O documento descreve as principais funções químicas inorgânicas. Discutem-se ácidos, bases, sais e óxidos como as quatro principais funções. Explica-se que substâncias dentro de uma mesma função terão propriedades químicas semelhantes. Também são apresentadas as teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry sobre ácidos e bases.

1. Prof. Carlos Busato
Funções
Inorgânicas
Prof. Busato
Química

2. Funções químicas
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.
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3. Em função de suas propriedades:
•Acidos: Substancias com sabor azedo e altera a cor de
alguns corantes vegetais;
•Bases: Substancias com sabor adstringente, capazes de
tornar a pele lissa e escorregadia e de alterar a coloração
de certos corantes vegetais;
Segundo Arrhenius:
•Substâncias Eletrolíticas: Substancias que na presença
de água de dividem em entidades menores carregadas
eletricamente (íons)  conduzem eletricidade.
•Substâncias não eletrolíticas: Substancias que na
presença de água se dividem em entidades menores
(moleculas) sem carga  não conduzem eletricidade.
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4. Teoria da dissociação eletrolítica
• Dissociação iônica: Numa solução aquosa, os íons
positivos e negativos que formam o reticulo cristalino são
separados pelas moléculas da água, ficando livres na
solução e conduzindo corrente elétrica;
NaCl(aq)  Na+ + Cl-
•Ionização: Numa solução aquosa molecular, a explicação
para a condução de corrente elétrica está na formação de
íons devido à interação entre as moléculas polares de
ambos os compostos.
HCl (g) + H2O (l)  H3O+ + Cl-(aq)
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5. Eletrólitos são as substâncias que em solução aquosa,
sofre ionização ou dissociação.
CONCEITO ÁCIDO – BASE
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6. Ácidos
Ácidos de Arrhenius: são substâncias que
dissolvidas em água se ionizam liberando como único e
exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+).
Ionização de um Ácido
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
ou
HCl + H2O  H+ (aq) + Cl-(aq)
H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-
ou
Prof. Busato H2SO4 + 2H2O → 2H+ + SO42-(aq)
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7. Classificação dos Ácidos
Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-
COOH)
Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)
Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN)
Quanto a presença ou ausência de Oxigênio
Hidrácidos (HCl, H2S, HBr)
Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4)
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8. Classificação dos Ácidos
Quanto ao número de elementos Químicos:
Binário (HCl, HBr, HF)
Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)
Quaternário (H4[Fe(CN)6])
Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:
Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)
Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)
Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)
Tetrácidos
Prof. Busato (H4P2O7) Química

9. Nomenclatura Oficial:
Hidrácidos
Seguem a seguinte regra:
Ácidos + ídrico
Radical do Elemento
Oxiácidos
Seguem a seguinte regra:
1. Quando o elemento for apenas um oxiacido
Ácido __________________ ico
Radical do Elemento
2. Quando o elemento for mais de dois oxiacido
ico (+ oxigênio)
Ácido __________________ +
Prof. Busato Radical do Elemento oso (- oxigênio)
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10. Exemplo:
+2 - 2
H 2S Ácido sulfídrico
+2 +4 - 6
*Para ácidos do enxofre
H2SO3 Ácido sulfuroso
usamos o radical em latim
“sulfur”.
+2 +6 - 8
H2SO4 Ácido sulfúrico
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11. Características gerais dos ácidos
Apresentam sabor azedo;
Desidratam a matéria orgânica;
Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam bases formando sal e água;
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12. Ácidos importantes:
• H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85
g/cm3, 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.
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13. Ácidos importantes:
2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)
Solução de hidreto de cloro em água. 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.
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14. Ácidos importantes:
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.
CH3 CH3
+ 3HNO3 → NO2- -NO2 + 3H2O
*As manchas na pele são causadas
TNT NO
2 pela reação xantoprotéica.
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15. Ácidos importantes:
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”.
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16. Bases
De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda
substância que, dissolvida em água, sofre dissociação
iônica, liberando como ânion exclusivamente OH- (hidroxila
ou oxidrila).
NaOH → Na+ + OH- Possuem OH- (direita);
Metais;
Lig. Iônicas;
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- Sólidas;
Fixas.
Al(OH)3 → Al3+ + 3OH-
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17. Nomenclatura
Hidróxido de _________________
Nome do Elemento
NaOH hidróxido de sódio
Fe(OH)2 hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 hidróxido de ferro III
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18. Classificação
Quanto ao Número de Hidroxilas
- Monobases: NaOH; NH4OH
- Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2
- Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3
- Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4
Quanto ao Grau de Dissociação Iônica
- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (G1)
e metais alcalinos terrosos (G2).
- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido
de amônio (NH4OH) e as demais bases.
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19. Classificação
Quanto à Solubilidade em Água
- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais
alcalinos (G1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).
- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais
alcalino-terrosos (G2).
- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.
Monobase Tribase
KOH Forte Al(OH)3 Fraca
Solúvel Insolúvel
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20. Características gerais das bases
Apresentam sabor caústico;
Estriam a matéria orgânica;
Deixam vermelha a solução alcoólica de
fenolftaleína;
Neutralizam ácidos formando sal e água;
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21. Bases importantes:
1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica)
É um sólido branco floculado muito solúvel em
água além de extremamente caústico.
É usado na desidratação de gorduras, no
branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de
sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e
esgotos.
*Sabões e detergentes são chamados de agentes
tensoativos e possuem caráter básico.
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22. Bases importantes:
2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada,
hidratada ou extinta)
É uma suspensão aquosa de aparência leitosa,
obtida a partir do CaO (cal virgem).
É usada na caiação de paredes e muros, na
neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.
CaO + H2O → Ca(OH)2
Cal Cal
Virgem Apagada
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23. Bases importantes:
3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia)
É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO.
É usada como antiácido estomacal e também
como laxante.
Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos
ácidos que causam odores indesejáveis.
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24. Bases importantes:
4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox)
É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver
moléculas orgânicas que por ventura estejam em
solução aquosa (no tratamento da água).
É usada como antiácido estomacal, para
tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz)
para pintura artística.
*Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .
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25. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry
 Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry
propuseram uma definição mais geral de ácidos
e bases, baseada na transferência de H+ entre
substâncias.
 ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido Base
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26. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Um ácido e uma base como HX e X-, que
diferem apenas pela presença ou ausência
de um próton, são chamados de par
ácido-base conjugados. Exemplos:
HCl + H2O  H3O+ + Cl-
ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE
CONJUGADO CONJUGADA
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE
Prof. Busato CONJUGADO CONJUGADA
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27. Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry
Forças relativas
 Quanto mais
forte o ácido,
mais fraca é sua
base conjugada.
 Quanto mais
forte a base,
mais fraco é seu
ácido
conjugado.
Prof. Busato 7/26
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28. Sais
Sal é todo composto que em água dissocia
liberando um cátion ≠ de H+ e um ânion ≠ de OH-.
A reação de um ácido com uma base recebe o
nome de neutralização ou salificação.
Ácido + Base ↔ Sal + Água
Salificação
HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O
HCl NaOH
Neutralização
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29. Nomenclatura
Obedece à expressão:
(nome do ânion) de (nome do cátion)
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ídrico eto
ico ato
oso ito
H2SO4 + Ca(OH)2 ↔ CaSO4 + 2 H2O
2 Ca(OH)
Sulfato de cálcio (gesso)
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30. Sais neutros ou normais
São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-):
H2CO3 + Ca(OH)2 ↔
Ca(OH) CaCO3 + 2 H2O
2 NaOH + H2SO4 → NaSO4 + 2 H2O
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31. Classificação
Quanto à Presença de Oxigênio
- Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3
- Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl
Quanto ao Número de Elementos
- Binários: NaCl , KBr , CaCl2
- Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3
- Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6
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32. Classificação
Quanto à Presença de Água
- Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O
- Anidro: KCl; NaCl; CaSO4
Quanto à Natureza
- Neutros ou normais: NaBr; CaCO3
- Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4
- Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br
- Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr
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33. Sais importantes:
1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal)
É um pó branco que perde CO2 com facilidade
(efervescência).
É usado como antiácido estomacal , fermento
químico e nos extintores de incêndio. H CO 2 3
NaHCO3 + H2O → NaOH + H2O+ CO2↑
*Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga
rançosa.
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34. Sais importantes:
2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo)
É um sólido branco que por aquecimento perde
CO2 e produz CaO (calcinação).
É usado na fabricação de cimentos(Portland),
como corretivo do solo e como fundente em
metalurgia.
CaCO3 → CaO + CO2
↑
*Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral
(aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore
Carrara).
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35. Sais importantes:
3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile)
É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além
de ser um ótimo oxidante para reações químicas.
É usado na fabricação de fertilizantes e
explosivos.
*Nos Andes era utilizado na conservação da carne por ser
higroscópico.
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36. Sais importantes:
4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco)
É um sólido granulado obtido do líquido
amoniacal das fábricas de gás.
É usado na fabricação de fabricação de pilhas
secas, na soldagem , na galvanização do ferro e na
fabricação de tecidos.
*Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas.
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37. Óxidos
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual
o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Fórmula geral dos óxidos:
E x+
2 O 2-
X
Exemplos:
CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3
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38. Nomenclatura
Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento
CO -monóxido de monocarbono
N2O5 -pentóxido de dinitrogênio
P2O3 -trióxido de difosforo
H2O -monóxido de dihidrogênio
Nox fixo(g1e g2)- óxido de elemento
Para metais:
∆ Nox - óxido de elemento+valência
Na2O -óxido de sódio
Al2O3 -óxido de alumínio
FeO -óxido de ferro II (óxido ferroso)
Fe2O3 -óxido de ferro III (óxido férrico)
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39. Óxidos importantes:
1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós)
É um sólido branco de caráter anfótero
(anfiprótico).
É usado na fabricação de cremes
dermatológicos, na industria de tintas e na
galvanização do ferro.
*A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de
sacrifício é chamada de proteção anódica.
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40. Óxidos importantes:
2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina)
É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é
extraído por eletrólise o alumínio metálico.
Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e
nos rubis.
*É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de
Coríndon.
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41. Óxidos importantes:
3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada)
É uma solução aquosa que se decompõe
facilmente em presença de luz (fotólise).
É utilizada como agente oxidante e bactericida.
H2O2 → H2O + ½O2
*Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para
impedir a entrada de luz.
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42. Óxidos importantes:
4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã)
É um sólido escuro que apresenta características
ferromagnéticas.
É utilizado na fabricação de caixas de som e
aparelhos eletrônicos em geral.
FeO + Fe2O3 → Fe3O4
*A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido .
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43. REVISANDO
• Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e
bases aumentam a [OH-] em uma
solução aquosa.
Ácidos = substâncias Bases = substâncias
que produzem íons que produzem íons
H3O+ (H+), quando OH-, ao serem
dissolvidos em água dissolvidos em água
• Arrhenius: ácido + base → sal + água.
• Problema: a definição se aplica a
soluções aquosas.
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44. Reações de transferência de H+
• Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
• Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
• exemplo: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
 HCl doa um próton a água. Portanto, HCl
é um ácido.
 H2O aceita um próton do HCl. Portanto,
H2O é uma base.
• Água = comportamento de ácido ou de base.
• Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.
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45. Escala de pH
 Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de
medir a concentração de H+, a fim de
determinar o grau de acidez ou de alcalinidade
a 25ºC.
pH = -log[H+] pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14
pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido
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46. Prof. Busato
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47. Escala de pH
Indicadores ácido-base
São substâncias que alteram a coloração de
acordo com o pH do meio em que estão, e são
usadas para determinar se um composto é
ácido, básico ou neutro.
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48. pH – Uma Medida de Acidez
pH da solução (def.): é o simétrico do logaritmo decimal da
concentração de hidrogeniões (em mol/L)
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1,0 x10-14
- (log[H+] + log[OH-]) = -log(1,0 x10-14)
-log[H+]-log[OH-] = 14,0
pH + pOH = 14,0
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49. Potencial hidrogeniônico (pH)
 A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH
 O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+]
 pH = -log [H+]
 A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer
[H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.
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50. pH x homeostasia
Homeostasia é a constância do meio interno
 equilíbrio entre a entrada ou produção de íons
hidrogênio e a livre remoção desses íons do
organismo.
 o organismo dispõe de mecanismos para manter
a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro
da normalidade, ou seja manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
pH normal
Acidose Alcalose
7,0 7,4 7,8
Faixa de sobrevida
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51. Alterações no pH
Acúmulo de ácidos Perda de bases
Aumento da [H+]
Acidose Queda do pH
Escala de pH 7,4
Aumento do pH Alcalose
Diminuição da [H+]
Perda de ácidos Acúmulo de bases
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52. Fontes de H decorrentes +
dos processos metabólicos
Metabolismo Metabolismo
aeróbico da glicose anaeróbico da glicose
Ácido Carbônico Ácido Lático
H+
Ácido Sulfúrico Corpos Cetônicos Ácidos
Ácido Fosfórico
Oxidação de Amino ácidos Oxidação incompleta de
Sulfurados ácidos graxos
Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
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Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3