Essas apostila de funções inorgânicas conceitua a as substancias de acordo com semelhanças químicas e descreve as principais classificações teóricas, conceitos e definições de ácidos, bases, óxidos e sais.

1. FUNÇÕES INORGÂNICAS

2. O processo de autoionização da água líquida pode ser
representado pela equação:
𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−
ou, simplificadamente,
𝐻2𝑂 ↔ 𝐻+ + 𝑂𝐻−
Os íons produzidos, 𝐻3𝑂+ e 𝑂𝐻−  são usualmente
chamados de íon hidrônio e hidroxila, respectivamente.

3. ELETRÓLITOS
Condutividade elétrica é a capacidade das soluções de
conduzir uma corrente elétrica devido ao movimento
relativo de íons presentes na solução.
Não conduz
corrente
Conduz
corrente
https://www.youtube.com/watch?v=5X1zLQ_zGK8

4. ELETRÓLITOS
+ 𝐻2𝑂 →
+ 𝐻2𝑂 →
Não-eletrólito → usualmente são solúveis em água, mas
não formam íons em solução.
𝐶12𝐻22𝑂11 (𝑠) 𝐶12𝐻22𝑂11 (𝑎𝑞)
𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑠) 𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑎𝑞)

5. Eletrólito → Os eletrólitos são responsáveis pela condução de
eletricidade em uma solução aquosa e essa condução é feita
pelos íons formados.
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂+ + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑠 → 𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻− (𝑎𝑞)
ELETRÓLITOS

6. EXEMPLOS:
Substância Tipo de Ligação Sólido Solução
Ferro
Cobre
NaOH
NaCl
C12H22O11
HCl
Diga o tipo de ligação que forma as substâncias a baixo e se
conduz corrente elétrica na forma sólida e na forma de solução:

7. TERMOS UTILIZADOS:
Eletrólito → conduz energia
Não eletrólito → não conduz energia
Dissociação → separação de íons já existentes
Ionização → formação de íons através de reações químicas

8. Substâncias que Conduzem
Correntes
Substâncias que NÃO
Conduzem Correntes
IÔNICAS → Solução / Fundidas
METÁLICAS → Sólidas / Fundidas
COVALENTES → Só ácidos em
solução
IÔNICAS → Sólidos
COVALENTES → Sólidos / Fundidas /
Soluções exceto ácidos em solução
Gases → Condições normais de T e P.

9. DISSOCIAÇÃO
𝑁𝑎𝐶𝑙𝑠
𝐻2𝑂
(𝑎𝑞)
𝑁𝑎+
(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑙−
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠
)
(𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
𝑁𝑎+
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻−
𝐾2𝑆𝑂4 𝑠
𝐻2𝑂
(𝑎𝑞)
2 𝐾+
4(𝑎𝑞)
+ 𝑆𝑂2−
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑠)
𝐻2𝑂
(𝑎𝑞)
𝐶𝑎2+
(𝑎𝑞)
+ 2𝑂𝐻−
IONIZAÇÃO
𝐻𝐶𝑙(𝑙 ) + 𝐻 𝑂
2 (𝑙 ) 3 (𝑎𝑞)
→ 𝐻 𝑂+
(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑙−
𝐻2𝑆𝑂4(𝑙) + 2𝐻2𝑂(𝑙)
→ 2𝐻3𝑂+ + 𝑆𝑂2−
(𝑎𝑞) 4(𝑎𝑞)

10. FUNÇÕES INORGÂNICAS - RESUMOS
ÁCIDOS: 𝐻3𝑂+ (ionização)
BASES: 𝑂𝐻− (dissociação)
SAIS: 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻− (dissociação)
ÓXIDOS: 2 elementos, sendo 1 o mais eletronegativo e o outro o
“O” (oxigênio)

11. ÁCIDOS – Definição de Arrhenius (1884)
𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒(𝒍) + 𝟑𝑯𝟐𝑶(𝒍) (𝒂𝒒)
→ 𝟑𝑯𝟑𝑶+
𝟒(𝒂𝒒)
+ 𝑷𝑶𝟑−
𝟑
𝑯 𝑷𝑶𝟒
𝟐
𝑯 𝑶
+
𝟑𝑯 + 𝑷𝑶
𝟑−
𝟒
Ácidos são substâncias que, quando dissolvidos em água,
aumentam a concentração do íon H+. De forma semelhante, bases
são substâncias que, quando dissolvidos em água, aumentam a
concentração do íon OH-.
Ionização total:
Obs: Só se aplica a um solvente em particular, a água.

12. ÁCIDOS – Definição de Arrhenius (1884)
Ionização parcial:
𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒(𝒍) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) (𝒂𝒒)
→ 𝑯𝟑𝑶+
𝟒(𝒂𝒒)
+ 𝑯𝟐𝑷𝑶𝟑−
𝑯𝟐𝑷𝑶𝟑− + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑯𝟑𝑶+
𝟒 (𝒂𝒒) 𝟒
+ 𝑯𝑷𝑶𝟐−
𝑯𝑷𝑶𝟐− + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑯𝟑𝑶+
𝟒 (𝒂𝒒) 𝟒
+ 𝑷𝑶−
(1)
(2)
(3)

13. ÁCIDOS E BASES – Definição de Bronsted - Lowry (1923)
Um ácido é um doador de prótons (H+).
Uma base é uma receptora de prótons (H+).
* É a definição mais aceita
𝐻𝐶𝑙(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙)
→ 𝐻3𝑂+ + 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞) (𝑎𝑞)
ÁCIDO → BASE CONJUGADA
BASE → ÁCIDO CONJUGADO

14. ÁCIDOS E BASES– Definição de Bronsted - Lowry (1923)
ÁCIDO → BASE CONJUGADA
BASE → ÁCIDO CONJUGADO
(𝑎𝑞)
𝑂𝐻−
2 (𝑎𝑞)
+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂−

15. ÁCIDOS E BASES – Definição de Lewis (1923)
Um ácido é um aceitador de par de elétrons.
Uma base é uma doadora de par de elétrons.

16. ÁCIDOS E BASES – Definição de Lewis
𝑂 2−
H
O – H O – H
-
+ O – H
-
H H
H – N – H + O – H
H
H – N – H
H
+
+ O – H
-

17. ÁCIDOS – Classificação
Quanto a presença de oxigênio:
→ Sem oxigênio – HIDRÁCIDO – Exemplo: HCl, HCN, H2S
→ Com oxigênio – OXIÁCIDO – Exemplo: H2SO4, HNO3,
H3PO4

18. ÁCIDOS – Classificação
Quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis:
→ 1 H – Monoácido ou Monoprótico
→ 2 H – Diácido ou Dioprótico
→ 3 H – Triácido ou Triprótico
→ 4 H – Tetrácido ou Tetraprótico

19. ÁCIDOS – Nomenclatura
Hidrácidos:
ÁCIDO + [nome do elemento] ÌDRICO
HCl: Ácido clorídrico
H2S:
HBr:
HCN:

20. ÁCIDOS – Nomenclatura
Oxiácidos:
NOX PREFIXO SUFIXO
7+ PER ICO
6+, 5+ ICO
4+, 3+, 2+ OSO
1+ HIPO OSO

21. ÁCIDOS – Nomenclatura
ÁCIDO + Prefixo[nome do elemento]Sufixo
- Ácido Perclórico
HClO4 : Nox =
HClO3 : Nox = -
HClO2 : Nox = -
HClO : Nox = -

22. ÁCIDOS – Nomenclatura
ÁCIDO + Prefixo[nome do elemento]Sufixo
HNO3 : Nox = -
HNO2 : Nox = -
H3BO3 : Nox = -

23. BASES OU HIDRÓXIDOS - Definições
→ Dissociações iônicas
→ Ânion (OH-)
Exemplos:
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) (𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
𝑁𝑎 +
(𝑎 𝑞 )
+ 𝑂𝐻−
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑠) (𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
𝐶𝑎 2+
(𝑎𝑞)
+ 2 𝑂𝐻−
𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 (𝑠) (𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
𝐴𝑙 3+
(𝑎𝑞)
+ 3 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3 (𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) 4 (𝑎𝑞)
→ 𝑁𝐻+
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻−

24. BASES OU HIDRÓXIDOS - Classificação
Quanto ao nº de hidroxilas:
→ 1 OH- – Mono
→ 2 OH- – Di
→ 3 OH- – Tri
→ 4 OH- – Tetra
Quanto a força:
→ Bases fortes:
Grupo 1
Grupo 2 (Exceto Mg2+)
→ Bases fracas:
As demais, incluindo Mg2+.

25. BASES – Nomenclatura
→ BASES COM CARGAS FIXAS
- Grupo 1
- Grupo 2
- Al3+, Ag, Zn2+, NH4
+
→ Exemplo: HIDRÓXIDO DE _ _ _ _ _ _ _ _ _

26. BASES – Nomenclatura
AgOH:
Al(OH)3:
Zn(OH)2:
Ca(OH)2:
→ BASES COM CARGA VARIÁVEL
Fe(OH)2:
Fe(OH)3:
Cu(OH)2:
CuOH:

27. SAIS – Formulação e Nomenclatura
Substância iônica, obtida junto com a água em uma reação de
neutralização total ou parcial.
ÁCIDO + BASE → ÁGUA + SAL
HCl + NaOH → 𝐻2𝑂 + NaCl
Formulação:
Cátion + Ânion
Base Ácido

28. SAIS – Formulação e Nomenclatura
NaCl KHCO3 Fe(NO3)2
NOMENCLATURA
de
Nome do Ânion Nome do Cátion

29. ÓXIDOS – Nomenclatura e Classificação
Compostos binários onde o oxigênio é o mais eletronegativo.
Óxido – Iônicos x Moleculares
𝐶𝑂2 𝑁2𝑂5 𝐹𝑒2𝑂3
𝑁𝑎2𝑂 CuO

30. Óxidos Iônicos
ÓXIDOS – Nomenclatura e Classificação
Nomenclatura:
Óxido de
Na2O →
MgO →
FeO →
Fe2O3 →

31. Óxidos Moleculares
ÓXIDOS – Nomenclatura e Classificação
Nomenclatura:
Mon
Di
Tri
Tetr
Óxido de
Di
Tri
T
etra
Exemplo:
CO2:
SO3:
N2O5:
Cl2O3:

32. ÓXIDOS – Nomenclatura e Classificação
TIPOS DE ÓXIDOS
→ Ácidos ou anidridos
→ Básicos
→ Neutros
→ Anfóteros
→ Duplos ou mistos
→ Peróxidos

33. REFERÊNCIAS
• https://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/05/FQAnalitica_Aula1.pdf
• https://www.youtube.com/watch?v=5X1zLQ_zGK8
• BROWN, Theodore L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2005.