1. INORGÂNICA
1. Tabela de Cátions e ânions
Denomina-se grupo funcional um átomo, íon (cátion ou ânion),
agrupamentos de átomos ou íons, responsáveis pelas semelhanças nas
propriedades químicas de uma série de compostos químicos diferentes. Os
principais grupos funcionais da química inorgânica são: ácidos, bases
(hidróxidos), sais, óxidos, peróxidos, super (ou poli)óxidos, hidretos e carbetos.
Como os compostos pertencentes a esses grupos funcionais são iônicos ou
capazes de formar íons, é importante conhecer os principais cátions e ânions
descritos em tabelas do gênero. Podemos determinar o nome dos cátions com
facilidade devido à maioria deles ser idêntico ao nome do metal que doa
elétrons. No caso de metais com número oxidação variável, adicionamos ao
nome do metal o Nox do cátion. Já os principais cátions não metálicos são tão
poucos que vale a pena decorar: H3O+
(ou H+
) é o hidrônio e o NH4
+
é o
amônio. Sabendo que os prefixos relativos à hidratação do ânion (orto, piro...)
são opcionais, podemos determinar uma regra de Nox para a nomenclatura de
ânions:
Nox do
elemento
central
Prefixo Sufixo Exemplo
<3 HIPO ITO hipoclorito = (ClO)-
+3 OU +4 ITO clorito = (ClO2)-
+5 OU +6 ATO clorato = (ClO3)-
+7 PER ATO perclorato = (ClO4)-
Essa regra é “furada” para alguns poucos casos como o carbonito, que
na verdade é carbonato e para o borito, que na verdade é borato – brm como
para complexos metálicos. Mesmo com essas limitações ela é muito prática
para as exigências em nível de ensino médio. Ainda devemos salientar que os
ânions de elementos isolados recebem o sufixo ETO (cloreto), e os íons
desoxigenados complexos são poucos e podem ser decorados: cianeto = CN-
;
isocianeto = NC-
; amideto = NH2-; azotetoN3
-
; hexacianoferrato(III) =
[Fe(CN)6]3-
e hexacianoferrato(II) = [Fe(CN)6]4-
. Além destes temos os que
tiveram uma valência anulada por um hidrogênio, que são os monohidrogeno...,
também chamados de bi..., e os que tiveram um oxigênio substituído por um
enxofre, os tio..., e outros realmente estranhos como o cloroaurato AuCl4
-
.
Ainda temos íons como o fulminato = ONC-
e os íons orgânicos acetato e
formiato que podem aparecer por acaso.
2. Características dos Grupos Funcionais
O quadro a seguir fornece um panorama dos principais grupos
funcionais da química inorgânica. Os conceitos de ácido e base estão
determinados segundo Arrhenius, simplificando seu entendimento em nível de
química inorgânica, no tocante ao estudo físico-químico de soluções aquosas.
Mais adiante se torna útil o conhecimento de conceitos mais modernos de
ácidos e bases para que a química orgânica seja esplanada de forma mais
completa.

2. Função Definição e exemplos Propriedades
Ácidos São soluções aquosas iônicas que
possuem como único cátion e hidrônio,
formado pela reação entre a água e
determinados compostos covalentes.
Exemplos:
conduzem corrente elétrica,
possuem sabor azedo e
mantêm incolor uma
solução de fenolftaleína.
Bases São compostos capazes de se
dissociarem na água liberando íons,
mesmo que muito poucos, dos quais o
único ânion é o hidróxido.
Exemplos:
Só conduzem corrente
elétrica as bases de metais
alcalinos e alcalino-terrosos.
Possuem sabor adstringente
e mudam de cor a solução
de fenolftaleína para um
vermelho róseo.
Sais São compostos capazes de se
dissociarem na água liberando íons,
mesmo que muito poucos, dos quais
pelo menos um cátion é diferente do
hidrônio e um ânion é diferente do
hidróxido.
Exemplos:
Só os sais
predominantemente iônicos
conduzem corrente elétrica
na fase líquida, ou quando
dissolvidos na água.
Possuem sabor salgado e
mantêm ou mudam a cor da
solução de fenolftaleína
conforme o caráter, ácido ou
básico que possuam.
Óxidos São compostos binários, onde o
oxigênio é o elemento mais
eletronegativo e apresenta Nox = -2.
Exemplos:
Os óxidos de caráter iônico
conduzem corrente elétrica
na fase líquida. Com
exceção do CO, NO e NO2,
que são neutros, podem
manter ou mudar a cor de
uma solução de
fenolftaleína conforme
reajam com água formando
ácido ou base.
Peróxidos São compostos binários formados pelo
oxigênio ligado a metais alcalinos,
alcalino terrosos ou prata ou zinco,
onde o oxigênio apresenta Nox = -1.
Exemplos:
A água oxigenada é o único
molecular e se decompõe
em meio básico em água e
oxigênio. Os demais são
iônicos, reagem com água
produzindo base e água
oxigenada e com ácido
produzindo sal e água
oxigenada.
Superóxidos São compostos binários formados pelo
oxigênio e metais alcalino ou alcalino
terrosos, onde o oxigênio possui Nox
médio = -1/2.
Exemplos:
São extremamente
instáveis. Reagem com
água produzindo base, água
oxigenada e oxigênio.
Reagem com ácido
produzindo sal, água
oxigenada e oxigênio.

3. Hidretos São compostos que possuem o
hidrogênio como elemento mais
eletronegativo.
Exemplos:
Os hidretos metálicos são
instáveis. Reagem com
água de modo violento
produzindo base e gás
hidrogênio. Os hidretos
moleculares são estáveis e
tóxicos.
Carbetos São compostos onde o carbono se
apresenta em uma das seguintes
estruturas: metaneto ( C4-
) ou acetileto
(C2
2-
).
Exemplos:
Os carbetos de cálcio e
alumínio reagem com água
produzindo base e etino
(acetileno) ou metano,
respectivamente. O carbeto
de silício substitui o
diamante em aplicações
industriais.
3. Características Gerais dos Ácidos
Características Definição Exemplos
Nomenclatura Ácido + nome do ânion com terminação:
trocada de eto para ÍDRICO;
trocada de ato para ICO;
trocada de ito para OSO.
Presença de
oxigênio
Oxiácidos possuem oxigênio na
fórmula.
Hidrácidos não possuem oxigênio na
fórmula.
Grau de
ionização
Fortes: >50% ou R>2;
Semifortes: 5%< <50% ou R<2;
Fracos: <5% ou R<2;
Onde R = y - x para HxEzOy .
Para efeito de cálculo de pH de solução
tampão, podemos considerar que
oxiácido com Nox do elemento central
> +5 é forte, o restante é fraco; e são
fortes os hidrácidos de cloro, bromo e
iodo. O restante pode se considerar
fraco.
Ponto de
ebulição
PE alto - ácidos fixos;
PE baixo - ácidos voláteis.
Estabilidade Nas condições ambiente consideramos
que estáveis são os ácido que não
sofrem decomposição.
É bom salientar que só são ionizáveis os hidrogênios que estão ligados ao
oxigênio, no caso dos oxiácidos.

4. 4. Características Gerais das Bases
Características Definição Exemplos
Nomenclatura Hidróxido de + nome do cátion.
Solubilidade
em água
São solúveis as bases de metal alcalino ou de
amônio. As de metais alcalino terrosos são pouco
solúveis e o restante é praticamente insolúvel.
Força da base
ou grau de
dissociação
São fortes as bases de metais alcalinos.
Semifortes as bases de metal alcalino terroso1
.
As demais são fracas e o hidróxido de amônio é
instável.
5. Características Gerais dos Sais
Os sais são formados pela reação de salificação, também chamada de
neutralização entre base e ácido. Estas reações ocorrem em qualquer condição
e podem ser total, parcial do ácido, parcial da base ou ainda com a formação
de sais duplos quanto ao cátion ou sais duplos quanto ao ânion. Como nos
respectivos exemplos:
3 H2SO4(aq) + 2 Al(OH)3(aq) Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(l)
H2SO4(aq) + NaOH(aq) NaHSO4(aq) + H2O(l)
HCl(aq) + Al(OH)3(aq) Al(OH)2Cl(aq) + H2O(l)
HCl(aq) + HBr(aq) + Mg(OH)2(aq) MgClBr(aq) + 2H2O(l)
H2SO4(aq)+ NaOH + KOH(aq) NaKSO4(aq) + 2H2O(l)
As principais características dos sais são as seguintes:
Características Definição Exemplos
Quanto à
nomenclatura
Nome do(s) ânion(s) + nome do(s) cátion(s).
Quanto ao
caráter em
solução
aquosa
Seu caráter depende dos ânions que o formam.
Sabendo que o cátion vem da base e o ânion vem do
ácido, podemos deduzir que:
sal ácido: formado por ácido forte e base fraca;
sal básico: formado por base forte e ácido fraco;
sal neutro: formado por ambos fracos, ou por ambos
fortes;
Solubilidade
em água
De modo geral são solúveis os sais de cátion de
metal alcalino, metal alcalino terroso e amônio e
também os sais que contêm ânions nitrato e
halogenetos (menos os de prata e cobre
monovalentes e de chumbo bivalente). O restante é
pouco solúvel, ou praticamente insolúvel.
1
Atualmente considera-se forte uma base de metal alcalino – o conceito mais atual separa totalmente a
questão da solubilidade da questão da força.

5. As reações ditas de dupla troca ocorrem entre sal e ácido ou sal e base,
desde que respeitem uma das condições a seguir:
 um dos produtos obtidos deve ser (sal ou base) praticamente
insolúvel;
 um dos produtos obtidos deve ser (ácido ou base) mais
instável ou volátil que o reagente;
 o ácido obtido no produto deve ser mais fraco que o ácido do
reagente.
6. Características Gerais dos Óxidos
Estão na tabela abaixo.
Óxidos iônicos Óxidos covalentes Exemplos
Nome Óxido de + nome do
cátion.
Óxido de + prefixo de
quantidade + nome do
elemento.
Caráter Básico. Ácido (anidrido).
Reações Reagem com água
produzindo base e
reagem com ácido
produzindo sal e água.
Reagem com água
produzindo ácido e
reagem com base
produzindo sal e água.
Além dos óxidos do quadro, existem óxidos neutros (inertes) e
anfóteros.
 óxidos neutros (inertes) não reagem com água, nem
com base e nem com ácido; São eles: N2O, NO e CO.
 óxidos anfóteros reagem com água formando base,
reagem com base como se fossem ácidos formando sal
e água, e reagem com ácido como se fossem bases
formando sal e água. Os mais conhecidos são os de Al,
Zn, Sn, Pb e semimetais.
7. Reações Específicas
As reações de deslocamento podem ocorrer entre metais e ametais. Um
metal pode deslocar o hidrogênio de um ácido, ou o cátion de outro composto,
no caso de ser mais eletropositivo do que o hidrogênio e/ou cátion. Um
ametal na forma de substância simples, quando eletronegativo o suficiente,
pode deslocar o ânion de outro composto.
Estes tipos de reação sempre deslocam elétrons, e por isso são muito usadas
na fabricação de pilhas. Ainda se destacam reações de decomposição térmica
que podem ocorrer com certos sais oxigenados que geram gás quando
aquecidos.

6. 8. Outros Conceitos de Ácido e Base
Quando um composto não está dissolvido em água, ou não possui
hidrogênio, ou hidróxido, não é possível determinar sua natureza ácida ou
básica, segundo os conceitos de Arrhenius. Algumas teorias mais atuais
ampliaram esses conceitos, sanando os casos citados acima.
Teoria Protônica de Brönsted e Lowry Eletrônica de Lewis
Ácido Ácido é toda a espécie química, íon
ou molécula, capaz de doar um
próton (H+
);
Ácido é toda a espécie química, íon
ou molécula, capaz de aceitar um
par de elétrons através de uma
ligação covalente coordenada
(dativa);
Base Base é toda a espécie química, íon
ou molécula, capaz de aceitar um
próton (H+
).
Base é toda a espécie química, íon
ou molécula, capaz de oferecer um
par de elétrons através de uma
ligação covalente coordenada.
Exemplos HCl + NH3 NH4
+
+ Cl-
ácido forte base forte ácido fraco
base fraca
NH3 +CO3
2-
NH2
1-
+HCO3
1-
ácido fraco base fraca base
forte ácido forte
BF3 + NH3 F3BNH3
ácido base
Todo ácido de Brönsted/Lowry possui uma base conjugada, bem como
toda a base possui um ácido conjugado. A diferença entre o par ácido e base
conjugados é justamente o próton (H+). Quanto mais forte for o ácido, mais
fraca será a base conjugada e vice-versa. As reações segundo este conceito
são reversíveis, porém se deslocam naturalmente no sentido da formação de
ácido e base mais fracos. E as substâncias que podem se comportar de uma
forma e outra (ácido ou base) de acordo com a situação são denominadas
anfitrópicas. Exemplo: amônia. Na química orgânica é comum o uso do
conceito de Brönsted/Lowry, inclusive com a nomenclatura eletrófilo (para os
ácidos) e nucleófilo (para as bases).
9. Reações com Transferência de Elétrons
Algumas reações ocorrem sem a transferência de elétrons entre os
átomos e/ou íons das substâncias participantes, como por exemplo a reação de
neutralização. Isso pode ser constatado através do Nox dos elementos
participantes da reação antes, e depois da mesma ocorrer. Outras reações
como as de deslocamento ocorrem com transferência de elétrons, e isso se
torna evidente com o mesmo teste de conferência do Nox de cada elemento
antes e depois da reação, são as chamadas reações de óxido - redução.
Sobre elas é importante saber que:

7. Definição Exemplos
Sofre
oxidação
A espécie química, átomo ou íon,
que cede elétrons na reação;
Agente
redutor
A substância que no início da
reação continha a espécie química
que sofreu oxidação, portanto, que
reduziu a outra espécie química;
Sofre
redução
A espécie química, átomo ou íon,
que recebe elétrons na reação;
Agente
oxidante
A substância que no início da
reação continha a espécie química
que sofreu redução, portanto, que
oxidou a outra espécie química.
Parece óbvio que devemos calcular o Nox de cada elemento participante
da reação para podermos identificar cada agente de óxido - redução da reação,
para esse fim podemos nos valer do seguinte quadro.
Elementos Situação Nox Exemplos
Metais
alcalinos
Em todos os compostos; +1
Metais
alcalino
terrosos
Em todos os compostos; +2
Ag Em todos os compostos; +1
Zn Em todos os compostos; +2
Al Em todos os compostos; +3
S Quando for o elemento mais eletronegativo
do composto;
-2
F, Cl, Br e I Quando for o elemento mais eletronegativo
do composto;
-1
H Quando for o elemento mais eletronegativo
do composto;
-1
H Quando for o elemento menos eletronegativo
do composto;
+1
O Em todas as substâncias compostas que
não se enquadram nos casos abaixo;
-2
O Em peróxidos; -1
O Em superóxidos; -1/2
O Em fluoretos. +1
ou
+2
Além deste quadro, devemos seguir as seguintes regras:

8. Cálculo do Nox Exemplos
Substância
simples
O Nox dos elementos formadores
de uma substância simples sempre
eqüivalem a zero;
Íon
simples
O Nox de um íon simples sempre
eqüivale à carga do íon;
Substância
composta
O somatório dos Nox de todos os
átomos de todos os elementos que
formam a substância eqüivale a
zero;
Íon
composto
O somatório dos Nox de todos os
átomos de todos os elementos que
formam o íon eqüivale à carga do
íon.
10. Balanceamento de Equações
Devemos ter em mente que em uma reação química os átomos não são
destruídos ou criados do nada, isso inclui os elétrons, que apesar de
transferidos de uma espécie química para outra, se conservam. Podemos
afirmar que o número total de elétrons perdidos pelo redutor é igual ao número
total de elétrons recebidos pelo oxidante. Deste modo podemos criar uma
dependência entre o número de átomos de uma substância e outra e seus
respectivos números de elétrons, e conseqüentemente, balancear a equação
baseados na conservação da matéria.