a

1. FUNÇÕES
QUÍMICAS
Definição: grupos de substâncias com
propriedades químicas semelhantes.
Classificação Geral:
Funções Inorgânicas
Funções Orgânicas

2. INTRODUÇÃO
Solução eletrolítica
Condutibilidade das Soluções:
As experiências do Químico Arrhenius.
NaCl +
H2O
açucar + H2O
Solução não eletrolítica

3. FUNÇÕES
INORGÂNICAS
CLASSIFICAÇÃO:
ÁCIDOS
HIDRETOS
BASES
ÓXIDOS
SAIS

4. Conceitos de Arrhenius:
Ácidos, Hidretos e Bases
Ácidos: substâncias que em meio aquoso se
ionizam originando apenas cátions H+ (H3O+).
Ex.: HCl + H2O  H+ (H3O+). + Cl-
Hidretos: compostos binários de hidrogênio.
Ex.: HCl, KH, NH3, etc.
Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.
Ex.: NaOH  Na+ + OH-

5. Conceitos de Arrhenius:
Óxidos e Sais
Óxidos: compostos binários onde o elemento mais
eletronegativo é o oxigênio.
Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se
dissociam liberando pelo menos um cátion diferente do
H+ ou um ânion diferente do OH-.
Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.

6. Definições Importantes
Soluções iônicas – conduzem corrente elétrica.
Soluções não iônicas – não conduzem corrente elétrica.
Dissociação iônica – processo pelo qual a água separa os
íons já existentes.
Solvatação – envolvimento dos íons do soluto iônico pelas
moléculas de água.
Ionização – processo de formação de íons que não existiam
por reação com a água.
Dissolução – processo de separação de componentes não
eletrolíticos por ação da água.

7. Definições Importantes
Grau de dissociação iônica () – relação entre o n° de
unidades dissociadas ou ionizadas na solução pelo número de
unidades inicial da substância.
 = n / N ou em porcentagem  = n / N x 100
Eletrólito forte –   50% (  0,5)
Eletrólito semiforte – 5%    50% (0,05    0,5)
Eletrólito fraco –   5% (  0,05)

8. Exercícios de fixação:
1. Os compostos abaixo são, respectivamente:
AgNO3 NH4OH HClO4
a) ácido, base, sal
b) base, sal, base
c) sal, base, ácido
d) ácido, sal, ácido
e) sal, base, base
2. (UCSal) Considere a apaparelhagem desenhada abaixo,
empregada para teste de condutibilidade elétrica.
O teste de condutibilidade elétrica deu resultado positivo
com um dos líquidos abaixo. Qual deve ter sido?
a) Oxigênio liquefeito.
b) Nitrogênio liquefeito.
c) Hélio liquefeito.
d) água do mar.
e) Gasolina.

9. Exercícios de fixação:
3. Assinale as proposições verdadeira:
(01) Todo eletrólito é um composto iônico.
(02) A equação HBr + H2O  H3O + Br- representa a
dissolução do HBr.
(04) O açúcar (C12H22O11) ao ser adicionado à água,
sofre dissociação.
(08) O HCl liquefeito conduz corrente elétrica.
(16) O NaOH emágua forma uma solução eletrolítica.

10. NOMENCLATURA
DAS FUNÇÕES:
ÓXIDOS, BASES E
HIDRETOS

11. ÓXIDOS: Nomenclatura
 Óxidos de metais com Nox fixo: lê-se óxido seguido
do nome do elemento.
Ex.: Na2O – óxido de sódio / ZnO – óxido de zinco.
 Óxidos de metais ou ametais com Nox variável: lê-
se óxido seguido do nome do elemento e do Nox escrito
em algarismo romano.
Ex.: FeO – óxido de ferro II.
Au2O3 – óxido de ouro III.
SO2 – óxido de enxofre IV.

12. Óxidos: Nomenclatura
 Observações:
1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as
terminações oso ou ico no cátion de menor e maior
Nox, respectivamente.
Ex.: FeO – óxido ferroso
Au2O3 – óxido áurico.
PbO2 – óxido plumbico.

13. Óxidos: Nomenclatura
2) A nomenclatura dos óxidos também pode ser feita
indicando-se prefixos (mono, di, tri, etc.) para o
número de átomos de cada elemento:
Ex.: Cl2O5  pentóxido de dicloro.
3) Nox dos principais metais:
Fe, Co e Ni  + 2 e +3
Hg e Cu  +1 e +2
Pb e Pt  +2 e +4
Au  +1 e +3

14. Óxidos: Nomenclatura
4) Os óxidos ácidos são chamados de anidridos e ganham
terminações em função do Nox, vide tabela.
Terminação Nox
Per ico + 7
ico (+3 + 4) +5 e +6
oso +3 e +4
Hipo oso +1 e +2
(+3) ico apenas
para o boro - B
(+4) ico apenas
para o carbono - C
Ex.: SO3  anidrido sulfúrico / CO2  anidrido carbônico
Cl2O  anidrido hipocloroso / Cl2O5  anidrido clórico
Mn2O7  anidrido permangânico, etc.

15. BASES: Nomenclatura
 Bases de metais com Nox fixo: lê-se hidróxido seguido
do nome do metal.
Ex.: NaOH – hidróxido de sódio
 Bases de metais com dois Nox: lê-se hidróxido seguido
do nome do elemento e do Nox escrito em romano.
Ex.: Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II.
 Observação: Hidróxidos de metais com dois Nox utiliza-
se as terminações oso e ico no cátion de menor e maior
Nox, respectivamente.
Ex.: Fe(OH)3 – hidróxido férrico.

16. HIDRETOS: Nomenclatura
 Hidretos de metais com Nox fixo: lê-se hidreto seguido
do nome do metal.
Ex.: CaH2 – hidreto de cálcio.
 Hidretos de metais com dois Nox: lê-se hidreto seguido
do nome do elemento e do Nox escrito em romano.
Ex.: CuH2 – hidreto de cobre II.
 Observação: hidretos de metais com dois Nox utiliza-se
as terminações oso e ico no cátion de menor e maior Nox,
respectivamente.
Ex.: NiH2 – hidreto niqueloso.

17. Exercícios de fixação:
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos:
1. MgO 
2. Pb3O4 
3. Ca(OH)2 
4. CuH 
5. Fe(OH)3 
6. Óxido de alumínio 
7. Óxido de potássio 
8. Óxido de ferro III 
9. Óxido plumboso 
10. Óxido estânico 
11. Hidreto de lítio 
12. Hidróxido de zinco 
13. Hidróxido ferroso 
14. Hidreto de fósforo 

18. CLASSIFICAÇÃO &
REAÇÕES DAS
FUNÇÕES:
ÓXIDOS, BASES E
HIDRETOS

19. ÓXIDOS: Classificação Geral
Óxidos básicos
fortes
Óxidos básicos
fracos, ácidos
ou anfóteros
Óxidos ácidos
ou neutros
Não formam
óxidos
Água
Óxidos básicos fracos: Nox = +1 e +2
Óxidos ácidos: Nox > +4
Óxidos anfóteros: Nox = +3 ou +4
Exceções: ZnO e PbO (anfóteros)
Óxidos ácidos: ametais
Óxidos neutros: CO, N2O
e NO (exceções)
Óxidos básicos fortes: alcalinos
e alcalinos terrosos.
Exceção: BeO (anfótero)

20. ÓXIDOS: Regras de Classificação
1) Identificar o elemento combinado com o oxigênio se é: metal,
ametal / semimetal.
2) Ametal: provavelmente óxido ácido, exceção para os óxidos
neutros (NO, N2O e CO). O N2O é o gás hilariante.
3) Metal de Nox = + 8/3 (fórmula Me3O4) - óxido salino.
4) Metal com Nox = +1 e +2 – óxido básico, exceção para o BeO,
PbO e ZnO (anfóteros). Atenção para os peróxidos Nox do O =
-1 e superóxidos Nox do O = - ½.
5) Metal com Nox > +4 – óxido ácido.
6) Metal com Nox = +3 e +4 – óxido anfótero

21. Óxidos: Classificação Química
 Óxidos básicos: óxidos iônicos que reagem com água
formando uma base ou com ácido formando sal e água.
Reações: 1) Na2O + H2O  2NaOH
2) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O
 Peróxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o
oxigênio apresenta Nox = -1.
 Reações: 1) CaO2 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2
2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2

22. Óxidos: Classificação Química
 Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o
oxigênio apresenta Nox = -1/2.
Reações: 1) CaO4 + 2H2O  Ca(OH)2 + H2O2 + O2
2) CaO2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O2 + O2
 Óxidos ácidos: óxidos moleculares que reagem com água
formando um ácido.
Reações: 1) SO3 + H2O  H2SO4
2)  Mn2O7 + 2NaOH  2NaMnO4 + H2O
3) SO3 + MgO  MgSO4
4)  NO2 + H2O  HNO2 + HNO3

23. Óxidos: Classificação Química
 Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico.
Reações: 1) ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O
2) ZnO + NaOH  Na2ZnO2 + H2O
 Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não
reagem com água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O.
 Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula
geral Me3O4, corresponde a soma de dois óxidos do elemento.
Exemplos: Fe2O3 + FeO = Fe3O4 / PbO2 + 2PbO = Pb3O4
Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O
FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O

24. 1) Quanto ao número de hidroxila (OH-):
Monobase, ex.: NaOH / Dibase, ex.: Ba(OH)2
Tribase, ex.: Al(OH)3 / Tetrabase, ex.: Pb(OH)4
2) Quanto a solubilidade:
Solúveis: bases do grupo 1A e NH4OH
Pouco solúveis: a maioria das bases do grupo 2A
Insolúveis: as demais, incluem Be(OH)2 e Mg(OH)2
Bases: Classificação

25. Bases: Classificação
3) Quanto ao grau de dissociação:
Fortes: bases dos grupos 1A e 2A.
Fracas: as demais, inclue NH4OH
4) Quanto a volatilidade:
Voláteis: NH4OH Fixas: as demais.

26. BASES: Reações
1) Reações com óxidos ácidos:
2NaOH + 2NO2  NaNO3 + NaNO2 + H2O
2) Reações de neutralização:
NaOH + HCl  NaCl + H2O
3) Reações com sais:
2NaOH + CuCl2  Cu(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NH4Cl2  2NaCl + NH3 + H2O
Obs. Na primeira reação há a preciptação do
Cu(OH)2, na segunda liberação do gás NH3.

27. 1) Hidretos Iônicos: Nox do hidrogênio –1
Ex.: NaH, CaH2
2) Hidretos Moleculares: Nox do hidrogênio +1
Ex.: BeH2, NH3
Hidretos: Classificação

28. NOMENCLATURA,
CLASSIFICAÇÃO &
REAÇÕES DAS
FUNÇÕES:
ÁCIDOS E SAIS

29. ÁCIDOS: Nomenclatura
 Ácidos não Oxigenados ou Hidrácidos: lê-se ácido seguido
do nome do elemento com a terminação ídrico.
Ex.: HCl – ácido clorídrico.
H2S – ácido sulfídrico.
HCN – ácido cianídrico (caso especial).
 Ácidos Oxigenados: lê-se ácido seguido do nome do
elemento com prefixos e terminações especiais de acordo com o
nome do anidrido que lhe deu origem.
Ex.: H2SO4 – ácido sulfúrico (origem SO3 Nox do S = +6).
HClO4 – ácido perclórico ( origem Cl2O5 Nox do Cl = +7)

30. ÁCIDOS: Nomenclatura especial
 Ácidos originados de anidridos dos elementos P, Sb e As:
reagem com um número variável de moleculas de água. Ganham os
prefixos: orto - 3H2O / piro - 2H2O / meta - 1H2O.
Ex.: H3PO4 - ácido ortofosfórico (P2O5 + 3H2O  2H3PO4)
 Ácidos originados do B: reage com 3 ou 1 moléculas de água.
Ganham os prefixos: orto - 3H2O / meta - 1H2O.
HBO2 – ácido metabórico (B2O3 + H2O  HBO2)
 Ácidos originados do Si: pode reagir com 2 ou 1 moléculas de
água. Ganham os prefixos: piro - 2H2O / meta - 1H2O.
H4SiO4 – ácido silícico (SiO2 + 2H2O  H4SiO4 )
 Ácidos originados do Cr: pode reagir com 1 ou duas moléculas do
óxido crômico com uma de água formando os ácidos crômico e
dicromico, H2CrO4 e H2Cr2O7, respectivamente.

31. Exercícios de fixação:
Dê o nome ou fórmula, para os seguintes compostos:
1. HF 
2. H2SO3 
3. H2S 
4. HNO3 
5. H2Cr2O7 
6. H3PO4 
7. HNC 
8. Ácido bromídrico 
9. Ácido carbônico 
10. Ácido permangânico 
11. Ácido hiposulfuroso 
12. Ácido brômico 
13. Ácido cloroso 
14. Ácido pirofosfórico 

32. ÁCIDOS: Classificação
1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
Monoácido (monoprótico), ex.: HCl
Diácido (diprótico), ex.: H2CrO4
Voláteis: baixo ponto de ebulição - atomicidade < 7.
Ex.: hidrácidos, HNO3,H2CO3, HClO3, etc.
Fixos: alto ponto de ebulição - atomicidade  7.
Ex.: H3PO4, H3BO3, H3PO4, etc.
Atenção: H3PO2 - monoácido  H - P - O - H
H3PO3 - diácido  H - O - P - O - H
2) Quanto a volatilidade:
O
H O
H

33. Ácidos: Classificação
3) Quanto ao grau de dissociação ( )
Ácido fraco:  < 0,05 ( 5%)
Ácido médio: 0,05    0,5 (5 - 50 %)
Ácido forte:  > 0,5 (50%)
 Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr e HI / Médio: HF / Fracos: demais
 Oxiácidos: depende da relação entre o número de H ionizavel
e o número de O da molécula:
HxEzOy  (y - x) / z > 1 - forte
(y - x) / z = 1 - médio
(y - x) / z < 1 - fraco
Exceção: H2CO3 - fraco
( = 0,18%)

34. ÁCIDOS: Reações
1) Reações com metais: depende da reatividade, metais
nobres não deslocam o Hidrogênio (Cu, Hg, Ag, Pt e Au)
HCl + Cu  não reage (metal nobre)
HCl + Zn  ZnCl2 + H2
2) Reações especiais:
Cu + H2SO4  CuSO4 + 2H2O + SO2
Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
* Estas reações acontecem também com Ag e Hg / Au só reage com
água régia, HCl + HNO3, / Pt não reage.

35. Ácidos: Reações
3) Desidratação dos oxiácidos:
H2SO4  SO3 + H2O
4) Reações de neutralização:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O

36. SAIS: Nomenclatura x Classificação
 Os sais são obtidos da reação de um ácido com uma base
dando origem a diversos tipos de sais:
1) Reação dos hidrácidos com monobases:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Nomenclatura: ídrico  êto – cloreto de sódio (normal - halóide)
2) Reação dos oxiácidos com monobases:
H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + 2H2O
Nomenclatura: ico  ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal)
H2SO3 + NaOH  Na2SO3 + 2H2O
Nomenclatura: oso  ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal)

37. SAIS: Nomenclatura x Classificação
H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O
Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de
sódio ou bisulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal)
3) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases:
HCl + Ca(OH)2  CaOHCl + H2O
Nomenclatura: hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de
cálcio (hidroxi sal ou sal básico)
Obs. O caráter ácido ou básico do sal depende do ácido ou base que
lhe deram origem e não da presença do H+ e OH- no sal.
 CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O
Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato
cúprico pentahidratado (oxi-sal hidratado).

38. SAIS: Fórmula x Nomenclatura
 A obtenção da fórmula de sais a partir do nome do sal segue
a mesma seqüência da obtenção da fórmula dos ácidos:
Ex. 1: Sulfato de ferro II
Ato  Nox do enxofre = 6+  SO3
SO3 + H2O  H2SO4
FeSO4
Ex. 2: Hipoclorito de sódio
Ito  Nox do cloro = 1+  Cl2O
Cl2O + H2O  2HClO
NaClO
Obs. A carga do ânion corresponde ao n° de H ionizável do ácido.

39. Exercícios de fixação:
Dê o nome ou fórmula , para os seguintes compostos:
1. KF 
2. Na2SO3 
3. ZnS 
4. NaNO3 
5. K2Cr2O7 
6. RbH2PO4 
7. NH4NC 
8. Brometo de lítio 
9. Hidróxi carbonato de cálcio 
10. Permanganato de cálcio 
11. Hiposulfito de sódio 
12. Metaborato de potássio 
13. Perclorato de bário 
14. Hidrogenosulfato de potássio 

40. SAIS: Solubilidade
É muito difícil prever teoricamente se um sal é solúvel ou
pouco solúvel em água, experimentalmente temos:
Sais Regra geral Exceções
1A e NH4
+ Solúveis KClO4 e NH4ClO4
Acetatos (CH3COO-) Solúveis –
Nitratos (NO3
-) Solúveis –
Sulfatos (SO4
2-) Solúveis Sr, Ba, Ca, e Pb
Halogenetos (Cl-, Br- e I-) Solúveis Ag, Pb e Hg
Sulfetos (S-) Insolúveis 1A, 2A e NH4
+
Demais sais Insolúveis 1A e NH4
+
Obs. Em geral os sais de metais de transição são coloridos, os
demais são brancos.

41. SAIS: Reações
 Sal + metal – depende da ordem de reatividade dos metais
envolvidos na reação.
Ex.: CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu
 Sal + ácido – ocorrem em três hipóteses:
1) Formação de um ácido mais fraco:
Fe(CN)2 + 2HNO3  Fe(NO3)2 + 2HCN
2) Formação de um ácido volátil:
2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl
3) Formação de um sal insolúvel:
BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl

42. SAIS: Reações
 Sal + base – ocorrem em três hipóteses:
1) Formação de um sal ou base insolúvel:
2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4
2) Formação de uma base mais fraca:
2NaOH + Ca(NO3)2  2NaNO3 + Ca(OH)2
3) Formação de uma base volátil:
NaOH + NH4Cl  NaCl + NH4OH (NH3 + H2O)
 Sal1 + Sal2 –formação de um sal insolúvel:
KCl + AgNO3  AgCl + KNO3

43. Exercícios de fixação:
1. A única alternativa incorreta é:
a) Fe3O4 é um óxido salino.
b) N2O é um óxido neutro.
c) CaO é um óxido anfótero.
d) Cl2O7 é um óxido ácido.
e) H2O2 é um peróxido.
2. Com relação às bases é incorreto afirmar:
a) As bases ou hidróxidos têm fórmula geral M(OH)x, onde
M é um metal ou íon NH4
+.
b) As dibases têm fórmula geral M(OH)2.
c) As bases alcalinas são fortes.
d) O NH4OH é praticamente insolúvel em água.
e) Todas as bases de metais de transição pode ser
classificada em fraca e insolúvel.

44. Exercícios de fixação:
3. O ácido que corresponde à classificação monoácido e
ternário é:
a) HNO3 b) H2SO4 c) H3PO4 d) HCl e) HCNO
4. Dentre os ácidos abaixo, o de maior grau de ionização é:
a) H4P2O7 b) H2SO3 c) HNO2 d) HClO4 e) H3BO3
5. Os seguintes sais são solúveis em água:
a) KCl e BaCO3
b) AgCl e NaNO3
c) K2Cr2O7 e KMnO4
d) KClO4 e NiS
e) NaHCO3 e CaCO3

45. NOVOS
CONCEITOS DE
ÁCIDOS E BASES

46. Complemento do
Conceito de Arrhenius
Ácidos – Conceito original: substâncias que em
meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+.
Ex.: HCl  H+ + Cl-
aq
Ácidos – Conceito atual: substâncias que reagem
com água originando íons hidroxônio – H3O+ .
Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Bases – mantido o mesmo conceito.

47. Limitações do Conceito
de Arrhenius
Restrito a soluções aquosas.
Outros solventes também ionizam ácidos
e dissociam bases.
Incapaz de prever o caráter de ácidos não
hidrogenados ou bases sem hidroxilas.

48. Conceito de
Brönsted-Lowry
Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são
espécies receptoras de prótons.
Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Obs. Na reação direta da equação o H+ é transferido do
HCl para a água e na reação inversa o H+ é transferido
do H3O+ para o íon Cl-.
Reação geral: Ácido1 + Base1  Ácido2 + Base2
pares conjugados

49. Conceito de Lewis
Ácidos são espécies capazes de receber um par de
elétrons e Bases espécies doadoras de par de elétron.
Ex.: BF3 + NH3  F3 BNH3
F
B
F
F H
N
H
H
H
N
H
H
F
B
F
F +

50. Exercícios de fixação:
1. (FUC-MT) No equilíbrio HCl + NH3  NH4
+ + Cl-, podemos afirmar
que de acordo com o conceito de ácido e base de Brösted-Lowry:
a) NH4
+ atua como base.
b) NH3 atua como base.
c) HCl atua como base.
d) Cl- atua como ácido.
e) NH3 atua como ácido.
2. Julgue as proposições:
(01) Na reação HCl + NH3  NH4
+ + Cl-, o HCl funciona como ácido
segundo Arrhenius.
(02) Na reação HCl + HF  H2 F + + Cl-, os pares conjugados são:
HCl/Cl- e HF/ H2 F +.
(04)Na reação Co+3 + 6NH3  [Co(NH3 )6 ]+3 o cátion cobalto (Co+3)
funciona como ácido de Lewis.
(08) As bases de Lewis são também bases de Brösted-Lowry.
(16) Os ácidos de Arrhenius são também ácidos segundo Lewis.