O documento apresenta as principais funções químicas inorgânicas, incluindo ácidos, bases, sais e óxidos. Detalha suas propriedades químicas, exemplos e reações, como a neutralização entre ácidos e bases formando sais. A escala de pH é explicada para medir a acidez e basicidade das substâncias.

1. TÓPICOS PARA A AULA DE QUÍMICA
Funções Químicas Inorgânicas
Professora Daniela
Bibliografia: Companhia das Ciências 9
Editora Saraiva

2. FUNÇÕES QUÍMICAS
É um conjunto de substâncias químicas que
apresentam propriedades químicas
semelhantes, por possuírem semelhanças
estruturais. Inclusive, numa reação química
terão comportamento semelhante, porque
apresentam uma característica estrutural
comum.

3. ÁCIDOS
• Podem ser identificados por meio de substâncias
que mudam de cor na sua presença: os
indicadores.
• Na escala de pH, os ácidos estão inferiores a 7;
quanto menor o pH, mais ácida é a solução.
• Quando dissolvidos em água, originam um único
tipo de cátion o H+ (cátion de hidrogênio) e
diferentes tipos de ânions, dependendo do
ácido.

4. EXEMPLOS DE ÁCIDOS
• Ácido clorídrico – HCl – secretado no estômago;
HCl ---água--->H+ + Cl-
• Ácido Sulfúrico – H2SO4 – bateria dos automóveis;
• Ácido Fluorídrico – HF – corrói, usado para marcar vidros;
• Ácido Cianídrico – HCN – liberado pelas folhas de mandioca, tóxico,
usado em câmaras de gás;
• Ácido Sulfídrico – H2S – fabricação de fertilizantes, velas, corantes ;
• Ácido Nítrico – HNO3 – fabricação de explosivos;
• Ácido acético – H3CCOOH – fabricação de vinagre;
• Ácido Carbônico H2CO3 – constituinte dos refrigerantes;
• Ácido fosfórico – H3PO4 – fabricação de vidro, fertilizantes e
refrigerantes do tipo cola;

5. BASES
• Podem ser identificadas por meio de
substâncias que mudam de cor na sua
presença: os indicadores.
• Na escala de pH, as bases estão superiores a
7; quanto maior o pH, mais básica é a solução.
• Quando dissolvidas em água, originam um
único tipo de ânion, o OH- (ânion hidroxila) e
diferentes tipos de cátions, dependendo da
base.

6. EXEMPLOS DE BASES
• Hidróxido de sódio – NaOH – fabricação de sabão;
NaOH ---água---> Na+ + OH-
• Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – fabricação de
leite de magnésia;
• Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 – pinturas a cal e
argamassa;
• Hidróxido de amônio – NH4OH – fertilizantes e
produtos de limpeza;

7. INDICADORES
Os indicadores são substâncias que mudam de
cor em função de o meio ser ácido ou básico.
Para medir essas concentrações foi criada uma
escala numérica conhecida com o nome de pH,
cujos valores variam de 0 a 14, a 25°C.
pH > 7  substância básica
pH = 7  substância neutra
pH < 7  substância ácida

8. SAIS
• Todos os sais são compostos iônicos formados
por cátions e ânions, e são sólidos nas
condições ambientes;
• São substâncias que quando dissolvidas em
água originam pelo menos um cátion
diferente de H+ e pelo menos um ânion
diferente de OH-.

9. EXEMPLOS DE SAIS
• Cloreto de sódio – NaCl – sal de cozinha;
NaCl ---água---> Na+ + Cl-
• Nitrato de sódio – NaNO3 – fabricação de fertilizante e pólvora;
• Carbonato de cálcio – CaCO3 – constitui o calcário e o mármore,
abrasivos em creme dentais;
• Carbonato de sódio – Na2CO3 – fabricação do vidro;
• Bicarbonato de sódio – NaHCO3 – fabricação de fermentos químicos
e remédios efervescentes;
• Sulfato de cálcio – CaSO4 – gesso de medicina, e giz escolar;
• Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2 – componente dos ossos;
• Hipoclorito de sódio – NaClO – alvejantes, e antissépticos
hospitalares;
• Sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 – flocante, ajuda no processo de
limpeza da água

10. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
• Os sais podem ser obtidos reagindo um ácido com uma
base.
• Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre
uma reação entre essas substâncias, chamada reação
de neutralização e, consequentemente, forma-se um
sal.
• Qualquer ácido neutraliza qualquer base e vice-versa.
• A reação de neutralização ocorre quanto o íon H+
proveniente do ácido reage com o íon OH- proveniente
da base formando água.
1 H+ + 1 OH- ----> 1 H2O

11. ÓXIDOS
• São formados sempre por dois elementos, sendo um deles,
obrigatoriamente, o oxigênio;
• Na fórmula molecular o oxigênio é sempre o último
posicionado;
• Quando o oxigênio se combina com um ametal, ele origina
óxidos moleculares e recebe nomenclatura específica.
Prefixo que indica óxido de Prefixo que indica a
nome do
quantidade de oxigênio + quantidade do outro elemento +
elemento
(mono, di, tri...) (di, tri, tetra, ...)
Exemplos:
Monóxido de carbono – CO Trióxido de enxofre – SO3
Dióxido de carbono – CO2 Heptóxido de dicloro – Cl2O7

12. Tipos de Óxidos
• Óxidos básicos – quando reagem com ága
produzem bases.
Na2O + H2O ----> 2 NaOH
Óxido de sódio Hidróxido de sódio
• Óxidos ácidos – quando reagem com água
produzem ácidos.
CO2 + H2O ----> H2CO3
Dióxido de
Ácido carbônico
carbono

13. EXEMPLOS DE ÓXIDOS
• Óxido de cálcio – CaO – correção de acidez do solo;
• Óxido de magnésio – MgO – leite de magnésia;
• Dióxido de carbono – CO2 – gelo-seco;