O documento descreve a teoria da dissociação iônica proposta por Svante Arrhenius no século 19. Arrhenius realizou experimentos elétricos com diferentes soluções e compostos para testar sua teoria. Ele observou que soluções de compostos iônicos como sal de cozinha conduziam eletricidade, ao contrário de soluções de compostos moleculares como açúcar. Isso levou Arrhenius a concluir que compostos iônicos se dissociam em íons livres na solução, permitindo

1. FUNÇÕES
INORGÂNICAS

2. Svante August Arrhenius
nasceu no ano de 1859,
na Suécia. Em 1876,
ingressou na
Universidade de
Uppsala.
Esse químico ficou mais
famoso por sua Teoria
da Dissociação Iônica.
Na realidade, esse foi o
tema da sua tese de
doutorado, defendida em
1884.

3. Arrhenius utilizou um
equipamento parecido com
o mostrado ao lado. Nele,
temos uma bateria, em que
de um de seus polos sai
um eletrodo (fio de cobre)
conectado a uma lâmpada
e o outro fio fica com a
extremidade solta. Ele
colocava as duas
extremidades dos
eletrodos em contato com
diferentes tipos de
soluções e observava se
havia passagem de
corrente elétrica, o que era
evidenciado quando a
lâmpada acendia.

4. Arrhenius percebeu, por exemplo, que quando ele
colocava OS ELETRODOS SECOS NO SAL, A LÂMPADA
NÃO ACENDIA, isso também ocorria quando ele os
colocava na água pura. Porém, quando ele misturava os
dois, DISSOLVENDO O SAL NA ÁGUA, A LÂMPADA
ACENDIA, ou seja, a solução formada conduzia corrente
elétrica.
Arrhenius testou várias soluções e percebeu que quando
ele colocava COMPOSTOS IÔNICOS, como o sal de
cozinha e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH),
HAVIA CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA. Por isso,
ele concluiu que a PASSAGEM DE CORRENTE ELÉTRICA
SE DAVA PORQUE EXISTIAM ÍONS LIVRES NA
SOLUÇÃO, ou seja, os compostos iônicos sofriam
DISSOCIAÇÃO IÔNICA, seus íons eram separados e, por
possuírem carga elétrica, conduziam a eletricidade.

6. Quando ele testou alguns COMPOSTOS
MOLECULARES, como o gás clorídrico (HCl), percebeu
que também geravam SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS que
conduziam corrente elétrica. Esse fato se dava porque
havia uma IONIZAÇÃO* das moléculas do HCl, pois elas
reagiam com as moléculas de água, FORMANDO ÍONS
NEGATIVOS E POSITIVOS:

8. Assim, nos casos em que há íons livres, temos uma
SOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTESOLUÇÃO ELETROLÍTICA, QUE CONDUZ CORRENTE
ELÉTRICAELÉTRICA..
Já no caso do AÇÚCAR e de outros compostos
moleculares, que mesmo sendo dissolvidos em água
não conduzem eletricidade, isso ocorre porque NÃO HÁNÃO HÁ
LIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIOLIBERAÇÃO DE ÍONS NO MEIO, gerando, gerando UMAUMA
SOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICASOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICA.. As moléculas de
açúcar costumam estar agrupadas em retículos
cristalinos, mas quando colocadas em água, essas
moléculas se separam, por isso, temos a impressão de
que elas “sumiram”, mas, na verdade, AS MOLÉCULAS
DE C12H22O11 AINDA CONTINUAM ALI E NÃO GERAM
ÍONS.

9. FunçõesFunções
InorgânicasInorgânicas

10. Função química corresponde a um conjunto
de substâncias que apresentam propriedades
químicas semelhantes.
As substâncias inorgânicas podem ser
classificadas em quatro funções:
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
Assim, numa reação química, todos os ácidos,
por exemplo, terão comportamento semelhante.
Funções químicas

11. Ácidos

12. Características gerais dos ácidos
Apresentam sabor azedo e picante;
Desidratam a matéria orgânica;
Condutores de corrente quando dissolvidos em água
(Soluções eletrolíticas)
Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam bases formando sal e água;

13. Ácidos
Ácidos de Arrhenius (1884): são
substâncias compostas que em solução
aquosa liberam como único e exclusivo
cátion o Hidroxônio (H+
ou H3O+
).
Ionização de um Ácido
HCl + H2O → H3O+
+ Cl-
H2SO4 + 2H2O → 2 H3O+
+ SO4
2-
H3PO4 + 3H2O → 3 H3O+
+ PO4
3-

14. PODER
HIDROGENOIÔNICO
(pH) E INDICADORES
ÁCIDO-BÁSICOS

15. Friendrich Kohrausch (1840-1910)
A auto-ionização da água pura produz concentração
muito baixa de íons H3O+
(H+
) e OH-
H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
[H+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L 25 ºC

16. Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H+
] = [OH-
]
[H+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L
Solução ácida: [H+
] > [OH-
]
[H+
] > 1,0 x 10-7
mol/L e
[OH-
] < 1,0 x 10-7
mol/L
Solução básica: [H+
] < [OH-
]
[H+
] < 1,0 x 10-7
mol/L e
[OH-
] > 1,0 x 10-7
mol/L
Equilíbrio Ácido-Base

17. As concentrações de íons H3O+
(H+
) em solução são
frequentemente muito pequenas: trabalha–se com
soluções diluídas.
Concentração de íons H+
= expressa em termos do
negativo do logaritmo decimal de sua
concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+
]
ÁGUA NEUTRA: [H+
] = [OH-
]
[H+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7
) = 7
ESCALA DE pH

18. ESCALA DE pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho
tomate
café preto
leite
saliva
chuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do mar
sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
MAISÁCIDOMAISBÁSICO

20. Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de
pH = indicadores ácido–base = ácidos/bases fracos.
MEDIDA DE pH
Fenolftaleína
Amarelo de alizarina R
Metil violeta
Azul de
Timol
Alaranjado de
metila
Vermelho de metila
Azul de bromotimol
amarelo
amarelo amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
violeta
vermelho
vermelho
vermelho
vermelho
azul
azul
incolor rosa
pH - Faixa de viragem do indicador

22. FENOLFTALEÍNA
Meio ácido: incolor
Meio básico: rosa

23. MEDIDA DE pH COM
PRECISÃO
Método mais preciso de se medir o pH = peagâmetro;
escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado.

24. Outros conceitos de Ácidos...
Ácidos de Bronsted e Lowry (1923): são espécies
químicas que geram prótons ( H+
) em uma reação
válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio
aquoso, etc.) .
Ácidos Lewis (1923): são espécies químicas que
recebem um par eletrônico em uma reação.

25. Classificação dos Ácidos
1. Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos ou não OxigenadosHidrácidos ou não Oxigenados
Ex: HCl, H2S, HBr, HCN
Oxiácidos ou OxigenadosOxiácidos ou Oxigenados
Ex: H2SO4, H3PO4, HClO4
2. Quanto a presença ou ausência de Carboxila
(-COOH)
InorgânicosInorgânicos (H2CO3
****
, H2CO2, HCN)
OrgânicosOrgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)

26. Classificação dos Ácidos
3. Quanto ao número de elementos Químicos:
Binário (HCl, HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quaternário (H4[Fe(CN)6])
4. Quanto ao número de Hidrogênios
Ionizáveis (H+
) que estão ligados ao elemento
menos eletronegativo:
Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos (H4P2O7)

27. Nomenclatura Oficial:
1. Hidrácidos1. Hidrácidos
Seguem a seguinte regra:
Ácidos + ídrico
Radical do Elemento
2. Oxiácidos2. Oxiácidos
Seguem a seguinte regra:
ico (+ oxigênio)
Ácido __________________ +
Radical do Elemento oso (- oxigênio)
Central

28. Exemplo:
H2S Ácido sulfídrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H2SO4 Ácido sulfúrico
*Para ácidos do enxofre usamos o radical em
latim “sulfur”.

29. Clube dos 6:
-H2SO4
-HNO3
-H3PO4
-H2CO3 *****
-H3BO3
-HClO3
Ácido Per.....ico
Ácido ..........ico
Ácido .........oso
Ácido Hipo...oso
Menos
Oxigênios
Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso
HClO4 – ác. Perclórico
H2SO3 – ác. Sulfuroso
Nomenclatura Oxiácidos:

30. - 1O
+ 1O
- 2O

31. O número de oxidação (Nox) de
compostos iônicos é a sua
própria carga, já no caso dos
moleculares é uma carga teórica
que o elemento adquire ao
romper sua ligação covalente.
Nomenclatura Oxiácidos:

32. Família Nox do Elemento Central do
Oxiácido
Terminação
4A +2 _______OSO
+4 _______ICO
5A
+1 ou +2 HIPO _____OSO
+3 _______OSO
+5 _______ICO
6A
+1 ou +2 HIPO _____OSO
+4 _______OSO
+6 _______ICO
7A
+1 HIPO _____OSO
+3 _______OSO
+5 _______ICO
+7 PER _____ICO

33. HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS
(cuidado com oxiácidos)
Os hidrogênios que fornecem H+
/H3O+
são
chamados de hidrogênios ionizáveis.
SÃO AQUELES QUE SE LIGAM AO ELEMENTO MAIS
ELETRONEGATIVO NA MOLÉCULA DO ÁCIDO.
Geralmente a quantidade de hidrogênios do
ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem
exceções:
H3PO3 + 2H2O → 2H3O+
+ HPO3
2-
→ apenas 2H+
H3PO2 + H2O → H3O+
+ H2PO2
1-
→ apenas 1H+

34. IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS
-DE ACORDO COM O NÚMERO DE HIDROGÊNIOS
IONIZÁVEIS
MONOÁCIDO
MONOÁCIDO
DIÁCIDO
TRIÁCIDO
CARGA DO ÂNION
RESULTANTE
H3O+
3H3O+
2H3O+
H3O+
H2O
2H2O
H2O
3H2O

35. ÁCIDO FOSFOROSO – H3PO3 – É UM DIÁCIDO
ÁCIDO HIPOFOSFOROSO – H3PO2 É UM
MONOÁCIDO
HO

36. MONOÁCIDOS
ÁCIDO
BROMÍDRICO
ÁCIDO
CIANÍDRICO
ÁCIDO NÍTRICO
ÁCIDO
HIPOFOSFOROSO

37. ÁCIDO
CARBÔNICO
ÁCIDO
SULFÚRICO
ÁCIDO CRÔMICO
ÁCIDO SULFÍDRICO
DIÁCIDOS

38. TRIÁCIDOS
ÁCIDO
FOSFÓRICO
ÁCIDO
ARSÊNICO

39. TETRÁCIDOS
ÁCIDO PIROFOSFÓRICO
ÁCIDO SILÍCICO

40. Prefixos Orto, Meta e Piro
O prefixo ORTO é usado para o Ácido Fundamental; o prefixo
META é usado quando do Ácido orto retira-se 1H2O; o PIRO é
usado para indicar a retirada de 1H2O de duas Moléculas do orto.
H3PO4
Ácido fosfórico
HPO3
Ácido fosfórico
H4P2O7
Ácido fosfórico
ou Difosfórico
- 1 H2O
(Orto)
Meta
- 1 H2O
2x
Piro
Há alguns ácidos provenientes da desidratação (perda de água)
de outros ácidos.

41. Ácido
Metafosfórico
Ácido
Ortofosfórico
Ácido
Pirofosfórico

42. IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS; PARA DI,
TRI E TETRÁCIDOS

43. *
*
+
+
+
*
*
*
*
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS EM ETAPAS

44. FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE OXIÁCIDOS
REGRA EXPERIMENTAL PARA ESCREVER OS
ÁCIDOS OXIGENADOS:
1.Escrever o símbolo do elemento que está no
centro da formula molecular
2.Colocar um oxigênio entre cada hidrogênio
ionizável e o elemento central
3.Ligar os oxigênios restantes, se houver, ao
elemento central
4.Se houver hidrogênio não ionizável ele deve ser
ligado ao elemento central

45. EX: H2SO4

46. Força de um Ácido -Quanto ao Grau de
Ionização (α)
1.1. Hidrácidos:Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Moderado: HF
*Os demais são fracos!!!
2. Oxiácidos:Oxiácidos: HxEOy
0 - Fraco Ex.: HClO
1 - Moderado Ex.: H3PO4
2 ou 3 - Forte Ex.: H2SO4
HClO4
y-x
A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização.
Os ácidos são divididos entre fortes e fracos.

47. Quanto ao Grau de Ionização (α)
Ácidos fracos: 0< α < 5%
Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50%
Ácidos fortes : 50% < α < 100%
Nº de Moléculas ionizadas
α =
Nº Inicial de Moléculas
Ácido fraco: HClO, HH22COCO33
Ácido moderado: H3PO4
Ácido forte : H2SO4
HClO4

49. Ácidos importantes:
1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
É um líquido incolor e oleoso de é um ácido forte
que reage com metais originando sulfatos além de
ser muito higroscópico.
Pode ser obtido a partir das seguintes reações:
S + O2 → SO2
SO2 + ½O2 → SO3
SO3 + H2O → H2SO4
*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um
país.

50. 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)
- Apresenta forte odor, além de ser sufocante.
- É utilizado na limpeza de peças metálicas e de
superfícies de mármore.
- É encontrado no suco gástrico humano.
*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é
chamada de decapagem.
Ácidos importantes:

51. 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)
Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente
os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas
amareladas na pele.
É muito usado em química orgânica para a produção de
nitrocompostos:
*As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica.
Ácidos importantes:
+ 3HNO3 →
CH3
-NO2
CH3
NO2-
NO2
+ 3H2O
TriNitroTolueno
(TNT)

52. 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)
- É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do
fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado.
-É um ácido moderado usado na industria de vidros,
preparo de águas minerais e nos refrigerantes de
“cola”.
- Seus fosfatos são usados como adubo.
*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”:
(N) Nitrogênio: Sintetiza a clorofila e estimula o crescimento de
folhas e brotos.
(P) Fósforo: Ajuda a produzir raízes saudáveis e estimula o
surgimento dos botões de flores.
(K) Potássio: Produz folhas saudáveis e estimula a produção
de flores e frutos.
Ácidos importantes: