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

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

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