O documento descreve as principais funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos. Detalha suas propriedades, como reagem, nomenclatura e exemplos. Ácidos formam íons hidrogênio em solução aquosa. Bases formam íons hidróxido. Sais são compostos iônicos formados pela reação de um ácido com uma base. Óxidos são compostos binários de um elemento com oxigênio.

1. FUNÇÕES
INORGÂNICAS
REAÇÕES QUÍMICAS
CÁLCULOS QUÍMICOS
ESTEQUIOMETRIA
PROF. CARLOS PRIANTE
AULA 6

2. Energia = Luminosa ou química
Matéria = Orgânica ou Inorgânica

3. EXISTEM 4 PRINCIPAIS FUNÇÕES
INORGÂNICAS:
Ácidos
BasesSais
Óxidos

4. ÁCIDOS
 É toda substância que quando dissolvida em água
forma o cátion H+.
• Têm sabor azedo
•Alguns possuem alto poder corrosivo (clorídrico, sulfúrico, etc)
•Reagem com metais.
•Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

5.  Em agua produz íons:
 HCl H+ + Cl- Monoácidos
 H2SO4 2H+ + SO4 Diácidos
 HClO
 H3PO4
 Quanto mais H libera e mais facil, mais forte é. (Hidrácitos)
 Subtrai a quantidade de O pela H (OXIÁCIDOS) Escala 2,3...1...0
IONIZAÇÃO
H2O
H2O 2-
H2O
H2O

6. NOMENCLATURA:
•Para ácidos não oxigenados (HIDRÁCIDOS), usamos a terminação IDRICO.
•Exemplo:
• HCl – ácido clorídrico • H2S – ácido sulfídrico • H2Se –ácido selenídrico
•Para ácidos oxigenados (OXIÁCIDOS), se o elemento possuir somente uma
valência,usamos a terminação ICO.
•Exemplo:
H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO.
•Exemplos:
H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO2 – ácido nitroso HNO3 – ácido nítrico

8. BASES
 São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem o
ânion OH (hidróxidos).⁻
 As bases são formadas com a união da hidroxila com um metal
(cátion)
 Possuem alto poder corrosivo (soda cáustica NaOH)
 Tem sabor adstringente
 Possuem alta condutividade elétrica
 As bases diminuem a acidez das soluções
 Forte: com metal 1ª e 2ª, Fraca: todas as outras e com Mg e Be

9.  Se o elemento possuir somente uma valência (NOX
fixo), usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do
elemento. Exemplo:
NaOH – hidróxido de sódio Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Monobase Dibase
 Se o elemento possuir duas valências (NOX variavel), usamos
a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os
sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos.
Exemplo:
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
NOMENCLATURA:

11. O PH DE UMA SOLUÇÃO
pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido
dentro de uma escala de 0 a 14.
pH<7 Solução ácida
pH=7 Solução neutra
pH>7 Solução básica

13. SAIS
 Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-
 De maneira geral este cátion é um metal e o ânion um não-
metal.
 Possuem sabor salgado,
 Possuem ação bactericida,
 Possuem alta condutividade elétrica

14.  Ocorre quando um ácido reage com uma base
produzindo um SAL e agua
 HCl + NaOH NaCl + H2O
 H2SO4 + Ca(OH)
REAÇÃO DE
NEUTRALIZAÇÃO
BINÁRIO
TERNÁRIO

15. NOMENCLATURA:
 Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação
ETO. Exemplo:
CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
RbF – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico
 Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para
ITO. Exemplo:
Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso (Na2=H2 ----- H2SO3)
LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso Li1=H1-----------HNO2)
 Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para
ATO. Exemplo:
Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

16. mosquITO teimOSO, te mATO te pICO,
te mETO no vIDRICO

17. ÓXIDOS
 São compostos binários, ou seja, formados por dois
elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro
qualquer outro elemento químico (exceto o flúor).
 Como o O pode se ligar a qualquer elemento, as
características desta função irá variar de acordo com o
elemento a qual ele se ligar.
 Os Óxidos são inodoros e insípidos
 São, em geral, tóxicos (poluentes)
 Alguns óxidos reagem com água, produzindo ácidos ou
bases.

18.  OXIDOS BASICOS (Se reagir com agua forma base)
O +METAL (nox menor ou = 3)
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O =
FeO + H2O =
 OXIDOS ÁCIDOS (Se reagir com agua forma acido)
O + AMETAL (nox maior ou =4)
SO3 + H2O =H2SO4
CO2 + H2O =
N2O5 + H2O =

19.  Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a
expressão “óxido de” seguida do nome do elemento.
BaO – óxido de bário K2O – óxido de potássio
 Se o elemento possuir duas valências, usamos a
expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os
sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números
romanos.
 Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
 CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
 NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
 Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III
NOMENCLATURA:

21. HCl
HF
H2SO4 NaOHMg(OH)2
Hidróxido de Cálcio
NH4OH
NaCl
Cloreto de potássio
Na2CO3
Al2(SO4)3
CO
CaO
Pb3O4
Ácido Clorídrico Óxido de cálcio
KCl
Hidróxido de Magnésio Ácido sulfúrico Hidróxido de Sódio
Ca(OH)2
Carbonato de Sódio Óxido de chumbo
Cloreto de sódio Hidróxido de amônio Monóxido de Carbono
Ácido fluorídrico Sulfato de alumínio

22. REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS

23.  As substancias que participam de uma reação
química deixam de existir e dão origem a uma
nova substancia.
 Há o rompimento das ligações entre os átomos
destas substâncias, eles se rearranjam e há a
formação de novas ligações químicas.
 Através do estudo destas reações pode-se criar
novas substancias, como os plásticos.
É UM PROCESSO PELO QUAL CERTAS
SUBSTÂNCIAS SÃO TRANSFORMADAS EM
OUTRAS, EM CONSEQUÊNCIA DE
REARRANJO DE SEUS ÁTOMOS.

24. EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES
QUÍMICAS
 mudança de cor;
 liberação de gases (efervescência);
 formação de um sólido (precipitado);
 aparecimento de uma chama ou luminosidade.

26.  Ao misturar um ácido e uma base se inicia uma
reação química que irá produzir um sal e água.
 Podemos dizer que:
Uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas
moléculas de hidróxido de potássio resultando em
uma molécula de sulfato de potássio e duas moléculas
de água.
 Isto não é muito prático e pessoas de outras nações
terão dificuldade de entender.
 Assim, as reações químicas são descritas
graficamente em Equações, uma linguagem
internacional.

27.  Assim está mais fácil, prático, rápido e qualquer
um com conhecimento poderá interpretar a
reação:
ácido sulfúrico
hidróxido de potássio
sulfato de potássio
água

28. EQUAÇÃO QUÍMICA:
 É a representação de uma reação química,
indicando os reagentes e seus produtos.
 Na equação química temos:
 Coeficientes: (os números que vem antes nas
fórmulas) indicam a proporção entre reagentes e
produtos;
 Índices (os números que vem depois nos símbolos
dos elementos): indicam o número de átomos
presentes nas substâncias.

29. REAGENTE PRODUTO
COEFICIENTE ÍNDICE

30. EQUAÇÃO NÃO-BALANCEADA:
 O número de átomos do produto é diferente do
número de átomos dos reagentes.
H2 + O2 → H2O
EQUAÇÃO BALANCEADA:
 Quando o número de átomos do produto é igual ao
número de átomos dos reagentes.
2H2 + O2 → 2H2O

31. MÉTODO DAS TENTATIVAS:
 Para fazer o acerto dos coeficientes utiliza-se o método das
tentativas: deve-se contar o número de átomos dos
reagentes e dos produtos e equaliza-los.
 Nesta ordem:
1º) Metais
2º) Não-Metais
3º) Oxigênio
4º) Hidrogênio
 Dica: Iniciar o balanceamento com os elementos que
aparecem uma só vez em ambos os membros; selecionar o
elemento de maior índice e utilizar esses índices como
coeficientes no membro oposto;

32. Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
NH4Cl + Ba(OH)2 →BaCl2 + NH3 + H2O
1Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + 1H2O + 1CO2
2NH4Cl +1Ba(OH)2 →1BaCl2 + 2NH3 + 2H2O

33. MODOS DE REAÇÕES
QUANTO AO ENVOLVIMENTO DE CALOR:
 Endotérmica: ocorre com absorção de calor.
Ex.: CaCO3 + calor → CaO + CO2.
H2O(s) + calor → H2O(l)
 Exotérmica: ocorre com liberação de calor.
Ex.: 2 H2 + O2 → 2 H2O + calor
C + O2 → CO2 + calor
(Carbonato de cálcio) (óxido de cálcio)

34. QUANTO À VELOCIDADE
 A velocidade de uma reação química depende de
vários fatores:
 superfície de contato entre os reagentes,
 temperatura,
 concentração dos reagentes e
 presença do catalisador.
 Rápidas:
Ex.: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
 Lentas:
Ex.: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

35. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
OXIRREDUÇÃO
 Reação onde há perda e ganho de elétrons.
 Haverá uma variação do NOX.
 O mesmo número de elétrons reagindo deve ser produzido.
 Oxidou- aquele que perdeu elétrons- aumento o NOX
 Reduziu- aquele que ganhou elétrons- diminuiu o NOX
 Agente Oxidante- quem sofreu redução
 Agente Redutor- quem sofreu oxidação

36.  BALANCEAMENTO:
1- Ache o NOX de cada elemento
2- Ache aquele elemento que variou o NOX
3- Monte uma tabela com aqueles que oxidaram e
reduziram e tenham as maiores atomicidades
4- Verifique quantos elétrons foram doados e
recebidos
5- coloque o número de elétrons encontrado como
coeficiente do que tenha maior atomicidade que
variou
6- Balanceie o resto por tentativas

37. Ex. Balanceie a equação:
P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
NOX= 0 +1+5-2 +1 -2 +1+5-2 +2-2
P= oxidou (0-5= Δ=5) N=reduziu (5-2= Δ=3)
Δo=5x1=5 (multiplico pela maior atomicidade encontrada)
Δr= 3x1=3 (multiplico pela maior atomicidade encontrada)
P Δ=5 –perdeu 5 elétrons X N Δ=3- ganhou 3 elétrons
3= coeficiente de P (com maior atomicidade)
5= coeficiente de N (com maior atomicidade)
3P + 5HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
3P + 5HNO3 + 2H2O  3H3PO4 + 5NO

38.  Ex. Identifique a reação de oxirredução
I- 2HCl + 2HNO3  2NO2 + Cl2 + 2H2O
II- HCl + NaOH  NaCl+ H2O
III- Zn + 2MnO2  ZnO+ Mn2O3
Qual é o agente oxidante?
I- HNO3 Cl oxidou N reduziu
III- MnO2 Zn oxidou Mn reduziu
Tarefa:
K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl2 + Cl + H2O
NaBr + MnO2 + H2SO4  MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4

39. SÍNTESE (OU ADIÇÃO):
 Reação em que duas ou mais substâncias
(simples ou compostas) originam uma única
substância composta.
Ex.: 2 CO + O2 → 2 CO2
2 H2 + O2 → 2 H2O
2 C + 3 H2 + ½ O2  C2H6O

40. ANÁLISE (OU DECOMPOSIÇÃO):
 Reação em que uma única substância composta
se desdobra em outras substâncias (simples ou
compostas).
Ex.: 2 HCl → H2 + Cl2 (pirólise)
2H2O2 → 2 H2 + O2 (fotólise)
2 H2O → 2 H2 + O2 (eletrólise)

41. DESLOCAMENTO (OU
SUBSTITUIÇÃO):
 Reação em que uma substância simples reage
com uma composta produzindo uma composta e
outra simples.
Ex.: Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + I2
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

42. DUPLA TROCA:
 Reação em que duas substâncias compostas
produzem duas novas substâncias compostas.
Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

43. COMBUSTÃO:
 É a reação em que substâncias (combustíveis) e o
oxigênio reagem liberando luz, calor e outras
substâncias.
Ex.: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3 H2O (completa)
C2H6O + 2O2 → 2CO + 3 H2O (incompleta)

44. CÁLCULOS QUÍMICOS
 Unidade de Massa atômica: Tem como símbolo u e é
definida como sendo igual a 1/12 da massa de um átomo
isótopo Carbono 12.
Ex. A massa do Flúor é 19, isso significa que seus átomos
tem massa que é 19 vezes maior que 1/12 do 12C.
Na- massa=23. Massa 23 vezes maior que 12C
 Massa Atômica: a massa de um átomo expressa com uma
unidade, u, diferente do número de massa.
Ex. 27
13Al
Numero de massa= 27
Massa atômica= 26,981538 u

45.  Massa atômica de um elemento: é a massa
média de todos os seus isótopos existentes de
acordo com suas proporções encontradas na
natureza. Expressa pela unidade u.
Ex. 10
B (19,9%) e 11
B (80,1%)= 200 +880= 10,8
100
 Massa Molecular: é a massa de uma molécula
de determinada substância, expressa em unidade
u.
Ex. H2O = 2H (1u cada) + 1O(16u)= 18u
- NH3 =
- SO2 =

46.  Constante de Avogadro: definida como é usada para
converter u (micro) em g (macro)
6,02x1023
u =1mol
1u.m.a= 1,66x10-24
g
 Mol: é a unidade SI para a grandeza “quantidade de
matéria”.
- Indica a quantidade de átomos, 1 mol de H= 6,02x1023
u
-Indica massa em g. 1mol de H2O = 18u = 18g
- Indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições
normais de temperatura e pressão). Para gases que estão
nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP:
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg

47. Ex. 2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x
22,4L = 44,8L
 Para gases que não estão nestas condições, utiliza-
se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de
Clapeyron:
P.V = n.R.T
 Onde:
P = pressão do gás (atm)
V = volume do gás (L)
n = número de mols do gás (mol)
R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T = temperatura do gás (K)

49.  Número de mols (n): indica a relação entre a
massa da substancia e seu mol (massa molecular)
n=
m
mol (MM)
 Exemplo:
 Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?
 por Regra de Três:

52. ESTEQUIOMETRIA
 Os cálculos estequiométricos que envolvem uma
reação química consiste em encontrar as
quantidades de certas substâncias a partir de
dados de outras substâncias que participam da
mesma reação química.
 Estes cálculos são feitos através de proporções.
 Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora
serão chamados de coeficientes estequiométricos.

53. PASSO-À-PASSO
 1. fazer o balanceamento da equação química
(acertar os coeficientes estequiométricos);
 2. fazer contagem de mol de cada substância;
 3. relacionar as grandezas;
 4. calcular com regra de três (proporção).

54.  Ex. 1) 108g de metal alumínio reagem com o
ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio,
segundo a reação abaixo:
 Determine:
a) o balanceamento da equação:
 2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4
produzindo 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2

55.  b) a massa do ácido sulfúrico necessária para
reagir com 108g de alumínio:

56. CÁLCULO DE PUREZA
 O cálculo de pureza é feito para determinar a
quantidade de impurezas que existem nas
substâncias.
 Ex Uma amostra de calcita, contendo 80% de
carbonato de cálcio, sofre decomposição quando
submetida a aquecimento, de acordo com a
reação:

57.  Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da
queima de 800g de calcita?
Para o restante do cálculo, utiliza-
se somente o valor de CaCO3
puro, ou seja, 640g.

58. CÁLCULO DE RENDIMENTO
 Em um reação química a quantidade de produto
pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o
rendimento não foi total.
 O cálculo de rendimento de uma reação química é
feito a partir da quantidade obtida de produto e a
quantidade teórica (que deveria ser obtida).
 Quando não houver referência ao rendimento de
reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de
100%.

59.  Ex. Num processo de obtenção de ferro a partir
do minério hematita (Fe2O3), considere a
equação química não-balanceada:
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um
rendimento de 80% na reação, a quantidade de
ferro produzida será de:

60. Equação Balanceada:
Dados: 1Fe2O3 = 480g
2Fe = x (m) com 80% de rendimento
MM Fe2O3 = 160g/mol
m Fe = 56g/mol
R= massa obtida
massa esperada

61. REAGENTE LIMITANTE E EM
EXCESSO
 Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais
rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de
reagente.
 Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro
reagente será o limitante.
 Estes cálculos podem ser identificados quando o
problema apresenta dois valores de reagentes.
 Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso,
utiliza-se apenas o limitante como base para os
cálculos estequiométricos.

62.  Ex. 1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto
de zinco de acordo com a seguinte reação:
 Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o
regente em excesso?
Balancear a reação química:
Dados:
Zn = 30g
S = 36g

63.  Transformar a massa em gramas para mol:
 Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?
 S está em excesso e, portanto o Zn é o regente limitante.

64.  2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir
dos dados da equação acima?
 Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o
valor do reagente limitante.

65. LEIS DAS REAÇÕES
QUÍMICAS
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
 Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação
química, em sistema fechado, a soma das massas
dos reagentes é igual à soma das massas dos
produtos”.
 Ou seja, nada se perde, nada se cria, tudo se
transforma.
2 H2 + O2 → 2 H2O
4 u 32 u 36 u

66. LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS
 Proposta por Proust:
“Quando duas ou mais substancias se combinam
para formar um composto, elas devem guardar
entre si proporções certas e definidas”.
 Os reagentes se combinam na proporção de suas
massas
2 H2 + O2 → 2 H2O
2u 16 u 18 u
4u 32 u 36 u
MASSA ATÔMICA
MASSA MOLECULAR
x2
etc
1/12 da massa de C

67. 2 H2 + O2 → 2 H2O
2u 16 u 18 u
(MDC)
2 H2 + O2 → 2 H2O
1u 8 u

68. FÓRMULA MÍNIMA E FÓRMULA
MOLECULAR

70.  Ex. A composição centesimal de determinado
composto é dada por: 40,00% de C, 6,67% de H e
53,33% de O.
 Considerando uma massa de 100 g de amostra do
composto temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g de O.
 Passar esses valores para a quantidade de matéria
(mol). C: 40/12 = 3,33. H: 6,67/1 = 6,67. O: 53,33/16 =
3,33
 Dividir todos os valores pelo menor deles: C: 3,33/3,33
= 1. H: 6,67/3,33 = 2. O: 3,33/3,33 = 1
C1H2O1 ou CH2O.

71. FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR
DA FÓRMULA MÍNIMA
 Ex. Fórmula mínima (CH2O)n
 n= massa molecular
massa da fórmula mínima
MM= 180g/mol
n= 180/30= 6
(CH2O)6 = C6H12O6

72.  Ex. MM= 90g/mol
 (CH2O)n
 Encontre a fórmula molecular

73. FÓRMULA PERCENTUAL OU
CENTESIMAL
 Indica a massa de cada elemento químico que
existe em 100 partes de massa (100 g, 100 kg) da
substância.
 Ou use a regra de três

74.  Ex. Determine a fórmula percentual de um sal
inorgânico, sendo que a análise de sua amostra
indicou que em 50 g dessa substância existem 20
g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio.
cálcio = 20 g . 100% = 40 %
50 g
carbono = 6 g . 100% = 12 %
50 g
oxigênio = 24 g . 100% = 48 %
50 g
fórmula centesimal:Ca40%C12%O48%

75.  Ex. Qual a fórmula centesimal de Fe2O3
 Fe2= 112g O3= 48g MM= 160g/mol
 160 – 100%
 112 – Fe
 Fe= 70% logo
 O= 30%

76. FIIIIIMMMMM !!!FIIIIIMMMMM !!!