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Ácidos, bases, sais e óxidos são chamados de funções inorgânicas. Esse tema é muito importante para o ENEM porque aparece em assuntos como chuva ácida, tratamento de água, neutralização, antiácidos, fertilizantes, poluição atmosférica, corrosão, produção de materiais e equilíbrio do pH.

Na prova, raramente a cobrança vem apenas como uma pergunta direta de definição. O ENEM costuma apresentar situações do cotidiano e espera que o estudante reconheça o comportamento químico das substâncias. Por exemplo: por que um antiácido reduz a acidez estomacal? Como a chuva ácida desgasta monumentos? Por que o óxido de cálcio pode formar uma base em contato com a água? Por que sais aparecem em fertilizantes e no corpo humano?

Para responder bem, é preciso entender a definição básica de cada função e saber classificá-las.

O que são funções inorgânicas?

Funções inorgânicas são grupos de substâncias que possuem propriedades químicas semelhantes. As principais estudadas no Ensino Médio são:

• Ácidos
• Bases
• Sais
• Óxidos

Cada uma possui características próprias.

Os ácidos, em geral, liberam H⁺ em água ou aumentam a concentração de H₃O⁺. As bases liberam OH⁻ em água ou recebem prótons, dependendo da teoria usada. Os sais são compostos iônicos formados, em muitos casos, a partir de reações entre ácidos e bases. Os óxidos são compostos binários em que o oxigênio se liga a outro elemento, geralmente sendo o mais eletronegativo.

No ENEM, é importante saber reconhecer essas substâncias em fórmulas e contextos.

Ácidos: definição geral

Segundo a definição de Arrhenius, ácidos são substâncias que, em água, liberam H⁺. Hoje, é mais correto dizer que esse H⁺ interage com a água, formando H₃O⁺, chamado íon hidrônio ou hidroxônio.

Exemplo:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

O HCl é o ácido clorídrico. Em água, ele forma íons, por isso sua solução conduz eletricidade.

Características comuns dos ácidos:

• apresentam sabor azedo, embora não devam ser provados em laboratório;
• possuem pH menor que 7 em soluções aquosas;
• reagem com bases em reações de neutralização;
• podem reagir com alguns metais;
• conduzem eletricidade em solução aquosa quando ionizados;
• alteram a cor de indicadores ácido-base.

Exemplos de ácidos importantes:

• HCl: ácido clorídrico;
• H₂SO₄: ácido sulfúrico;
• HNO₃: ácido nítrico;
• H₂CO₃: ácido carbônico;
• CH₃COOH: ácido acético;
• H₃PO₄: ácido fosfórico.

Ácidos no cotidiano

O ácido clorídrico aparece no suco gástrico, ajudando na digestão e na defesa contra microrganismos.

O ácido acético está presente no vinagre.

O ácido cítrico aparece em frutas cítricas, como limão e laranja.

O ácido carbônico está presente em bebidas gaseificadas, formado pela dissolução de CO₂ em água.

O ácido sulfúrico é muito usado na indústria e em baterias automotivas.

O ácido nítrico participa da produção de fertilizantes e também está relacionado à chuva ácida.

Esses exemplos mostram como os ácidos aparecem em saúde, alimentação, indústria e meio ambiente.

Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser classificados de várias formas. As principais são: presença de oxigênio, número de hidrogênios ionizáveis, força e volatilidade.

1. Hidrácidos e oxiácidos

Ácidos sem oxigênio são chamados de hidrácidos.

Exemplos:

• HCl: ácido clorídrico;
• HBr: ácido bromídrico;
• HI: ácido iodídrico;
• H₂S: ácido sulfídrico.

Ácidos com oxigênio são chamados de oxiácidos.

Exemplos:

• H₂SO₄: ácido sulfúrico;
• HNO₃: ácido nítrico;
• H₂CO₃: ácido carbônico;
• H₃PO₄: ácido fosfórico.

Essa classificação é muito comum em nomenclatura e em questões sobre chuva ácida.

2. Monoácidos, diácidos e triácidos

Essa classificação considera o número de hidrogênios ionizáveis, isto é, hidrogênios que podem ser liberados como H⁺ em água.

• Monoácido: libera 1 H⁺;
• Diácido: libera 2 H⁺;
• Triácido: libera 3 H⁺.

Exemplos:

• HCl: monoácido;
• HNO₃: monoácido;
• H₂SO₄: diácido;
• H₂CO₃: diácido;
• H₃PO₄: triácido.

Atenção: nem todo hidrogênio presente na fórmula é necessariamente ionizável em todos os compostos orgânicos, mas para os ácidos inorgânicos mais comuns essa análise costuma ser direta.

3. Ácidos fortes e fracos

A força de um ácido está relacionada ao grau de ionização em água.

Ácidos fortes ionizam-se intensamente, formando muitos íons em solução.

Exemplos comuns de ácidos fortes:

• HCl;
• HBr;
• HI;
• HNO₃;
• H₂SO₄;
• HClO₄.

Ácidos fracos ionizam-se parcialmente.

Exemplos:

• H₂CO₃;
• CH₃COOH;
• H₃PO₄;
• H₂S.

Quanto maior a ionização, maior a concentração de íons H₃O⁺ na solução, considerando a mesma concentração inicial.

No ENEM, essa ideia pode aparecer em questões sobre pH, condutividade elétrica e neutralização.

Bases: definição geral

Segundo Arrhenius, bases são substâncias que liberam íons OH⁻ em água.

Exemplo:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

O NaOH é o hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica. É uma base forte e corrosiva, muito usada em processos industriais e produtos de limpeza.

Características comuns das bases:

• possuem pH maior que 7 em soluções aquosas;
• podem ter sabor amargo, mas não devem ser provadas;
• podem apresentar sensação escorregadia ao toque, mas substâncias laboratoriais não devem ser tocadas sem segurança;
• reagem com ácidos em neutralizações;
• conduzem eletricidade quando liberam íons em solução;
• alteram a cor de indicadores ácido-base.

Exemplos de bases importantes:

• NaOH: hidróxido de sódio;
• KOH: hidróxido de potássio;
• Ca(OH)₂: hidróxido de cálcio;
• Mg(OH)₂: hidróxido de magnésio;
• Al(OH)₃: hidróxido de alumínio;
• NH₄OH: hidróxido de amônio, em abordagem escolar.

Bases no cotidiano

O hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂, aparece em antiácidos, como o leite de magnésia.

O hidróxido de alumínio, Al(OH)₃, também pode ser usado em medicamentos antiácidos.

O hidróxido de sódio, NaOH, é usado na fabricação de sabões, detergentes e em produtos desentupidores, mas é corrosivo.

O hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂, chamado cal hidratada, aparece na construção civil, no tratamento de água e na correção de acidez em alguns contextos.

A amônia em água apresenta comportamento básico e aparece em produtos de limpeza.

Classificação das bases

As bases podem ser classificadas pelo número de hidroxilas, pela solubilidade e pela força.

1. Monobases, dibases e tribases

Essa classificação considera o número de grupos OH⁻ presentes na fórmula.

• Monobase: possui 1 OH⁻;
• Dibase: possui 2 OH⁻;
• Tribase: possui 3 OH⁻.

Exemplos:

• NaOH: monobase;
• KOH: monobase;
• Ca(OH)₂: dibase;
• Mg(OH)₂: dibase;
• Al(OH)₃: tribase.

2. Bases fortes e fracas

Bases fortes são aquelas que se dissociam intensamente em água. Geralmente, são bases de metais alcalinos e alguns alcalino-terrosos mais solúveis.

Exemplos:

• NaOH;
• KOH;
• Ba(OH)₂;
• Ca(OH)₂, muitas vezes tratada como forte, embora tenha solubilidade limitada.

Bases fracas apresentam baixa dissociação ou baixa liberação de OH⁻ em água.

Exemplos:

• NH₄OH;
• Mg(OH)₂;
• Al(OH)₃.

O ENEM pode relacionar isso à condutividade elétrica e ao efeito no pH.

3. Solubilidade das bases

Bases de metais alcalinos, como NaOH e KOH, são bastante solúveis em água.

Algumas bases de metais alcalino-terrosos têm solubilidade menor, mas ainda podem liberar OH⁻.

Muitas bases de outros metais são pouco solúveis, como Al(OH)₃.

Essa informação pode aparecer em questões sobre precipitação, tratamento de água e antiácidos.

Sais: definição geral

Sais são compostos iônicos formados por cátions e ânions. Muitos sais podem ser obtidos pela reação entre um ácido e uma base, chamada neutralização.

Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Nesse caso:

• HCl é ácido;
• NaOH é base;
• NaCl é sal;
• H₂O é água.

O sal formado não precisa ser apenas o sal de cozinha. Existem muitos sais importantes na natureza, na indústria e no organismo.

Exemplos:

• NaCl: cloreto de sódio;
• CaCO₃: carbonato de cálcio;
• KNO₃: nitrato de potássio;
• CaSO₄: sulfato de cálcio;
• NaHCO₃: bicarbonato de sódio;
• NH₄NO₃: nitrato de amônio.

Sais no cotidiano

O cloreto de sódio é usado na alimentação e na conservação de alimentos.

O carbonato de cálcio aparece em calcário, mármore, conchas e cascas de ovos.

O nitrato de potássio e o nitrato de amônio são usados em fertilizantes.

O sulfato de cálcio está presente no gesso.

O bicarbonato de sódio é usado em receitas, antiácidos e limpeza doméstica.

Os sais também são fundamentais para o equilíbrio osmótico e para a transmissão de impulsos nervosos no organismo.

Classificação dos sais

Os sais podem ser classificados quanto à presença de hidrogênio ionizável, hidroxila, água de cristalização e natureza da neutralização.

Para o ENEM, as classificações mais úteis são: sal normal, sal ácido e sal básico.

1. Sal normal ou neutro

É formado quando todos os hidrogênios ionizáveis do ácido são substituídos por cátions, e não há OH⁻ na fórmula.

Exemplos:

• NaCl;
• KNO₃;
• CaSO₄;
• Na₂CO₃.

Apesar do nome “neutro”, nem todo sal normal gera solução neutra. Alguns podem produzir soluções ácidas ou básicas por hidrólise. Mas, em classificação escolar, sal normal significa que não há H ionizável nem OH restante na fórmula.

2. Sal ácido ou hidrogenossal

É um sal que ainda possui hidrogênio ionizável em sua estrutura.

Exemplos:

• NaHCO₃: bicarbonato de sódio;
• NaHSO₄: hidrogenossulfato de sódio;
• KH₂PO₄: di-hidrogenofosfato de potássio.

O bicarbonato de sódio é um exemplo muito importante. Ele pode reagir com ácidos, liberando CO₂, e aparece em fermentos químicos e antiácidos.

3. Sal básico ou hidroxissal

É um sal que ainda possui grupo OH em sua estrutura.

Exemplo escolar comum:

• Mg(OH)Cl: hidroxicloreto de magnésio.

Essa classificação é menos cobrada que sal normal e sal ácido, mas pode aparecer em conteúdos de nomenclatura.

Óxidos: definição geral

Óxidos são compostos binários formados por oxigênio e outro elemento, sendo o oxigênio geralmente o mais eletronegativo.

Composto binário é aquele formado por dois elementos químicos.

Exemplos:

• CO₂: dióxido de carbono;
• CO: monóxido de carbono;
• SO₂: dióxido de enxofre;
• SO₃: trióxido de enxofre;
• CaO: óxido de cálcio;
• MgO: óxido de magnésio;
• Fe₂O₃: óxido de ferro III;
• Al₂O₃: óxido de alumínio.

Atenção: OF₂ não é classificado como óxido na definição tradicional, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.

Óxidos no cotidiano

O CO₂ é produzido na respiração, na combustão e em processos industriais. Também está relacionado ao efeito estufa.

O CO é um gás tóxico produzido em combustões incompletas.

O SO₂ e o SO₃ estão relacionados à chuva ácida.

O CaO, chamado cal virgem, reage com água formando Ca(OH)₂.

O Fe₂O₃ aparece na ferrugem e em minérios de ferro.

O Al₂O₃ aparece em materiais cerâmicos e na proteção superficial do alumínio.

Classificação dos óxidos

Os óxidos podem ser classificados principalmente em básicos, ácidos, anfóteros, neutros e peróxidos.

1. Óxidos básicos

São geralmente óxidos de metais. Reagem com água formando bases ou reagem com ácidos formando sal e água.

Exemplo:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

O óxido de cálcio reage com água formando hidróxido de cálcio.

Outro exemplo:

MgO + 2 HCl → MgCl₂ + H₂O

Óxidos básicos costumam estar associados a metais.

2. Óxidos ácidos ou anidridos

São geralmente óxidos de ametais. Reagem com água formando ácidos ou reagem com bases formando sal e água.

Exemplo:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

O trióxido de enxofre forma ácido sulfúrico em água.

Outro exemplo:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

O dióxido de carbono forma ácido carbônico em água.

Óxidos ácidos são muito importantes em questões sobre chuva ácida e poluição atmosférica.

3. Óxidos anfóteros

São óxidos que podem reagir tanto com ácidos quanto com bases.

Exemplos:

• Al₂O₃;
• ZnO.

Eles apresentam comportamento intermediário. Essa classificação pode aparecer em questões mais conceituais.

4. Óxidos neutros

São óxidos que não reagem facilmente com água, ácidos ou bases em condições comuns.

Exemplos:

• CO;
• NO;
• N₂O.

O monóxido de carbono, CO, é especialmente importante por sua toxicidade. Ele se liga à hemoglobina com alta afinidade, prejudicando o transporte de oxigênio no sangue.

5. Peróxidos

Peróxidos apresentam o grupo O₂²⁻.

Exemplo:

• H₂O₂: peróxido de hidrogênio, conhecido em solução como água oxigenada;
• Na₂O₂: peróxido de sódio.

A água oxigenada pode atuar como agente oxidante e é usada em desinfecção, branqueamento e processos laboratoriais, dependendo da concentração.

Neutralização: reação entre ácido e base

Uma das reações mais importantes envolvendo funções inorgânicas é a neutralização.

Na neutralização, ácido e base reagem formando sal e água.

Exemplo clássico:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

O H⁺ do ácido reage com o OH⁻ da base, formando água:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Esse conceito aparece em muitos contextos:

• antiácidos neutralizando ácido estomacal;
• correção da acidez do solo;
• tratamento de efluentes;
• controle de pH em piscinas;
• reações em laboratório.

Antiácidos e neutralização

O estômago possui ácido clorídrico. Em algumas situações, o excesso de acidez causa desconforto. Antiácidos contêm substâncias básicas ou capazes de reagir com o ácido, reduzindo a acidez.

Exemplos:

Mg(OH)₂ + 2 HCl → MgCl₂ + 2 H₂O

NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂

O bicarbonato de sódio reage com ácido liberando gás carbônico, o que pode causar sensação de gases.

O ENEM pode cobrar esse tema em saúde, digestão e equilíbrio ácido-base.

Chuva ácida: ácidos e óxidos ácidos

A chuva ácida ocorre quando gases poluentes reagem com água na atmosfera, formando ácidos.

Óxidos de enxofre e nitrogênio são os principais envolvidos.

Exemplos:

SO₂ pode formar ácidos de enxofre.
SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Óxidos de nitrogênio podem formar ácido nítrico.

A chuva ácida pode causar:

• acidificação de solos;
• acidificação de lagos;
• danos a plantas;
• corrosão de monumentos;
• desgaste de rochas calcárias;
• prejuízos a construções históricas.

Esse tema é muito frequente no ENEM porque une Química, meio ambiente e sociedade.

pH: escala de acidez e basicidade

O pH indica o grau de acidez ou basicidade de uma solução aquosa.

Em uma escala comum de 0 a 14:

• pH menor que 7: solução ácida;
• pH igual a 7: solução neutra;
• pH maior que 7: solução básica.

Exemplos aproximados:

• suco de limão: ácido;
• vinagre: ácido;
• água pura: neutra;
• sabão: básico;
• soda cáustica: fortemente básica.

O pH é muito importante em processos biológicos. O sangue humano, por exemplo, precisa manter pH dentro de uma faixa estreita. Pequenas alterações podem causar problemas graves.

Indicadores ácido-base

Indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor conforme o pH do meio.

Exemplos:

• papel de tornassol;
• fenolftaleína;
• azul de bromotimol;
• extrato de repolho roxo.

O extrato de repolho roxo é um indicador natural muito usado em atividades escolares. Ele muda de cor em meios ácidos e básicos.

No ENEM, indicadores podem aparecer em questões experimentais.

Como reconhecer funções inorgânicas pela fórmula

Algumas dicas ajudam bastante:

• Ácidos geralmente começam com H: HCl, HNO₃, H₂SO₄.
• Bases geralmente possuem OH no final: NaOH, KOH, Ca(OH)₂.
• Sais são compostos iônicos formados por cátion e ânion: NaCl, CaCO₃, KNO₃.
• Óxidos são compostos binários com oxigênio: CO₂, CaO, SO₂.

Mas cuidado: nem toda fórmula com H é ácido, e nem toda fórmula com OH é base em qualquer contexto. Para o nível do ENEM, porém, essas pistas ajudam na maioria das questões.

Resumo comparativo

Função	Característica principal	Exemplo	Aplicação/contexto
Ácido	libera H⁺/forma H₃O⁺ em água	HCl	suco gástrico
Base	libera OH⁻ em água	NaOH	limpeza e indústria
Sal	composto iônico de cátion e ânion	NaCl	alimentação
Óxido	oxigênio + outro elemento	CO₂	respiração e efeito estufa

Como o ENEM cobra esse tema

O ENEM costuma cobrar ácidos, bases, sais e óxidos em contextos como:

• chuva ácida;
• antiácidos;
• tratamento de água;
• correção do solo;
• poluição atmosférica;
• combustão;
• fertilizantes;
• corrosão;
• pH de soluções;
• indicadores naturais;
• sais minerais no organismo.

Para resolver, identifique primeiro a função inorgânica envolvida. Depois, relacione sua propriedade ao fenômeno descrito.

Se a questão fala em neutralizar acidez, pense em base ou carbonato. Se fala em chuva ácida, pense em óxidos ácidos e formação de ácidos. Se fala em fertilizante, pense em sais como nitratos, fosfatos e sais de potássio. Se fala em pH menor que 7, pense em ácido.

Conclusão

Ácidos, bases, sais e óxidos são funções inorgânicas essenciais para entender a Química do ENEM. Os ácidos aumentam a acidez em água, as bases aumentam a basicidade, os sais são compostos iônicos presentes em minerais, alimentos e fertilizantes, e os óxidos estão ligados à combustão, poluição, materiais e meio ambiente.

O mais importante é saber relacionar fórmula, classificação e aplicação. Esse tema aparece constantemente em problemas de saúde, indústria, agricultura e sustentabilidade.

Dominar funções inorgânicas ajuda o estudante a interpretar fenômenos reais com base na Química, que é exatamente o tipo de habilidade valorizada no ENEM.

SIMULADO ENEM

1. Uma pessoa com azia utiliza um antiácido contendo hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂. O alívio ocorre porque essa substância:

A) aumenta a concentração de ácido clorídrico no estômago.
B) reage com o ácido estomacal, promovendo neutralização.
C) transforma o estômago em meio totalmente apolar.
D) libera gás oxigênio como principal produto.
E) impede qualquer reação química no estômago.

Resposta: B.

Comentário: O Mg(OH)₂ é uma base. Ele reage com o HCl do suco gástrico, reduzindo a acidez. Essa reação é uma neutralização, formando sal e água.

2. A chuva ácida pode ser causada pela emissão de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera. Esses óxidos são importantes porque:

A) reagem com água, podendo formar ácidos.
B) são todos sais insolúveis em água.
C) transformam o ar em uma mistura sem gases.
D) neutralizam completamente todos os ácidos naturais.
E) são compostos formados apenas por metais alcalinos.

Resposta: A.

Comentário: Óxidos como SO₂, SO₃ e óxidos de nitrogênio podem reagir com água na atmosfera, formando ácidos. Esses ácidos contribuem para a chuva ácida, que pode causar danos ambientais e materiais.

3. O cloreto de sódio, NaCl, é classificado como sal porque:

A) libera apenas H⁺ em solução aquosa.
B) é formado por cátion e ânion em estrutura iônica.
C) possui somente ligações covalentes entre ametais.
D) é um óxido ácido gasoso.
E) contém obrigatoriamente grupos OH⁻ em sua fórmula.

Resposta: B.

Comentário: O NaCl é formado por Na⁺ e Cl⁻, ou seja, por íons de cargas opostas. Por isso, é um composto iônico classificado como sal.