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

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

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

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: HaEOb, 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

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

Toda substância que libera OHcomo 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

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

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 OH1-.

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

Solúveis(regra) Insolúveis(exceções) Insolúveis(regra) Solúveis(exceções)
nitratos(NO3) e acetatos(CH3 – COO) —— sulfetos(S2-) Metais alcalinos, alcalinos terrosos e amônio(NH4+)
cloretos(Cl), brometos(Br), iodetos(I-) Ag+,Pb+,Hg2+ carbonatos(CO32-) Metais alcalinos e amônio(NH4+)
sulfatos(SO42-) Ca2+, Sr2+,Ba2+, Pb2+ Fosfatos(PO43-) Metais alcalinos e amônio(NH4+)

 

4. Óxidos

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

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.

Veja como resolver passo-a-passo esta questão!

 

 

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