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INTRODUÇÃO

Funções inorgânicas são grupos de substâncias com propriedades

semelhantes agrupadas em ácidos, óxidos, sais e bases. O estudo das funções

inorgânicas inclui as propriedades de cada grupo de compostos, suas

nomenclaturas e suas fórmulas.

1 FUNÇÕES INORGÂNICAS

As funções inorgânicas são grupos de substâncias que apresentam

propriedades semelhantes, isto é, determinadas características comuns que fazem

com que, os produtos classificados na mesma função apresentem reações químicas

semelhantes, facilitando assim a compreensão da química. A esse conjunto de

compostos que se assemelham em propriedades químicas e físicas damos os

nomes de Função Química.

Na química inorgânica são quatro as funções: ácidos, bases ou hidróxidos,

sais e óxidos.

ÓXIDOS BÁSICOS

Reagem com água produzindo bases: Na2O + H2O → 2NaOH

Reagem com ácidos produzindo sal e água: K2O + H2SO4 → K2SO4 + H2O

Reagemcom óxidos ácidos produzindo sal: MgO + CO2 → MgCO3

ÓXIDOS ÁCIDOS  

Reagem com água produzindo ácidos: SO3 + H2O → H2SO4

Reagem com bases produzindo sal e água: SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O

Reagem com óxidos básicos produzindo sal: SO3 + CaO → CaSO4

ÓXIDOS ANFÓTEROS

Reagem com ácidos produzindo sal e água: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

Reagem com bases produzindo sal e água: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

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PERÓXIDOS      

Reagem com água produzindo base e peróxido de hidrogênio que decompõe em

H2O e O2:

2Na2O2 + 4H2O → 4NaOH + 2H2O + O2

Reagem com ácido produzindo sal e peróxido de hidrogênio:

Na2O2 + 2HCl → 2KCl + H2O2

ÓXIDOS NEUTROS

Não reagem com água, ácido ou base. São indiferentes a esses compostos.

CO, NO e N2O

ÁCIDOS  

Reagem com bases produzindo sal e água (neutralização):

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Reagem com metais(não nobres) produzindo sal e H2:

H2SO4 + Mg → MgSO4 + H2

Reagem com sais produzindo um novo sal e um novo ácido mais volátil:

2NaCl + H2SO4(ácido fixo) → Na2SO4 + 2HCl (ácido volátil)

BASES   

Reagem com ácidos produzindo sal e água (neutralização):

Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O

Reagem com sais produzindo um sal e uma nova base mais fraca:

BaSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Ba(OH)2 (base mais fraca)

SAIS   

Reagem com outro sal (dupla troca). Um dos produtos deve ser insolúvel.

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl (insolúvel)

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2 ÁCIDOS

Ácidos são substâncias que originam íons H+ quando em solução aquosa,

resultado de um processo conhecido como ionização, isto é: os ácidos puros são

substâncias covalentes e quando dissolvidos em água formam íons, tornando-as

então condutoras de eletricidade. Podem se classificados em hidrácidos e oxiácidos.

Os hidrácidos são ácidos não-oxigenados, tais como HCl, HBr, H2S.

oxiácidos são ácidos oxigenados, tais como H2SO4, HNO3, H2CO3.

Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja,

o limão e as demais frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel

contém ácido sulfúrico, o vinagre contém ácido acético, o ácido clorídrico é

constituinte do suco gástrico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir

explosivos como o TNT.

De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto deve-se evitar

contato com a pele, ingeri-los ou respirá-los.

Segundo Arrhenius, a definição de ácido é todo composto molecular que, em

solução aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamente como cátion o H3O+

(hidroxônio).

HCl + H2O H3O+ + Cl–

HCN + H2O H3O+ + CN–

No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O+) pode ser representado por H+:

HCl H+ + Cl–

HCN H+ + CN–

 

2.1 Classificação dos Ácidos

Quanto à natureza do ácido

Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento

carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio

por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples:

carboxila

6

 

O grupo carboxila também pode ser representado apenas por:

- COOH

O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o

hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos:

- COOH → H+ + - COO-

Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme

importância para o homem, como por exemplo:

COOH ácido fórmico (proveniente das formigas)

CH3COOH ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)

Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos

e oxiácidos. Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et

 

Quanto à presença de oxigênio na molécula

Hidrácidos – não possuem oxigênio

Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.

Oxiácidos – possuem oxigênio

Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.

 

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável.

Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção).

Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção).

Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H3PO4 , H3BO3.

Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.

 

Quanto ao número de elementos químicos

Binário – dois elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCl, H2S, HBr.

Ternário – três elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4

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Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCNO, HSCN

 

Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)

Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em

pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá? O éter é um líquido que possui

baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos

neste caso que o éter é uma substância volátil.

Outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor

bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal

constituinte.

Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).

Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e

CH3COOH.

Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).

Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).

 

Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)

Ácidos fortes: possuem α > 50%

Ácidos moderados: 5% α 50%

Ácidos fracos: α < 5%

 

Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido

I. Hidrácidos

Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.

Ácido moderado: HF.

Ácidos fracos: demais.

II. Oxiácidos

Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos

em que:

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se:

m = 3 ácido muito forte

Exemplos: HClO4 , HMnO4...

m = 2 ácido forte

Exemplos: HNO3 , H2SO4...

m = 1 ácido moderado

Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+)

m = 0 ácido fraco

Exemplos: HClO, H3BO3

Observação

1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%),

embora o valor de m = 1

2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.

2.2 Nomenclatura e formulação

2.2.1 Hidrácidos

Todos os hidrácidos possuem o sufixo ídrico e os ácidos derivados dos

halogênios ( F, Cl, Br, I ) por serem da mesma família da tabela periódica ( 7 A ou 17

), têm estruturas semelhantes.

Fórmula geral:

H+1 E-x = HxE

O elemento E é um ametal pertencente à coluna 6A ou 7A. se E pertencer à

coluna 6A, deve-se usar NOX =-2; se pertencer à coluna 7A , deve-se usar NOX = -

1.

Ao dar nome a um hidrácido, devemos escrever:

Ácido ___________________________ + ídrico

Nome do elemento

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2.2.1.1 Principais hidrácidos:

NOMENCLATURA FORMULAÇÃO

Ácido fluorídrico HF

Ácido clorídrico HCl

Ácido bromídrico HBr

Ácido iodídrico HI

Ácido sulfídrico H2S

Ácido cianídrico HCN

2.2.2 Oxiácidos

Os oxiácidos são provenientes da reação entre anidrido e água, em sua

nomenclatura usamos a palavra ácido ao dar o nome ao composto.

Anidrido + água → oxiácido

CO2 + H2O → H2CO3

anidrido ácido carbônico

carbônico

Alterando-se o número de átomos de oxigênio dos ácidos acima obteremos

os demais oxiácidos da seguinte forma:

Terminação ICO - 1 átomo de oxigênio terminação OSO

Terminação ICO - 2 átomos de oxigênio terminação HIPO __________OSO

Terminação ICO + 1 átomo de oxigênio terminação PER ___________ ICO

Ex.: Ácido clorídrico – HClO3

Ácido de origem Átomos de oxigênio Fórmula obtida Nomenclatura

HClO3 - 1 [O] HClO2 Ácido cloroso

HClO3 - 2 [O] HClO Ácido hipocloro

HClO3 + 1[O] HClO4 Ácido perclórico

2.2.2.1 Oxiácidos – casos especiais

Os anidridos de fósforo, arsênio, antimônio e boro, ao reagir com água para

formar um oxiácido, podem reagir com 1, 2 ou 3 moléculas de água. Se ele reagir

com 1 molécula de água, devemos usar o prefixo meta ao dar o nome ao ácido. Se o

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anidrido reagir com 2 moléculas de água, devemos usar o prefixo piro e, se reagir

com 3 moléculas de água, devemos usar o prefixo orto.

Observe o esquema abaixo:

+ 1 H2O → prefixo meta

+ 2 H2O → prefixo piro

+ 3 H20 → prefixo orto

P2O5 + H2O → ácido metafosfórico

P2O5 + 2H2O → ácido pirofosfórico

P2O5 + 3H2O → ácido ortofosfórico (o prefixo orto não é obrigatório, pode ser

omitido e chamado de ácido fosfórico – H3PO4)

2.3 Resumindo:

11

3 BASES

As bases, também denominadas hidróxidos, são formadas por um metal

ligado ao grupo hidroxila ou oxidrila (grupo OH-)

As fórmulas da base são obtidas juntando-se um cátion ao ânion OH- e

obedecendo o principio já utilizado em outros compostos: a soma total das cargas

deve ser zero.

Ex+ (OH)1- → E1(OH)x→ E(OH)x

Observação: NH4OH → única base com cátion de ametais

3.1 Classificação das bases

As bases são classificadas de acordo com o número de hidroxilas (OH-), de

acordo com o grau de dissociação iônica (α) ou de acordo com a solubilidade da

água.

3.1.1 Classificação de acordo com o número de hidroxilas (OH-)

Monobases: 1 OH-. Ex.: KOH

Dibases: 2 OH-. Ex.: Ba(OH)2

Tribases: 3 OH-. Ex.: Al(OH)3

Tetrabases: 4 OH-. Ex.: Sn(OH)4

3.1.2 Classificação de acordo com o grau de dissociação iônica (α)

Bases fortes (α + 100%): IA e IIA. Ex.: KOH

Bases fracas: as demais bases (incluído NH4OH – única base volátil). Ex.:

AgOH

3.1.3 Classificação de acordo com a solubilidade de água a 25º

Solúveis: IA e NH4+. Ex.: KOH

Pouco solúveis: IIA. Ex.: Ba(OH)2. Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2

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Insolúveis: as demais bases.

3.2 Nomenclatura

Para cátions que formam uma única base:

Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+,

Al3+ e NH4+ (amônio).

Hidróxido de _________________________

Nome do metal

Ex.: LiOH → Hidróxido de lítio

Para cátions que formam mais de uma base:

Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:

Ouro (Au1+ e Au3+)

Cobre (Cu1+ e Cu2+)

Ferro (Fe2+ e Fe3+)

Chumbo (Pb2+ e Pb4+)

Quando o elemento tem carga variável a IUPAC determina a seguinte regra:

- 1ª oficial:

Hidróxido de _________________________(Nox em algarismo romano)

Nome do metal

Ex.: Pb(OH)2 = hidróxido de chumbo II

Pb(OH)4 = hidróxido de chumbo IV

- 2ª usual:

Hidróxido de _________________________ + { ico(Nox maior)ouoso (Noxmenor)

Ex.: Pb(OH)2 = hidróxido plumboso

Pb(OH)4 = hidróxido plúmbico

3.3 Características de uma base

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As bases ou hidróxidos apresentam sabor caustico e são substâncias iônicas.

Quando dissolvidas em água, originam soluções capazes de conduzir

corrente elétrica. Uma base, quando em contato com a água, sofre um

processo de dissociação, gerando íons. Exemplo:

NaOH(s) Na+(aq) + OH- (aq)

[íons responsáveis pela condutividade em solução aquosa]

Quanto maior o grau de dissociação de uma base, mais forte ela será. As

bases fortes são aquelas formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos.

Todas as outras são consideradas fracas. Exemplos.

Base fortes:

NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.

Bases fortes:

NH4OH, Al(OH)3, CuOH, Cu(OH)2, etc.

3.4 As bases e suas aplicações

Nome comum do hidróxido Fórmula Aplicações

Soda cáustica NaOH(s) Usado como um forte produto de limpeza

de tubulações. Usado na produção de

sabão.

Cal extinta Ca(OH)2(s) Antiácido usado na construção civil

Leite de Magnésia Mg(OH)2(aq) Antiácido e laxante

Bauxita Al(OH)3(s) Antiácido; minério de onde é extraído o

alumínio

Água de cal Ca(OH)2(aq) Usado para identificar a presença de CO2

Água de barita Ba(OH)2(aq) Usado na neutralização de ácidos

Fonte: Costa e Santos, v. 1, 1995, p. 323

4 SAIS

H2O

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Um sal é o principal produto formado a partir da reação entre um ácido e

uma base. Essa reação é denominada reação de neutralização.

Ácido + Base → Sal + Água

Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:

CO2 + CaO → CaCO3

Os íons que formam os sais podem ser monoatômicos (como o ânion

fluoreto, F, ou o cátion cálcio, Ca) ou poliatômicos (como o ânion sulfato, SO4).

Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion

acetato, CH3COO).

Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água,

onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão,

reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água,

conduzem eletricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando

estes a funcionar como eletrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente

conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado

na alimentação humana.

A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando

origem a sais ácidos ou básicos.

4.1 Reação de neutralização

Chamamos de neutralização a reação que ocorre entre o íon H+, proveniente

da ionização do ácido e o íon OH-, proveniente da dissociação da base.

A reação de dupla troca ocorre entre um ácido e uma base. Um ácido

neutraliza uma base ou uma base neutraliza um ácido formando sal e água. Ex.:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Na neutralização parcial, um ácido neutraliza parcialmente uma base, pois o

numero de hidrogênios ionizáveis do ácido é menor que o numero de hidroxilas da

base e vice-versa. Ex.:

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1 HCl + 1 Mg(OH)2 → MgOHCl + H2O

Sal básico

4.1.1 Reação de salificação

4.1.2 Reação de neutralização total do ácido e da base

O sal formado a partir da reação de neutralização total do ácido e da base é

denominado sal neutro ou normal.

Exemplo:

2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O

Sal normal

4.2 Classificação

→ Quanto ao número de elementos:

Binário: dois elementos: NaCl, KF, LiBr, Na2S

Ternário: três elementos; NaCN, CaCO3, NaNO3, CuSO4

Quartenário: quatro elementos: NaHCO3

→ Quanto à presença de água:

Sais anidros: sem a presença de água. Ex.: NaCl, NaCN, CaCO3, NaNO3

Sais hidratados: com a presença de água. Ex.: CuSO4.5H2O e NaNO3.10H2O

→ Quanto ao caráter ácido-base

Sais neutros: NaCl, CaCO3, NaNO3, CaSO4

Sais ácidos ou hidrogenosais: NaHCO3 e KHSO4

Sais básicos ou hidróxisais: AlOHSO4 e AlOHCl2

4.3 Solubilidade dos sais

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A regra a seguir permite prever a solubilidade de alguns sais importantes na

água:

Sais contendo como cátions, metais da família 1A e o íon NH4+ (amônio),

formam sais solúveis em água.

4.4 Características

Apresentam gosto salgado

Conduzem corrente elétrica em meio aquoso

4.5 Nomenclatura

Para escrever a fórmula e o nome de um sal, devemos seguir algumas

regras práticas:

a) equacionar a ionização do ácido e escrever o nome do radical formado;

b) equacionar a dissociação da base;

c) uni o cátion proveniente da base com o radical do ácido invertendo suas

cargas e simplificando, se possível;

d) escrever o nome do sal da seguinte forma:

nome do radical do ácido + nome do cátion da base

Lembre-se:

Sufixo do ácido Sufixo do radical

ídrico eto

oso ito

ico ato

4.5.1 Nox fixo

(nome do ânion) de (nome do cátion)

Exemplo: K+NO3- = nitrato de potássio

4.5.2 Nox variável

Oficial:

(nome do ânion) de (nome do cátion) Nox (Nox em algarismo romano)

Exemplo: Cu+S2- → Cu2S = sulfeto de cobre I

Usual:

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(nome do ânion) (nome do cátion) + { ico(maior Nox)ouoso (menos Nox)

Exemplo: Cu+S2- = Cu2S → sulfeto cuproso

Cu2+S2- = CuS → sulfeto cúprico

4.6 Alguns dos principais ânions

Cl- cloreto

Br- brometo

I – iodeto

F – fluoreto

CN – cianeto

S2- sulfeto

HCO32- bicarbonato

MnO4 - permanganato

4.7 Principais sais

NaCl – cloreto de sódio (condimento, conservante, soro fisiológico)

CaCO3 – carbonato de cálcio (calcareo, mármore)

NaHCO3 – bicarbonato de sódio (extintores, fermento, anti-ácido)

5 ÓXIDOS

São compostos binários formados por um metal ou um ametal ligado ao

oxigênio.

5.1 Fórmula geral dos óxidos

Ex+O2- → E2Ox

Em que:

E = elemento qualquer (com exceção do flúor)

X = número de oxidação do elemento E

O = oxigênio (com número de oxidação -2)

Exemplos:

Mg2+O2- = Mg2O2 = ÷ 2 = MgO

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5.2 Nomenclatura

5.2.1 quando o elemento forma apenas um óxido

Óxido de ______________________

Nome do elemento

Exemplo: LiO2 = óxido de lítio

5.2.2 Quando o elemento forma dois óxidos

5.2.2.1 Oficial

Óxido de _________________________Nox em algarismo romano

(nome do elemento)

Exemplos:

Au2O = óxido de ouro I

Au2O3 = óxido de ouro III

5.2.2.2 Usual

Óxido de _____________________{ ico(maior Nox)ouoso (menor Nox)

(nome do elemento)

Exemplos:

Au2O = óxido auroso

Au2O3 = óxido áurico

5.2.3 Quando o elemento forma dois ou mais óxidos

(mono) (mono)

di di

tri Óxido de tri

.... ....

______________________________

(nome do elemento)

Exemplo:

Fe2O3 = trióxido de diferro

CO2 = dióxido de (mono) carbono

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Apenas o prefixo mono é de uso facultativo

5.3 Classificação

Os óxidos se classificam em: Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos

anfóteros.

Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como

regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O.

Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e

alcalino-terrosos) são óxidos básicos.

Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos

elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.

5.3.1 Óxido ácido ou anidrido

Óxido ácido é aquele formado principalmente por não-metais e metais com

Nox elevado, como é obtido a partir do ácido pela retirada de água, é chamado de

anidrido.

Exemplos: Cl2O, SO2, N2O3, P2O3, CO2

5.3.1.1 Propriedades do óxido ácido ou anidrido

1ª) óxido ácido + água → ácido

Ex.: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)

(óxido ácido) (ácido)

2º Óxido ácido + base → sal + água

Ex.: SO3(g) + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O(óxido ácido) (base) (sal)

5.3.2 Óxido básico

O óxido básico tem acentuado caráter iônico e é formado, principalmente,

por metais alcalinos, metais alcalinos-terrosos e metais com nox baixo.

Exemplos: Na2O, K2O, CaO, MgO, BaO

5.3.2.1 Propriedades do óxido base

1ª) Óxido básico + água → base

Ex.: Na2O + H2O → 2NaOH

20

(óxido básico) (base)

2ª) Óxido básico + ácido → sal + água

Ex.: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O (óxido básico) (ácido) (sal) (água)

5.3.3 Óxido anfótero

Óxido anfótero é aquele formado por elementos de eletronegatividade

intermediária, isto é, aqueles que ocupam a região central da tabela periódica.

Apresentam, simultaneamente, caráter ácido e básico. Os mais importantes são ZnO

e Al2O3.

5.3.4 Óxido neutro ou indiferente

Óxido neutro é aquele que não reage com água, ácido ou base. Os mais

importantes são: CO, NO e N2O.

5.3.5 Óxido duplo, misto ou salino

Óxido duplo é aquele cujo metal formador tem dois Nox diferentes. Os mais

importantes são: Fe2O4 = Fe2O3.FeO; Pb3O4 = PbO2.2PbO e Mn3O4 = MnO2.2MnO.

5.3.6 Peróxidos

São compostos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (IA) e

metais alcalino-terrosos (IIA) e pelo grupo funcional O22-. Exemplo: Na2O2 = peróxido

de sódio.

5.4 Óxidos mais comuns na química do cotidiano

Óxido de cálcio (CaO)

É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido

industrialmente por pirólise de calcário.

Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.

Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento

das paredes.

Pintura a cal (caiação).

Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

21

Dióxido de carbono (CO2)

É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem

comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.

O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em

CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor

teor em O2 que o normal.

O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas.

CO2 + H2O → H2CO3 (ácido carbônico)

O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas

temperaturas.

Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o

principal responsável pelo chamado efeito estufa.

Monóxido de carbono (CO)

É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar

atmosférico.

Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol),

gasolina, óleo, diesel, etc.

Dióxido de enxofre (SO2)

É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.

Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:

S + O2 (ar) → SO2

O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das

regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido

consiste na queima do enxofre.

O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água

de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e

destruindo a vegetação: 2SO2 + O2 (ar) → 2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Dióxido de nitrogênio (NO2)

É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito

tóxico.

22

Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à

temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam

resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a

atmosfera.

O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que

é outro sério poluente atmosférico NO2 + O2 → NO + O3

Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os

óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido

nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto

ambiental.

CONCLUSÃO

Esse trabalho demonstra as funções inorgânicas e suas classificações, como

classificá-los, onde podem ser encontradas, como essas substâncias conduzem

eletricidade, suas utilidades em geral e certas curiosidades sobre essas substâncias.

Também aprendemos que podem ser substâncias muito perigosas, altamente

corrosivas e que por esse motivo devem ser manuseadas com cuidado, pois podem

causar queimaduras graves. Com todas essas informações sobre ácidos e bases

presentes nesse trabalho esperamos ter cumprido o nosso objetivo nesse trabalho,

que era passar informações sobre esses compostos e consequentemente termos

aprendido com isso.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BARROS, Haroldo L. C. Química inorgânica, uma introdução. Ed. UFMG; UFOP. Belo Horizonte, 1992.

FELTRE, Ricardo. Química: Química Geral. 4ª ed.; São Paulo: Moderna,1994, vol. 1.

COSTA, Maria Cláudia; SANTOS, Gilson O.. Química, a visão do presente. Ed. Lê, Belo Horizonte, 1995, v. 01.

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