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: HNO~3~ + H~2~O → H~3~O+ + NO~3~–

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 (Na~2~CO~3~) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.

– Carbonato de cálcio (CaCO~3~) – 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: H~2~SO~4~, HNO~3~

2) Número de H+ ionizáveis

  • Monoácido – produz 1 H+

Exemplos: HCl, HNO~3~

  • Diácido – produz 2 H+

Exemplos: H~2~SO~4~,H~2~CO~3~

  • Triácido – produz 3 H+

Exemplos: H~3~PO~4~, H~3~BO~3~

  • Tetrácidos – 4H+

Exemplos: H~4~SiO~4~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~a~EO~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:

HNO~3~ →  3-1=2  → ácido forte

H~3~PO~4~ → 4-3=1 → ácido moderado

H~3~BO~3~ → 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, NH~4~OH

  • 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 NH~4~OH.

3) Solubilidade em Água

  • Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.

Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH~4~OH.

  • 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 H~3~O1+ e pelo menos um ânion é diferente de OH1-.

Exemplos:
NaCl → Na+ +  Cl–
Ca(NO~3~)~2~ → Ca2+ + 2NO~3~–

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 + H~2~O

Classificação dos sais

1) Natureza dos íons

  • Sal normal: não apresentam H+ nem OH–
    Exemplos: NaCl, Al(SO~3~)~4~
  •  Hidrogenossais: Apresenta 2 cátions, onde um deles é o H+ e somente um ânion.

Exemplo: NaHCO~3~ – 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: NaLiSO~4~ – 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: CuSO~4~.5 H~2~O – sulfato de cobre II penta-hidratado

  • Alúmen: sal que contém um único tipo de ânion, o sulfato, SO~4~–, dois cátions, um monovalente e um trivalente, e água de cristalização.
    Fórmula Geral: X+Y3+(SO~4~–) . 12 H~2~O

2) Solubilidade em água

Solúveis(regra)

Insolúveis(exceções)

Insolúveis(regra)

Solúveis(exceções)

nitratos(NO~3~) e acetatos(CH~3~ – COO–)

——

sulfetos(S2-)

Metais alcalinos, alcalinos terrosos e amônio(NH~4~+)

cloretos(Cl–), brometos(Br–), iodetos(I-)

Ag~+~,Pb~+~,Hg~2+~

carbonatos(CO~3~2-)

Metais alcalinos e amônio(NH~4~+)

sulfatos(SO~4~2-)

Ca~2+~, Sr~2+~,Ba~2+~, Pb~2+~

Fosfatos(PO~4~3-)

Metais alcalinos e amônio(NH~4~+)

4. Óxidos

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

Exemplos: CO~2~, SO~2~, SO~3~, P~2~O~5~, Cl~2~O~6~, NO~2~, N~2~O~4~, Na~2~O.

  • Dióxido de carbono (CO~2~) – 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 (H~2~O) – 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 (H~2~O~2~) – 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:

Na~2~O  + H~2~O  →  2NaOH

2Na~2~O  + 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:

SO~3~ + H~2~O  →  H~2~SO~4~

SO~3~ + 2 NaOH  →  Na~2~SO~4~ + H~2~O

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  →  ZnCl~2~  +  H~2~O
ZnO  +  2NaOH  →  Na~2~ZnO~2~  +   H~2~O

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, N~2~O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.

5) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H~2~O~2~).

Exemplos:

Na~2~O~2~  + 2H~2~O  →  2NaOH  + H~2~O~2~
Na~2~O~2~  + H~2~SO4  → Na~2~SO~4~ + H~2~O~2~

Na~2~O~2~ – peróxido de sódio
H~2~O~2~ – peróxido de hidrogênio

Exercícios

1. (Pucrs 2007) Responder à questão com base nas reações de neutralização a seguir:
I. 2HNO~3~ + Mg(OH)~2~  →  X + 2H~2~O
II. Y + 2KOH →  K~2~HPO~4~ + 2H~2~O
III. H~2~CO~3~ + 2NaOH  →  Z + 2H~2~O

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.

2. (Ufu 2007) A chuva ácida constitui um grave problema ambiental, devido à grande quantidade de óxidos, principalmente SO~2~ e SO~3~, produzidos pela atividade humana e lançados na atmosfera. Acerca desse assunto, assinale a alternativa INCORRETA.
a) SO~2~ e SO~3~ 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 SO~3~ é mais forte do que o ácido formado a partir do SO~2~.


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) SO~3~
(B) H~2~
(C) NaCl
(D) HNO~3~
(E) NaHSO~4~

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

GABARITO

1. D

2.B

3.E

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