O que caracteriza as funções inorgânicas? Ácidos, óxidos e mais!

Para entender as funções inorgânicas, vamos entender um pouco do contexto no qual elas surgiram.

O grande físico-químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) realizou experimentos com passagem de corrente elétrica em soluções aquosas. Assim, sugeriu que tais soluções deveriam ter partículas com carga, chamadas de íons.

A teoria era baseada na ideia de que certas substâncias dissolvidas em água formariam íons positivos e negativos, os cátions e ânions. Esse fenômeno foi chamado de dissociação iônica, que, em outras palavras, consiste na separação dos íons já existentes no aglomerado iônico.

Podemos dissociar, por exemplo, cloreto de sódio:
NaCl_(s) → Na+ e Cl^–

Já os compostos moleculares, não liberam íons na água e não conduzem energia elétrica. Exceto quando ocorre um fenômeno chamado ionização, que consiste na atuação da água como reagente, originando assim os íons.

Assim, podemos fazer um resumo:

Compostos iônicos → na presença de água ocorre dissociação → solução iônica (eletrolítica)

Compostos moleculares → na presença de água  → 1. Solução molecular (eletrolítica)
ou quando ocorre ionização → 2. solução iônica (eletrolítica)

Classificação dos compostos inorgânicos

As primeiras três funções inorgânicas são definidas segundo o conceito de Arrhenius. Vejamos quais são os compostos que compreendem cada grupo:

1. Ácido

Toda substância que libera H⁺ como único tipo de cátion, quando dissolvido em água.
Exemplo: HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃^–

As principais características dos ácidos são:

– Sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos);

-Conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);

– Mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);

– Reagem com base formando sal e água.

– Carbonato de sódio (Na₂CO₃) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.

– Carbonato de cálcio (CaCO₃) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (CaO). Reduz a acidez do solo.

Classificação dos ácidos

1) Presença de oxigênio

• Ácidos sem oxigênio – hidrácidos

Exemplos: HCl, HBr

• Ácidos com oxigênios – oxiácidos

Exemplos: H₂SO₄, HNO₃

2) Número de H+ ionizáveis

• Monoácido – produz 1 H⁺

Exemplos: HCl, HNO₃

• Diácido – produz 2 H⁺

Exemplos: H₂SO₄,H₂CO₃

• Triácido – produz 3 H⁺

Exemplos: H₃PO₄, H₃BO₃

• Tetrácidos – 4H⁺

Exemplos: H₄SiO₄
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H⁺ ionizáveis.

 3) Grau de ionização

• Hidrácidos:

Fortes: HCl, HBr

Moderado: HF

Fraco: os demais hidrácidos

• Oxiácidos:

Sendo a fórmula genérica: H_aEO_b, onde:

H = hidrogênio

E = elemento químico

O = oxigênio

a = número de H

b = número de O

Se b-a:

3 ou 2 = ácido forte

1 = ácido moderado

0 = ácido fraco

Exemplos:

HNO₃ →  3-1=2  → ácido forte

H₃PO₄ → 4-3=1 → ácido moderado

H₃BO₃ → 3-3=0 → ácido fraco

2. Base

Toda substância que libera OH^– como único tipo de ânion, quando dissolvido em água.

Exemplo: NaOH(s) → Na⁺(aq)+ OH^–(aq)

As principais características das bases são:

• Sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
• Conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
• Mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
• Reagem com ácidos formando sal e água.

Classificação das bases

1) Número de OH- dissociadas

• Monobase – possui uma OH^–

Exemplo: NaOH, NH₄OH

• Dibase- possui dois OH^–

Exemplos: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂

• Tribase – possui três OH^–

Exemplos: Al(OH)₃, Fe(OH)₃

• Tetrabase – possui quatro OH^–

Exemplos: Pb(OH)₄, Sn(OH)₄

2) Força Básica/Grau de Dissociação

• Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)₂

Exceção: Mg(OH)₂ que é uma base fraca.

• Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)₂ e NH₄OH.

3) Solubilidade em Água

• Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.

Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH₄OH.

• Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.

Exemplos: Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂.

• Insolúveis: demais bases.

Exemplos: Fe(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂

3. Sal

São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H₃O¹⁺ e pelo menos um ânion é diferente de OH^1-.

Exemplos:
NaCl → Na⁺ +  Cl^–
Ca(NO₃)₂ → Ca²⁺ + 2NO₃^–

Tais compostos são originados a partir de uma reação muito importante na Química: a reação de neutralização. Ocorre quando reagimos um ácido e uma base, gerando sal e água.

Ácido + Base → Sal + Água
Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Classificação dos sais

1) Natureza dos íons

• Sal normal: não apresentam H⁺ nem OH^–
  Exemplos: NaCl, Al(SO₃)₄
•  Hidrogenossais: Apresenta 2 cátions, onde um deles é o H⁺ e somente um ânion.
  

Exemplo: NaHCO₃ – bicarbonato de sódio

• Hidroxissal ou sal básico: Apresenta 2 ânions, onde um deles é o OH^– e somente um cátion.

Exemplo: Ca(OH)Cl – cloreto (mono) básico de cálcio

• Sal duplo ou misto: sal que apresenta dois cátions diferentes ou dois ânions diferentes. Exceto H⁺ e OH^–

Exemplo: NaLiSO₄ – sulfato de sódio e lítio

Ca(Cl)ClO – hipoclorito cloreto de cálcio

• Sal hidratado: Apresenta água de cristalização, ou seja, água em seu retículo cristalino.
  Exemplo: CuSO₄.5 H₂O – sulfato de cobre II penta-hidratado

• Alúmen: sal que contém um único tipo de ânion, o sulfato, SO₄^–, dois cátions, um monovalente e um trivalente, e água de cristalização.
  Fórmula Geral: X⁺Y³⁺(SO₄^–) . 12 H₂O

2) Solubilidade em água

4. Óxidos

São compostos binários (formados por apenas dois elementos químicos), dos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Exemplos: CO₂, SO₂, SO₃, P₂O₅, Cl₂O₆, NO₂, N₂O₄, Na₂O.

• Dióxido de carbono (CO₂) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas.
• Óxido de hidrogênio (H₂O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido.
• Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar.
• Peróxido de Hidrogênio (H₂O₂) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel.

Classificação dos óxidos

1) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.

Exemplos:

Na₂O  + H₂O  →  2NaOH

2Na₂O  + 2HCl  →  2NaCl  + H2O

São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.

2) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.

Exemplos:

SO₃ + H₂O  →  H₂SO₄

SO₃ + 2 NaOH  →  Na₂SO₄ + H₂O

São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.

3) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.

Exemplos:

ZnO  + HCl  →  ZnCl₂  +  H₂O
ZnO  +  2NaOH  →  Na₂ZnO₂  +   H₂O

São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.

Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.

4) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.

Exemplos: CO, N₂O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.

5) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H₂O₂).

Exemplos:

Na₂O₂  + 2H₂O  →  2NaOH  + H₂O₂
Na₂O₂  + H₂SO4  → Na₂SO₄ + H₂O₂

Na₂O₂ – peróxido de sódio
H₂O₂ – peróxido de hidrogênio

Exercícios

1. (Pucrs 2007) Responder à questão com base nas reações de neutralização a seguir:
I. 2HNO₃ + Mg(OH)₂  →  X + 2H₂O
II. Y + 2KOH →  K₂HPO₄ + 2H₂O
III. H₂CO₃ + 2NaOH  →  Z + 2H₂O

A nomenclatura correta das substâncias X, Y e Z é, respectivamente:
a) nitrito de magnésio, ácido fosforoso e bicarbonato de sódio.
b) nitrito de manganês, ácido ortofosfórico e carbeto de sódio.
c) nitrato de magnésio, ácido fosfórico e bicarbonato de sódio.
d) nitrato de magnésio, ácido fosfórico e carbonato de sódio.
e) nitrato de magnésio, ácido fosforoso e carbonato de sódio.

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2. (Ufu 2007) A chuva ácida constitui um grave problema ambiental, devido à grande quantidade de óxidos, principalmente SO₂ e SO₃, produzidos pela atividade humana e lançados na atmosfera. Acerca desse assunto, assinale a alternativa INCORRETA.
a) SO₂ e SO₃ são óxidos que reagem fortemente com bases tendo como produtos sal e água, além de calor.
b) A combinação desses óxidos com vapor de água atmosférico resulta no ácido sulfúrico, em uma única etapa.
c) Esses óxidos têm as suas solubilidades em água aumentadas quando submetidos a altas pressões.
d) O ácido formado a partir do SO₃ é mais forte do que o ácido formado a partir do SO₂.

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3. (Ufjf 2007) Associe a coluna 1 com a coluna 2 e assinale a alternativa que representa a sequência CORRETA de (I) a (V).

Coluna 1
I) Sal neutro
(II) Reage com a água produzindo ácido sulfúrico
(III) Sal ácido
(IV) É um dos produtos da reação do ácido clorídrico com zinco metálico
(V) É um ácido forte

Coluna 2
(A) SO₃
(B) H₂
(C) NaCl
(D) HNO₃
(E) NaHSO₄

a) I-A, II-B, III-C, IV-D, V-E.
b) I-E, II-A, III-D, IV-C, V-B.
c) I-B, II-A, III-D, IV-E, V-C.
d) I-C, II-B, III-A, IV-D, V-E.
e) I-C, II-A, III-E, IV-B, V-D

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GABARITO

1. D

2.B

3.E