BH+ serão as mesmas? Ou teremos uma maior 
quantidade de reagentes ou produtos? Seria possível prever o sentido para o qual o equilíbrio estaria 
deslocado? O equilíbrio estará deslocado no sentido da formação do ácido mais fraco e da base mais 
fraca. Se HA e B forem o ácido e a base mais fracos, eles estarão presente em maior quantidade, e o 
equilíbrio poderá ser representado da seguinte forma: 
 
 
 
 
 
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Mas, se A- e BH+ forem o ácido e a base mais fracos, teremos: 
 
 
 
Vejamos um exemplo real para que fique mais claro: 
A amônia, uma base fraca, reage com o ácido cítrico, um ácido fraco, conforme a Equação 6: 
 
H3C6H5O7(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + H2C6H5O7-(aq) (Equação 6) 
ácido cítrico amônia íon amônio íon citrato 
 
Neste caso, o equilíbrio estará deslocado para os produtos, uma vez que o ácido cítrico (H3C6H5O7) é um 
ácido mais forte que o íon amônio (NH4+), e que a Amônia (NH3) é uma base mais forte que o íon citrato 
(H2C6H5O7-). 
É importante salientar que os conceitos de ácido e base, segundo Bronsted-Lowry, são relativos. 
Observe as Equações abaixo: 
 
NH3(g) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
 Equação 7 
 amônia íon amônio íon hidróxido 
 
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO
-(aq) + H3O
+(aq)
 Equação 8 
 ácido acético íon acetato íon hidrônio 
 
 
 
 
 
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Na primeira reação a água doa um próton para a amônia, formando NH4+(aq) e OH-(aq), enquanto que, 
na segunda, a água recebe um próton do ácido acético formando CH3COO-(aq) e H3O+(aq). Portanto, 
fica claro que a água, segundo o conceito de Bronsted-Lowry, é um ácido na primeira reação e uma 
base na segunda. Por isso, a água é denominada uma substância anfótera. 
Para que uma substância anfótera possa agir como ácido, ele deve ser posta em contato com uma base 
mais forte que a sua base e, para agir como base, reagir com um ácido mais forte que seu ácido. 
 
5. Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Lewis 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), um químico americano, propôs uma teoria de ácidos em bases no 
mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentaram a sua teoria. De acordo com Lewis, ácidos são 
espécies capazes de receber pares de elétrons, e bases são espécies capazes de doar pares de elétrons. 
Desse modo, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais 
estável, como mostra a Figura 3. 
 
NH
H
H
N H
H
H H
H++:
+
 
Figura 3: Reação ácido-base segundo o conceito de Lewis 
 
A proposta de Lewis é mais abrangente que as anteriores; no entanto, não as invalida. 
Trataremos agora das duas outras funções inorgânicas que citamos no início do texto: os sais e os 
óxidos. 
 
6. Os sais 
A maioria das pessoas, quando ouve a palavra sal, pensa no sal de cozinha. Mas, se você disser a palavra 
sal para um químico, ele provavelmente irá lhe perguntar de que sal você está falando. Pois, o sal de 
cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é apenas um exemplo dessa enorme classe de substâncias. 
Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, formando pelo menos um cátion 
diferente do hidrogênio, H+(aq), e um ânion diferente da hidroxila, OH-(aq), e do oxigênio, O2-(aq). Os 
 
 
 
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sais podem ser obtidos através de reações de neutralização, que são as que ocorrem entre um ácido e 
uma base e que têm como produto um sal e água. 
 
ácido + base → sal + água 
 
A reação entre o ácido clorídrico, HCl, e o hidróxido de sódio, NaOH, por exemplo, forma o sal cloreto de 
sódio, NaCl, e água (Equação 9). 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) (Equação 9) 
 
O NaCl é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo anion Cl-, vindo do ácido HCl. Isso irá 
acontecer em todos os casos, ou seja, o ácido sempre irá formar o ânion do sal e a base o cátion do sal. 
Vejamos outro exemplo de sal, o sulfato de sódio, Na2SO4. Esse sal pode ser obtido através da reação 
entre o hidróxido de sódio, NaOH, e o ácido sulfúrico, H2SO4 (Equação 10). 
 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l) (Equação 10) 
 
O Na2SO4 é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo ânion SO42-, vindo do ácido H2SO4. 
Existe uma infinidade de sais conhecidos pelo homem. Alguns são produzidos artificialmente, em 
reações de neutralização. Outros, como o cloreto de sódio, são obtidos de fontes naturais, ou seja, já se 
encontram disponíveis na natureza. 
 
 
 
 
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7. Os Óxidos 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais 
eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, 
qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. 
Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é 
difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de 
compostos engloba um número muito grande de substâncias. 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais 
eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, 
qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. 
Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é 
difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de 
compostos engloba um número muito grande de substâncias. 
Óxido de lítio (Li2O), óxido de sódio (Na2O), óxido de potássio (K2O), óxido de rubídio (Rb2O), óxido de 
césio (Cs2O) e óxido de francio (Fr2O) são formados com elementos do grupo 1A da tabela periódica. 
Óxido de berilo (BeO), óxido de magnésio (MgO), óxido de cálcio (CaO), óxido de estrôncio (SrO), óxido 
de bário (BaO) e óxido de radio (RaO) são formados com elementos do grupo 2A. Sabemos que o 
número de oxidação dos elementos do grupo 1A é +1 e do grupo 2A é +2. Já o número de oxidação 
do oxigênio nos óxidos é -2. Por isso, o oxigênio combina-se com os elementos do grupo1A da tabela 
periódica formando óxidos do tipo ‘E2O’ e com elementos do grupo 2A formando ‘EO’. 
Os elementos do grupo 3A da tabela periódica têm número de oxidação +3. Desse modo, temos o 
óxido de boro (B2O3), o óxido de alumínio (Al2O3), o óxido de gálio (Ga2O3) e o óxido de índio (In2O3). 
Os óxidos são, portanto, substâncias do tipo ExOy, em que x é o número de oxidação do oxigênio e y é 
o número de oxidação do elemento que está combinado com ele. 
Na coluna 4A, as coisas começam a ficar um pouco diferentes, pois os elementos podem apresentar 
mais de um número de oxidação. O carbono, por exemplo, pode combinar-se com o oxigênio formando 
dois compostos bastante conhecidos: o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de carbono (CO2), nos 
quais o seu número de oxidação é +2 e +4, respectivamente. O enxofre, que pertence ao grupo 6A da 
tabela periódica, combina-se com o oxigênio formando o trióxido de enxofre (SO3) e o dióxido de 
enxofre (SO2), nos quais o seu número de oxidação é +6 e +4, respectivamente. 
 
 
 
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Como esta classe de compostos é muito grande, suas propriedades também podem variar muito. Por 
isso, os óxidos são divididos em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. 
São eles: óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos neutros e óxidos anfóteros. 
Óxidos ácidos. Quando dissolvidos em água, formam ácidos. Vejamos alguns exemplos: 
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) 
dióxido de carbono ácido carbônico 
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) 
trióxido de enxofre ácido sulfúrico 
Óxidos básicos. Quando dissolvidos em água, formam bases. 
Na2O(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq) 
óxido de sódio hidróxido de sódio 
Óxidos neutros. Não reagem com a água. 
Óxidos anfóteros. Comportam-se como base na presença de ácidos e como ácidos na presença de 
bases. 
Al2O3(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2O(l) 
Al2O3(s) + 6NaOH(aq) → 2Al(OH)3(aq) + 3H2O(l) 
 
8. Considerações Finais 
Agora que conhecemos um pouco mais sobre cada uma das funções inorgânicas, vamos resumir alguns 
pontos importantes. 
Vimos que as substâncias químicas são classificadas em categorias chamadas funções químicas, de 
acordo com suas propriedades e com suas reações com outras substâncias. 
As funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. Os ácidos reagem com as bases formando sal 
e água. Esta reação é denominada reação de neutralização. Alguns óxidos reagem com água 
formando ácidos ou bases. Há também óxidos que se comportam como ácidos na presença de base e 
como base na presença de ácidos. 
 
 
 
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Essas quatro classes de compostos englobam um número muito grande de substâncias que estão 
presentes em nosso dia a dia. Elas estão em todos os lugares... Na medicina, nos alimentos, no corpo 
humano, na limpeza da nossa casa, poluindo o ambiente... Por todo lado existem reações envolvendo 
ácidos, bases, sais e óxidos.