Funções Inorgânicas

Carolina Batista

As funções inorgânicas são os grupos de compostos inorgânicos que apresentam características semelhantes.

Uma classificação fundamental em relação aos compostos químicos é: os compostos orgânicos são aqueles que contêm átomos de carbono, enquanto os compostos inorgânicos são formados pelos demais elementos químicos.

Há exceções como, por exemplo, CO, CO2 e Na2CO3, que embora apresentem o carbono na fórmula estrutural, possuem características de substâncias inorgânicas.

As quatro principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.

Essas 4 funções principais foram definidas por Arrhenius, químico que identificou íons nos ácidos, nas bases e nos sais.

Ácidos

Ácidos são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétrons nas suas ligações. Eles têm a capacidade de ionizar em água e formar cargas, liberando o H+ como único cátion.

Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de hidrogênios que são liberados em solução aquosa e ionizam-se, reagindo com a água formando o íon hidrônio.

Número de hidrogênios ionizáveis

Monoácidos: possuem apenas um hidrogênio ionizável.

Exemplos: HNO3, HCl e HCN

Diácidos: possuem dois hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4

Triácidos: possuem três hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H3PO4 e H3BO3

Tetrácidos: possuem quatro hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H4P7O7

A força de um ácido é medida pelo grau de ionização. Quanto maior o valor de reto alfa mais forte é o ácido, pois:

reto alfa espaço igual a espaço numerador número espaço de espaço moléculas espaço ionizadas sobre denominador número espaço de espaço moléculas espaço dissolvidas fim da fração

Grau de ionização

Fortes: possuem grau de ionização superior a 50%.

Exemplos dois pontos espaço HCl espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto alfa igual a espaço 92 vírgula 5 sinal de percentagem espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço HNO com 3 subscrito espaço espaço espaço reto alfa igual a espaço 92 sinal de percentagem

Moderados: possuem grau de ionização entre 5% e 50%.

Exemplos dois pontos espaço reto H com 2 subscrito SO com 3 subscrito espaço espaço espaço espaço reto alfa igual a espaço 30 sinal de percentagem espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto H com 3 subscrito PO com 4 subscrito espaço espaço espaço espaço reto alfa igual a espaço 27 sinal de percentagem

Fracos: possuem grau de ionização inferior a 5%.

Exemplos dois pontos espaço reto H com 2 subscrito reto S espaço espaço espaço espaço reto alfa igual a 0 vírgula 076 sinal de percentagem espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço HCN espaço espaço espaço reto alfa igual a 0 vírgula 008 sinal de percentagem

Os ácidos podem conter ou não o elemento oxigênio na sua estrutura, sendo assim:

Presença de oxigênio

Hidrácidos: não apresentam átomos de oxigênio.

Exemplos: HCl, HBr e HCN.

Oxiácidos: O elemento oxigênio está presente na estrutura do ácido.

Exemplos: HClO, H2CO3 e HNO3.

Nomenclatura dos ácidos

A fórmula geral de um ácido pode ser descrita como HxA, onde A representa o ânion que compõe o ácido e a nomenclatura gerada pode ser:

Terminação do ânion Terminação do ácido

eto

Exemplo: Cloreto (Cl-)

ídrico

Exemplo: ácido clorídrico (HCl)

ato

Exemplo: clorato parêntese esquerdo ClO com 3 subscrito com menos sobrescrito parêntese direito

ico

Exemplo: ácido clórico (HClO3)

ito

Exemplo: nitrito parêntese esquerdo NO com 3 subscrito com menos sobrescrito parêntese direito

oso

Exemplo: ácido nitroso (HNO2)

Características dos ácidos

As principais características dos ácidos são:

  • Têm sabor azedo.
  • Conduzem corrente elétricas, pois são soluções eletrolíticas.
  • Formam o gás hidrogênio quando reagem com metais, como magnésio e zinco.
  • Formam gás carbônico ao reagir com carbonato de cálcio.
  • Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol azul fica vermelho).

Principais ácidos

Exemplos: acido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético (CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) e ácido nítrico (HNO3).

exemplos de ácidos

Embora o ácido acético seja um ácido da Química Orgânica, é importante conhecer a sua estrutura devido a sua importância.

Bases

Bases são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes de metais, que se dissociam em água liberando o ânion hidróxido (OH-).

Classificação das bases

As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução.

Número de hidroxilas

Monobases: possuem apenas uma hidroxila.

Exemplos: NaOH, KOH e NH4OH

Dibases: possuem duas hidroxilas.

Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 e Mg(OH)2

Tribases: possuem três hidroxilas.

Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3

Tetrabases: possuem quatro hidroxilas.

Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4

As bases geralmente são substâncias iônicas e a força de uma base é medida pelo grau de dissociação.

Quanto maior o valor de reto alfa mais forte é a base, pois:

reto alfa espaço igual a espaço numerador número espaço de espaço fórmulas espaço unitárias espaço que espaço se espaço dissociaram sobre denominador número espaço de espaço fórmulas espaço unitárias espaço dissolvidas espaço no espaço início fim da fração

Grau de dissociação

Fortes: possuem grau de dissociação praticamente 100%.

Exemplos:

  • Bases de metais alcalinos, como NaOH e KOH.
  • Bases de metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
  • Exceções: Be(OH)2 e Mg(OH)2

Fracos: possuem grau de dissociação inferior a 5%.

Exemplo: NH4OH e Zn(OH)2.

Solubilidade em água

Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio.

Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2 e NH4OH.

Pouco solúveis: bases de metais alcalinos terrosos.

Exemplos: Ca(OH)2 e Ba(OH)2.

Praticamente insolúveis: demais bases.

Exemplos: AgOH e Al(OH)3.

Nomenclatura das bases

A fórmula geral de uma base pode ser descrita como negrito B com negrito 1 subscrito com negrito mais negrito y sobrescrito fim do sobrescrito negrito OH com negrito y subscrito com negrito menos negrito 1 sobrescrito fim do sobrescrito, onde B representa o radical positivo que compõe a base e y é a carga que determina o número de hidroxilas.

A nomenclatura para bases com carga fixa é dada por:

Bases com carga fixa
negrito Hidróxido negrito espaço negrito de negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito cátion

Metais alcalinos

Hidróxido de lítio

LiOH
Metais alcalinos terrosos

Hidróxido de magnésio

Mg(OH)2

Prata

Hidróxido de prata

AgOH
Zinco Hidróxido de zinco Zn(OH)2
Alumínio Hidróxido de alumínio Al(OH)3

Quando a base tem carga variável a nomenclatura pode ser de duas formas:

Bases com carga variável
negrito Hidróxido negrito espaço negrito de negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito cátion negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito algarismo negrito espaço negrito romano negrito espaço negrito indicando negrito espaço negrito a negrito espaço negrito carga negrito espaço negrito do negrito espaço negrito cátion
negrito Hidróxido negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito cátion negrito espaço abre chaves espaço em branco com negrito oso negrito espaço negrito menos negrito espaço negrito menor negrito espaço negrito Nox subscrito fim do subscrito com negrito ico negrito espaço negrito espaço negrito menos negrito espaço negrito maior negrito espaço negrito Nox sobrescrito fim do sobrescrito fecha chaves
Cobre Cu+ Hidróxido de cobre I CuOH
Hidróxido cuproso
Cu2+ Hidróxido de cobre II Cu(OH)2
Hidróxido cúprico
Ferro Fe2+ Hidróxido de ferro II Fe(OH)2
Hidróxido ferroso
Fe3+ Hidróxido de ferro III Fe(OH)3
Hidróxido férrico

Características das bases

  • A maioria das bases são insolúveis em água.
  • Conduzem corrente elétrica em solução aquosa.
  • São escorregadias.
  • Reagem com ácido formando sal e água como produtos.
  • Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol vermelho fica azul).

Principais bases

As bases são muito utilizadas em produtos de limpeza e também em processos das indústrias químicas.

Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), hidróxido de amônio (NH4OH), hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).

exemplos de bases

Sais

Sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.

Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e uma base.

HCl espaço mais espaço NaOH espaço seta para a direita espaço NaCl espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O

A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de sódio e água.

O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base (Na+).

Classificação dos sais

A seguir, temos as principais famílias de sais que podem ser classificadas de acordo com a solubilidade em água e alteração do pH da solução da seguinte forma:

Solubilidade em água dos sais mais comuns
Solúveis Nitratos NO com 3 subscrito com menos sobrescrito Exceções:

Acetato de prata.
Cloratos ClO com espaço em branco subscrito com 3 menos sobrescrito fim do sobrescrito

Acetatos

reto H com 3 subscrito reto C menos COO à potência de menos

Cloretos Cl à potência de menos Exceções:

Ag à potência de mais vírgula espaço Hg com 2 subscrito com 2 mais sobrescrito fim do sobrescrito reto e espaço Pb à potência de 2 mais fim do exponencial
Brometos Br à potência de menos
Iodetos reto I à potência de menos
Sulfatos SO com 4 subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito

Exceções:

Ca à potência de 2 mais fim do exponencial vírgula espaço Ba à potência de 2 mais fim do exponencial Sr à potência de 2 mais fim do exponencial espaço reto e espaço Pb à potência de 2 mais fim do exponencial

Insolúveis Sulfetos reto S à potência de 2 menos fim do exponencial

Exceções:

Sulfetos de metais alcalinos,

alcalino-terrosos e amônio.

Carbonatos CO com 3 subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito Exceções:

Os de metais alcalinos e amônio.
Fosfatos PO com 4 subscrito com 3 menos sobrescrito fim do sobrescrito
pH
Sais neutros

Quando são dissolvidos em água não alteram o pH.

Exemplo: NaCl.

Sais ácidos

Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar menor que 7.

Exemplo: NH4Cl.

Sais básicos

Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar maior que 7.

Exemplo: CH3COONa.

Além das famílias de sais que vimos anteriormente, existem outros tipos de sais, conforme a tabela a seguir.

Outros tipos de sais
Hidrogeno-sais Exemplo: NaHCO3
Hidroxi-sais Exemplo: Al(OH)2Cl
Sais duplos Exemplo: KNaSO4
Sais hidratados Exemplo: CuSO4 . 5 H2O
Sais complexos Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4

Nomenclatura dos sais

De maneira geral, a nomenclatura de um sal segue a seguinte ordem:

negrito Nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito ânion negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito de negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito Nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito cátion

Nome do ânion Nome de cátion Nome do sal

Cl-

Cloreto

Fe3+

Ferro III

FeCl3

Cloreto de ferro III

SO com 4 subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito

Sulfato

Na+

Sódio

Na2SO4

Sulfato de sódio

NO com 2 subscrito com menos sobrescrito

Nitrito

K+

Potássio

KNO2

Nitrito de potássio

Br-

Brometo

Ca2+

Cálcio

CaBr2

Brometo de cálcio

Características dos sais

  • São compostos iônicos.
  • São sólidos e cristalinos.
  • Sofrem ebulição em temperaturas altas.
  • Conduzem corrente elétrica em solução.
  • Têm sabor salgado.

Principais sais

Exemplos: nitrato de potássio (KNO3), hipoclorito de sódio (NaClO), fluoreto de sódio (NaF), carbonato de sódio (Na2CO3) e sulfato de cálcio (CaSO4).

exemplos de sais

Óxidos

Óxidos são compostos binários, que têm dois elementos (iônicos ou moleculares). Possuem oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo.

A fórmula geral de um óxido é reto C com 2 subscrito com reto y mais sobrescrito fim do sobrescrito reto O com reto y subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito, onde C é o cátion e sua carga y se transforma em índice no óxido formando o composto: reto C com 2 subscrito reto O com reto y subscrito

Classificação dos óxidos

De acordo com as ligações químicas
Iônicos

Combinação do oxigênio com metais.

Exemplo: ZnO.

Moleculares

Combinação do oxigênio com elementos não metálicos.

Exemplo: SO2.

De acordo com as propriedades
Básicos

Em solução aquosa alteram o pH para maior que 7.

Exemplo: Li2O ( e demais metais alcalinos e alcalinos terrosos).

Ácidos

Em solução aquosa reagem com a água e formam ácidos.

Exemplos: CO2, SO3 e NO2.

Neutros

Alguns óxidos que não reagem com a água.

Exemplo: CO.

Peróxidos

Em solução aquosa reagem com a água ou ácidos diluídos e formam água oxigenada H2O2.

Exemplo: Na2O2.

Anfóteros

Podem se comportar como ácidos ou bases.

Exemplo: ZnO.

Nomenclatura dos óxidos

De maneira geral, a nomenclatura de um óxido segue a seguinte ordem:

negrito Óxido negrito espaço negrito de negrito espaço negrito mais negrito espaço negrito Nome negrito espaço negrito do negrito espaço negrito elemento negrito espaço negrito combinado negrito espaço negrito com negrito espaço negrito o negrito espaço negrito oxigênio

Nome de acordo com tipo de óxido
Óxidos iônicos

Exemplos de óxidos com carga fixa:

Ca2O - Óxido de cálcio

Al2O3 - Óxido de alumínio

Exemplos de óxidos com carga varável:

FeO - Óxido de ferro II

Fe2O3 - Óxido de ferro III

Óxidos moleculares

Exemplos:

CO - Monóxido de carbono

N2O5 - Pentóxido de dinitrogênio

Características dos óxidos

  • São substâncias binárias.
  • São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
  • Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água.
  • Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água.

Principais óxidos

Exemplos: óxido de cálcio (CaO), óxido de manganês (MnO2), óxido de estanho (SnO2), óxido de ferro III (Fe2O3) e óxido de alumínio (Al2CO3).

exemplos de óxidos

Exercícios de Vestibular

1. (UEMA/2015) O NO2e o SO2 são gases causadores de poluição atmosférica que, dentre os danos provocados, resulta na formação da chuva ácida quando esses gases reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO3 e H2SO4.

Esses compostos, ao serem carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água potável, corrosão de veículos, de monumentos históricos etc.

Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções:

a) sais e óxidos
b) bases e sais
c) ácidos e bases
d) bases e óxidos
e) óxidos e ácidos

Alternativa correta: e) óxidos e ácidos.

compostos inorgânicos

Os óxidos são compostos formados por oxigênio e outros elementos, exceto o flúor.

Os ácidos, ao entrarem em contato com a água, sofrem ionização e produzem o íon hidrônio. Para os ácidos da questão, temos as seguintes reações:

HNO com 3 subscrito espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O espaço seta para a direita reto H com 3 subscrito reto O à potência de mais espaço mais espaço NO com 3 subscrito à potência de menos

reto H com 2 subscrito SO com 4 subscrito espaço mais espaço 2 reto H com 2 subscrito reto O espaço seta para a direita 2 reto H com 3 subscrito reto O à potência de mais espaço mais espaço SO com 4 subscrito à potência de 2 menos fim do exponencial

O HNO3 é monoácido, pois tem apenas um hidrogênio ionizável. Já o H2SO4 é um diácido, pois possui dois hidrogênios ionizáveis.

As outras funções inorgânicas presentes nas questões correspondem a:

Bases: íons hidroxila (OH-) ligados ionicamente com cátions de metais.

Sais: produto da reação de neutralização entre um ácido e uma base.

2. (UNEMAT/2012) Fazemos uso de vários produtos químicos no nosso cotidiano, como por exemplo, leite de magnésio, vinagre, calcário e soda cáustica.

É correto afirmar que estas substâncias citadas pertencem, respectivamente, às funções químicas:

a) ácido, base, sal e base
b) base, sal, ácido e base
c) base, ácido, sal e base
d) ácido, base, base e sal
e) sal, ácido, sal e base

Alternativa correta: c) base, ácido, sal e base.

Leite de magnésio, calcário e soda cáustica são exemplos de compostos que contêm funções inorgânicas em suas estruturas.

Já o vinagre é um composto orgânico formado por um ácido carboxílico fraco.

Na tabela abaixo podemos observar as estruturas de cada um deles e as funções químicas que os caracterizam.

Produto Leite de magnésio Vinagre Calcário Soda cáustica
Composto químico Hidróxido de magnésio Ácido acético Carbonato de cálcio Hidróxido de sódio
Fórmula Mg negrito parêntese esquerdo negrito OH negrito parêntese direito com negrito 2 subscrito CH com 3 subscrito negrito COOH Ca negrito CO com negrito 3 subscrito Na negrito OH
Função química Base Ácido carboxílico Sal Base

O leite de magnésio é uma suspensão de hidróxido de magnésio utilizada no tratamento da acidez estomacal, pois reage com o ácido clorídrico do suco gástrico.

O vinagre é um condimento bastante utilizado principalmente na preparação de alimentos devido o seu aroma e sabor.

O calcário é uma rocha sedimentar, cujo principal minério é calcite, que contém grandes quantidades de carbonato de cálcio.

Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio, uma base forte utilizada em muitos processos industriais e uso doméstico para desobstrução de canos devido acúmulo de óleos e gorduras.

3. (UDESC/2008) Com relação ao ácido clorídrico, pode-se afirmar que:

a) quando está em solução aquosa permite a passagem de corrente elétrica
b) é um diácido
c) é um ácido fraco
d) possui baixo grau de ionização
e) é uma substância iônica

Alternativa correta: a) quando está em solução aquosa permite a passagem de corrente elétrica.

O ácido clorídrico é um monoácido, pois tem apenas um hidrogênio ionizável.

É um composto molecular, com alto grau de ionização e por isso é um ácido forte, que ao entrar em contrato com a água quebra sua molécula em íons da seguinte forma:

HCl espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O espaço seta para a direita reto H com 3 subscrito reto O à potência de mais espaço mais espaço Cl à potência de menos

Conforme Arrhenius observou em seus experimentos, os íons positivos formados na ionização caminham em direção ao polo negativo, já os íons negativos caminham em direção ao polo positivo.

Dessa forma, a corrente elétrica flui na solução.

Para mais questões com resolução comentada, veja também: exercícios sobre funções inorgânicas.

Carolina Batista
Carolina Batista
Técnica em Química pelo Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco (2011) e Bacharelada em Química Tecnológica e Industrial pela Universidade Federal de Alagoas (2018).