Química inorgânica ou química mineral é o ramo da química que estuda os elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem o carbono coordenados em cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e transformações.
As chamadas "substâncias inorgânicas" que servem de foco de estudo para a química inorgânica, são divididos em 4 grupos denominados como "funções inorgânicas".São eles: ácidos, bases, sais e óxidos.
ÁCIDOS
Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+. Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl 
H+ + Cl –
H+ + Cl –Muitos anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).
Esta última definição generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.
Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que opróton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
§ Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
§ Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.
Força dos Ácidos (segundo Arrhenius).
§ Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.
§ Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.
HAc
H+ + Ac- ( em solução aquosa )
H+ + Ac- ( em solução aquosa )Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos
§ Ao tratar de hidrácidos:
São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.
§ Ao tratar de Oxiácidos:
Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1).((x.r) -1 >y) Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .
Auto Ionização
Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base:
H2O + H2O H3O+ + OH- (em solução aquosa ).
H3O+ + OH- (em solução aquosa ).Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água.
É importante notar que, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0, 056 micros/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.
Ácidos também se auto-ionizam, como o HF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.
Ácidos Resistentes e Não-Resistentes
Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+
Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química comocatálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH-, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I-. Exemplos de ácidos moles são Hg2+, CuI, BH3.
Classificação dos Ácidos
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monóxidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3, HClO4, etc. Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3, H2SO4, etc. Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc. Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7, H4SiO4, etc.
Quanto à presença de oxigênio
Hidróxidos, sem oxigênio (fórmula geral: HnA)
Oxiácidos, com oxigênio (formula geral: HnAO)
Quanto à volatilidade
Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis: HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.
Quanto à força
N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:
§ Forte: Grau de ionização acima de 50%;
§ Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%;
§ Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%;
§ Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%;
§ Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%;
§ Insignificante: Grau de ionização até 1%.
Quanto ao número de grupos funcionais (H+)
Monopróticos:são ácidos que liberam apenas dois H+ em solução aquosa e só tem um hidrogênio em sua estrutura, ex: HCl;
Dipróticos:liberam dois H+ em solução aquosa e só três hidrogênios em sua estrutura, ex: H2Cr2O7, H2MnO4,H2S;
Tripróticos: liberam três H+ em solução aquosa e só quatro hidrogênios em sua estrutura, ex: H3PO2, H3PO3.
Quanto ao grau de hidratação
Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico)
Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)
BASE
Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm, a 25 °C, pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowrypropuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)
Algumas bases (álcalis) conhecidas:
§ Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
Classificação das Bases:
Quanto ao número de hidroxilas
Bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.
§ Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.
§ Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.
§ Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.
§ Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.
Características
§ Sabor adstringente
§ Sofrem dissociação quando em solução aquosa; ha separação dos íons conduzindo corrente elétrica.
§ Base é toda a substancia que, em solução aquosa libera como ânion exclusivamente OH- (hidróxido).
§ Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O cátion é um metal, e o ânion é o OH-.
SAL
Em química, um sal que em água se dissociam num cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- . Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:
Os íons que formam os sais podem ser monoatômicos (como o ânion fluoreto, F-, ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatômicos (como o ânion sulfato, SO42-). 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.
Formulação e Nomeclatura
A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion.
Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem:
| Terminação do ácido | Terminação do ânion | Exemplo de ânion | Exemplo de sal |
| -ídrico | -eto | ácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-) | cloreto de sódio (NaCl) |
| -ico | -ato | ácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO43-) | fosfato de magnésio (Mg3(PO43-)2) |
| -oso | -ito | ácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO32-) | sulfito de potássio |
Usando a regra do número de oxidação
| Nome do ácido | Número de oxidação | Ânion (átomo central) |
| hipo...oso | +1,+2 | hipo...ito |
| ...oso | +3, +4 | ...ito |
| ...ico | +5, +6 | ...ato |
| per...ico | +7 | per...ato |
Óxido
Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico, eles são compostos binários, isto é, são substâncias formadas pela combinação de dois elementos. Um desses elementos é sempre o oxigênio (O).
Classificação dos Óxidos
Os óxidos podem ser classificados em três diferentes grupos: ácidos, básicos ou peróxidos.
Óxidos ácidos: também chamados de anidridos, eles se formam a partir da reação com água originando ácidos. Exemplo: o ácido sulfúrico (H2SO4) se forma a partir do trióxido de enxofre (SO3) em presença de água (H2O).
Óxidos básicos: nesse caso a reação é com bases levando à formação de sal e água. Exemplo: o hidróxido de cálcio (Ca (OH)2) provém da reação do óxido de cálcio (CaO) com a água.
Peróxidos: esses óxidos possuem dois oxigênios ligados entre si. Exemplo: (O-O)2-.
Principais Óxidos e suas utilizações:
Peróxidos: na indústria são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, poupa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio. A solução aquosa com concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, popularmente conhecida como água oxigenada, é usada como anti-séptico e algumas pessoas a utilizam para a descoloração de pêlos e cabelos.
Dióxido de silício: é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um dos componentes dos cristais, das rochas e da areia.
Óxido de Cálcio (CaO): Obtido a partir da decomposição do calcário, é usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de argamassa na construção civil.
Óxido Nitroso (N2O): Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é utilizado como anestésico.
Dióxido de Enxofre (SO2): É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida.
Monóxido de Carbono (CO): Usado para obter certos produtos químicos e na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas urbanas; inalado combina com a hemoglobina das hemácias do sangue, neutralizando-as para o transporte de gás oxigênio no organismo.
Fontes:
http://www.brasilescola.com
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