1. FUNÇÕES INORGÂNICAS

2. FUNÇÕES INORGÂNICAS
• Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos
(vegetais e animais). São as que contêm carbono.
• Substância inorgânica (ou mineral) é a que se origina dos
minerais. São as formadas por todos os demais elementos
químicos.
• Função química é um conjunto de substâncias com
propriedades químicas semelhantes, denominadas
propriedades funcionais. As principais funções inorgânicas são
os ácidos, as bases, os sais e o óxidos.

3. DISSOCIAÇÃO IÔNICA
X
IONIZAÇÃO
Teoria da Dissociação Iônica de Arrhenius

4. DISSOCIAÇÃO IÔNICA
X
IONIZAÇÃO

5. DISSOCIAÇÃO IÔNICA
X
IONIZAÇÃO

6. TEORIAS ÁCIDO-BASE
• TEORIA DE ARRHENIUS
ÁCIDO qualquer substância que em meio aquoso sofre
ionização, liberando como único cátion o H+, ou o H3O+
(hidrônio).
BASE qualquer substância que em meio aquoso sofre
dissociação iônica, liberando como único ânion a –OH
(hidroxila).
• TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
ÁCIDO espécie química que doa prótons.
BASE espécie química que recebe prótons.
• TEORIA DE LEWIS
ÁCIDO receptor de par de elétrons.
BASE doador de par de elétrons.

7. ÁCIDOS
1. CONCEITO
É qualquer substância que em meio aquoso sofre ionização,
liberando como único cátion o H+, ou o H3O+(hidrônio).
2. CLASSIFICAÇÃO
a) Nº de hidrogênios ionizáveis:
• Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H" (HCl,
HNO3 etc.).
• Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H" (H2SO4, H2CO3
etc.).
• Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H" (H3PO4,
H3BO3 etc.).
• Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H" (H4P2O7,
H4SiO4 etc.).

8. 2. CLASSIFICAÇÃO
b) Presença de oxigênio:
• Hidrácidos: não contêm oxigênio (HCl, HBr, H2S etc.).
• Oxiácidos: contêm oxigênio (HNO3, H2SO4, H3PO4 etc.).
c) Grau de Ionização:
- Nos hidrácidos
α = nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas
α ≥ 50%  ácido forte (HCl, HBr, HI)
5% < α < 50%  ácido moderado (HF)
α ≤ 5%  ácido fraco (H2S, HCN)
- Nos oxiácidos
x = nº átomos de O – nº átomos de H ionizáveis
x = 3 ou 2  ácido forte (HBrO4, H2SO4)
x = 1  ácido moderado (H3PO4, H2NO2)
x = 0  ácido fraco (HClO, H4SiO4)
ÁCIDOS

9. 3. NOMENCLATURA
- Hidrácidos
- Oxiácidos
ÁCIDOS
NOX DO ELEMENTO
CENTRAL
NOMENCLATURA
+7 Ácido Per.............ico
+5 ou +6 Ácido .................ico
+3 ou +4 Ácido .................oso
+1 ou +2 Ácido Hipo..........oso

10. 3. NOMENCLATURA
- Exemplos
HF –
HCl –
HBr –
HI –
H2S –
HCN –
HClO4 –
HClO3 –
HClO2 –
HClO –
H2SO4 –
H2SO3 –
ÁCIDOS

11. 3. NOMENCLATURA
- Nomenclatura quanto o grau de hidratação:
H3PO4 chama-se ácido ortofosfórico, pois é o mais hidratado dos
três;
H4P2O7 chama-se ácido pirofosfórico (2 x H3PO4 = H6P2O8,
menos H2O);
HPO3 chama-se ácido metafosfórico (H3PO4 menos H2O).
ÁCIDOS
4. ÁCIDOS IMPORTANTES
- H2SO4
- H2CO3
- HNO3
- HCl
- HF

12. BASES
1. CONCEITO
É qualquer substância que em meio aquoso sofre dissociação
iônica, liberando como único ânion a –OH (hidroxila).
2. CLASSIFICAÇÃO
a) Nº de hidroxilas:
• Monobases: uma hidroxilas. Exemplos: NaOH, NH4OH etc.
• Dibases: duas hidroxilas. Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 etc.
• Tribases: três hidroxilas. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3 etc.
• Tetrabases: quatro hidroxilas. Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4 etc.
b) Grau de dissociação:
• Bases fortes: metais alcalinos e alcalinoterrosos (exceto
Mg(OH)2, que é uma base fraca.
• Bases fracas: NH4OH e demais metais.

13. 2. CLASSIFICAÇÃO
c) Solubilidade:
• Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos e NH4OH.
• Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalinoterrosos.
• Praticamente insolúveis: todos os demais.
BASES
3. NOMENCLATURA
- Quando o elemento forma apenas uma base:
- Quando o elemento forma duas bases:

14. BASES
3. NOMENCLATURA
- Exemplos:
NaOH –
Ca(OH)2 –
Al(OH)3 –
Fe(OH)2 –
Fe(OH)3 –
CuOH –
Cu(OH)2 –
Mn(OH)2 –
Mn(OH)4 –
Pb(OH)2 –
Pb(OH)4 –
4. BASES IMPORTANTES
- NaOH
- Ca(OH)2
- NH4OH

17. COMPARAÇÃO ENTRE ÁCIDOS E BASES

18. MEDIDA DE ACIDEZ E BASICIDADE

19. SAIS
1. CONCEITO
São compostos iônicos que, em meio aquoso sofrem
dissociação iônica, e possuem, pelo menos, um cátion diferente
do H+ e um ânion diferente do –OH.
Fórmula Geral
2. NOMENCLATURA
(nome do ânion) de (nome do cátion)

20. SAIS
2. NOMENCLATURA
- Exemplos:
NaCl –
CaI2 –
KBr –
Al2S3 –
FeCl2 –
Fe2S3 –
3. OUTROS SAIS
- Sais ácidos
NaHCO3 – carbonato
monoácido de sódio ou
monohidrogeno-carbonato de
sódio
- Sais básicos
Al(OH)2Cl – cloreto dibásico de
alumínio ou dihidróxi-cloreto de
alumínio
- Sais duplos
KNaSO4 – sulfato duplo de
sódio e potássio
CaClBr – brometo-cloreto de
cálcio

21. SAIS
4. SAIS IMPORTANTES
- NaCl - Na2CO3 - NaOCl - CaCO3
5. REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
ÁCIDO + BASE  SAL + ÁGUA
- Neutralização Total
HCl + NaOH  NaCl + H2O
- Neutralização Parcial
H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O
HNO3 + Ca(OH)2  CaOHNO3 + H2O

22. ÓXIDOS
1. CONCEITO
São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento
mais eletronegativo.
2. CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA
a) Óxidos básicos:
São óxidos que reagem com a água, produzindo uma base, ou
reagem com um ácido, produzindo sal e água. São formados por
metais com números de oxidação baixos (+1, +2 ou +3).
-) Exemplos:
Na2O — óxido de sódio CaO — óxido de cálcio
Fe2O3 — óxido férrico FeO — óxido ferroso
CuO — óxido de cobre II Cu2O — óxido de cobre I
NiO –– monóxido de mononíquel Ni2O3 –– trióxido de diníquel

23. ÓXIDOS
2. CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA
b) Óxidos ácidos ou anidridos
São óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, ou
reagem com uma base, produzindo sal e água. São formados por
ametais (e, nesse caso, são compostos geralmente gasosos) ou
por metais com números de oxidação elevados (como Cr, Mn,
etc).
-) Exemplos:
CO2 — anidrido carbônico
B2O3 — anidrido bórico
SO3 — óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono) enxofre
SO2 — óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono) enxofre
N2O5 — anidrido nítrico
N2O3 — anidrido nitroso
CrO3 — óxido de cromo

24. ÓXIDOS
2. CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA
c) Óxidos Anfóteros
Podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido
ácido. São, em geral, sólidos, iônicos, insolúveis na água e
formados por metais (Zn; Al; Sn; Pb) ou por semimetais (As; Sb).
-) Exemplos:
ZnO — óxido de zinco
SnO2 — óxido estânico ou óxido de estanho IV, ou dióxido de
(mono) estanho
SnO — óxido estanoso ou óxido de estanho II, ou (mono) óxido
de (mono) estanho
d) Óxidos neutros ou indiferentes
São óxidos que não reagem com água, nem com ácidos nem
com bases. Os mais comuns são: CO — monóxido de carbono;
N2O — óxido nitroso; NO — óxido nítrico e H2O — água.

25. ÓXIDOS
2. CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA
e) Óxidos duplos ou mistos
São óxidos que se comportam como se fossem formados por
dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.
-) Exemplos:
FeO + Fe2O3  Fe3O4 (tetróxido de triferro)
2 PbO + PbO2  Pb3O4 (tetróxido de trichumbo)
f) Peróxidos
São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos,
produzindo água oxigenada (H2O2). Os mais comuns são os de
hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinosterrosos.
-) Exemplos:
Na2O2 — peróxido de sódio
H2O2 — peróxido de hidrogênio

26. ÓXIDOS
3. ÓXIDOS IMPORTANTES
- CaO
- CO2
- H2O2
FIM

27. Obrigado!!!