FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA

Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas em funções químicas.

Função Química – conjunto de compostos com propriedades químicas semelhantes.

As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidos como as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são os hidrocarbonetos, alcoóis, cetonas, aldeídos, éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e amidas.

ÁCIDOS

 Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. 
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.

Exemplos:
HCl  + H₂O  →  H⁺  +  Cl^-
HF  +   H₂O  →  H⁺  +  F^-
H₂SO₄  →  H⁺ +  SO^2-

Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.
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.

Utilidade

- Ácido sulfúrico (H₂SO₄) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).

- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.

- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.

- Ácido nítrico (HNO₃) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.

Classificação

A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO

- ácidos sem oxigênio – hidrácidos
Exemplos: HCl, HBr

- ácidos com oxigênios – oxiácidos
Exemplos: H₂SO₄, HNO₃

B) 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.

C) FORÇA ÁCIDA (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

Nomenclatura

A) HIDRÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + ídrico

Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
H₂S – ácido sulfídrico

B) OXIÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + oso/ico

Exemplos:
H₂SO₄ – ácido sulfúrico
HNO₃ – ácido nítrico
H₃PO₄ – ácido fosfórico
HClO₃ – ácido clórico
H₂CO₃ – ácido carbônico
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos:
H₂SO₅ – ácido persulfúrico
H₂SO₄ – ácido sulfúrico
H₂SO₃ – ácido sulfuroso
H₂SO₂ – ácido hiposulfuroso

Então:
Ácido per+elemento+ico
Ácido+elemento+ico
Ácido +elemento+oso
Ácido+hipo+elemento+oso

BASES

Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.
Exemplos:
NaOH + H₂O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)₂ + H₂O ↔ Mg²⁺ + 2OH^-
Al(OH)₃ + H₂O ↔ Al³⁺ + 3OH^-

Identifica-se uma base pela presença de OH^- no lado direito da fórmula.
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.

Utilidade

- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.

- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.

- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)₂) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.

- Hidróxido de amônio (NH₄OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.

Classificação

A) 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

B) 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.

C) 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

Nomenclatura

A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo:

Hidróxido de + nome do elemento

Exemplos:
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio
Mg(OH)₂ (nox 2+) – hidróxido de magnésio
Ca(OH)₂ (nox 2+) – hidróxido de cálcio

B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável:

Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO

Ou ainda:

Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano

O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO.

Exemplos:
Fe(OH)₂ – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)₃ – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

ÓXIDOS

Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química.

magnetita

água

rochas

Exemplos: Na₂O, MgO, Al₂O₃, FeO.

Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor.

Utilidade

- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal virgem.

- 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: 
A) 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+.

B) 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.

C) 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.

D) 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.

E) 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

Nomenclatura

A) Óxidos com NOX fixo:
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Óxido de + nome do elemento

Exemplos:
Na₂O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcio

B) Óxidos com NOX variável:

Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO

ICO – NOX maior
OSO – NOX menor

Exemplos:
Fe₂O₂ – (Fe com nox 3+) – óxido férrico
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso

Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal.
Exemplos:
Fe₂O₃ – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro II

Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.

Mono                                         Mono
Di               +   óxido de     +       Di                      + nome do elemento
Tri                                              Tri

Exemplos:
CO – monóxido de carbono
CO₂ – dióxido de carbono
SO₃ – trióxido de enxofre
N₂O₃ – trióxido de dinitrogênio

SAIS

Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H⁺ e um ânion diferente do OH^-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.
Exemplos:
HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H₂O

                                            ácido     base          sal       água

As principais características são:
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

Utilidade

- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.

- 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.

    

             mármore                                    estalactite e estalagmite nas cavernas       

- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).

Nomenclatura

O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:

Assim:

ÁCIDO	SAL
ÍDRICO	ETO
ICO	ATO
OSO	ITO

Mosqu"ito" Teim"oso"

Te m"ato" te p"ico"

Te M"eto" no Vi"drico"

Nome do Sal:
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:

HCl               +             NaOH               →            NaCl             +             H₂O
ácido clorídrico        hidróxido de sódio            cloreto de sódio                  água

Outros nomes:
CaF₂ – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li₂(SO₄) – sulfato de lítio
KNO₂ – nitrito de potássio
Na₂CO₃ – carbonato de sódio

7.5 Indicadores Ácido-Base e pH

Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol.
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.

Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:

INDICADOR	ÁCIDO	BASE	NEUTRO
FENOLFTALEÍNA	INCOLOR	ROSA	INCOLOR
TORNASSOL	ROSA	AZUL	-

Para os outros indicadores:
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro.
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro;
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.

Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.

Escala de pH

|_______________|_______________|
0                             7                           14
ácido         neutro         base


Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções.
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.

Veja alguns exemplos diários de valores de pH:

CARÁTER ALCALINO	PRODUTO
14	Solução de soda cáustica (NaOH)
13
12	Água de cal
11
10	Creme dental alcalino
9
8	Solução aquosa de NaHCO3
CARÁTER NEUTRO
7	Água pura
CARÁTER ÁCIDO
6	Água da torneira, água da chuva
5	Refrigerantes
4	Chuva ácida
3	Vinagre
2	Suco de limão
1	Suco gástrico (HCl)
0	Solução aquosa de HCl

7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base:

De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadasTeorias Modernas Ácido-Base.
São elas:
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de Lewis

Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:

Teoria de Arrhenius

Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons.
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização.
Exemplo:
HCl + H2O →  H+  +  Cl-

Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O →  H3O+  +  Cl-

Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O →  Na+ + OH-
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.

Teoria de Bronsted-Lowry

Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius.
A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton.

Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.

Exemplo:
doa         recebe          doa         recebe                       


HCl    +    NH3     ↔     NH4+   +  Cl-


ácido        base            ácido         base             

Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-.

Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.

Assim:

HCl e Cl- são pares conjugados.
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.

A NH3 e NH4+ são pares conjugados.
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.

Teoria de Lewis

O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada aopar de elétron.

Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química.
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.

Exemplo:
doa         recebe      

:NH3     +    H+       ↔    NH4+

                                          base        ácido
Quadro-resumo das teorias ácido-base:

TEORIA	ÁCIDO	BASE
ARRHENIUS	Libera H+ em solução aquosa	Libera OH- em solução aquosa
BRONSTED-LOWRY	Doa 1 próton	Recebe 1 próton
LEWIS	Recebe par de elétrons	Doa par de elétrons