SAIS e ÓXIDOS

SAIS E ÓXIDOS
FUNÇÕES INORGÂNICAS
SAIS
 Os sais são comuns em nosso cotidiano:
SAIS
 São compostos iônicos que possuem, pelo menos um cátion diferente do H+
e um ânion diferente do OH-.
 Exemplos:
 NaCl ou Na+Cl- (cloreto de sódio)
 NaHSO4 ou Na+H+SO42- (hidrogenossulfato de sódio ou bissulfato de sódio)
 Ca(OH)Cl ou Ca2+OH-Cl- (hidroxicloreto de cálcio ou cloreto básico de
cálcio)
SAIS
 Os sais podem ser considerados como produtos de uma reação de
neutralização:
HCl + NaOH → NaCl + H2 O
sal
SAIS NORMAIS
 Sais normais ou neutros: formados quando ocorre a neutralização total, ou
seja, quando reagem todos os íons H+ do ácido e OH- da base.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3 )2 + 2H2 O
 Obs.: Em fase aquosa o que ocorre é apenas a união entre H+ e OH-, os cátions e
ânions que formam o sal permanecem em solução.
SAIS NORMAIS
 Fórmula geral de um sal normal:
+y
Bx A−x
y
Ânion do ácido
Cátion da base
SAIS NORMAIS
 Nomenclatura: a denominação do sal deriva do nome do ácido e da base
que lhe dão origem.
 1º. Alterar a terminação do nome do ácido correspondente.
 2º. Acrescentar o nome do cátion da base de origem.
 Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2 O  cloreto de sódio
Ca(OH)2 +2HNO3 → Ca(NO3 )2 + 2H2 O  nitrato de cálcio
Ácido
Sal
ídrico
eto
oso
ito
ico
ato
SAIS NORMAIS
 Propriedades dos sais normais:
 Os sais não possuem cátions ou ânions típicos que apareçam em todo e qualquer
sal, logo suas propriedades funcionais não são bem definidas.
 Mas, no geral:
 Têm sabor salgado;
 São sólidos cristalinos que fundem em altas temperaturas;
 São compostos tipicamente iônicos que conduzem corrente elétrica quando em
solução aquosa ou fundidos.
SAIS NORMAIS
 Solubilidade dos sais em água:
Sal
Solubilidade
Exceções
Nitratos
Cloratos
Acetato
Solúveis
Cloretos
Brometos
Iodetos
Solúveis
Ag+, Hg2+ e Pb2+
Sulfatos
Solúveis
Ca2+, Sr2+, Ba2+ e Pb2+
Sulfetos
Insolúveis
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+
Outros sais
Insolúveis
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ e NH4+
SAIS ÁCIDOS
 Sais ácidos ou hidrogenossais: são formados pela neutralização parcial do ácido, ou
seja, quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem todos os
hidrogênios ionizáveis são neutralizados.
NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2O
NaOH + H2 CO3 → NaHCO3 + H2 O
 Nomenclatura:
NaHSO4  hidrogenossulfato de sódio ou bissulfato de sódio
NaHCO3  hidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio
SAIS BÁSICOS
 Sais básicos ou hidroxissais: são formados pela neutralização parcial da base, ou
seja, quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e nem todas as hidroxilas
são neutralizadas.
Ca(OH)2 + HCl → Ca OH Cl + H2O
Al(OH)3 + HCl → Al(OH)2 Cl + H2 O
 Nomenclatura:
Ca OH Cl  hidroxicloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio
Al(OH)2 Cl  dihidroxicloreto de alumínio ou cloreto dibásico de alumínio
SAIS ÁCIDOS E BÁSICOS
 Uma solução aquosa de um sal ácido pode ser ácida (pH < 7) ou básica (pH > 7),
dependendo da força do ácido ou da base envolvida na formação do sal:
 NH4HSO4  formado por uma base fraca (NH4OH) e um ácido forte (H2SO4)  pH <
7.
 NaHCO3  formado por uma base forte (NaOH) e um ácido fraco (H2CO3)  pH >
7.
 O mesmo ocorre para uma solução aquosa de um sal básico:
 Ca(OH)CN  formado por uma base forte (Ca(OH)2) e um ácido fraco (HCN) 
pH > 7.
 Fe(OH)NO3  formado por uma base fraca (Fe(OH)2) e um ácido forte (HNO3) 
pH < 7.
SAIS DUPLOS OU MISTOS
 Sais duplos ou mistos: são formados quando um di, tri ou tetrácido reage
com bases diferentes ou quando uma di, tri ou tetrabase reage com ácidos
diferentes.
 Exemplos:
KOH + NaOH + H2 SO4 → KNaSO4 + 2H2 O
sulfato duplo de potássio e sódio
Ca(OH)2 + HBr + HCl → CaBrCl + 2H2 O
cloreto-brometo de cálcio
SAIS - EXERCÍCIOS
 1. Como pode ser conceituado um sal?
 2. Defina: (a) sal normal ou neutro, (b) sal ácido, (c) sal básico e (d) sal duplo.
 3. Quais são as propriedades funcionais mais comuns dos sais?
 4. Um elemento metálico M forma um cloreto de fórmula MCl3. Qual é a fórmula de
seu sulfato?
 5. Um metal M forma um carbonato de fórmula M2(CO3)3. Qual é a fórmula de seu
fosfato?
 6. O fosfato de cálcio é um sólido branco usado na agricultura como fertilizante.
Escreva a reação química de neutralização que produz este fosfato.
ÓXIDOS
 Os óxidos também são comuns em nosso cotidiano:
ÓXIDOS
 São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
ou
 São compostos binários do oxigênio e qualquer outro elemento químico, exceto o
flúor.
 Exemplos:
 H2O, CO2, Fe2O3, SO2, P2O5, etc.
 Fórmula geral:
𝐸2𝑧+ 𝑂𝑧2−
ÓXIDOS BÁSICOS
 Óxidos básicos: são óxidos que reagem com a água produzindo uma base
ou reagem com um ácido produzindo sal e água.
Na2 O + H2 O → 2NaOH
Na2 O + 2HCl → 2NaCl + H2 O
 São formados por metais com número de oxidação baixo (+1, +2 ou +3).
 São compostos sólidos, iônicos e que apresentam pontos de fusão e
ebulição elevados.
ÓXIDOS BÁSICOS
 Nomenclatura:
 Se o elemento forma apenas um óxido: óxido de + nome do elemento.
 Na2O  óxido de sódio
 CaO  óxido de cálcio
 Al2O3  óxido de alumínio
ÓXIDOS BÁSICOS
 Nomenclatura:
 Se o elemento forma dois óxidos: óxido + nome do elemento com terminação -ico
(Nox maior) ou -oso (Nox menor). Ou óxido de + nome do elemento + Nox do
elemento em algarismos romanos.
 Fe2O3  óxido férrico ou óxido de ferro III (Nox +3) ou trióxido de diferro
 FeO  óxido ferroso ou óxido de ferro II (Nox +2) ou óxido de ferro
ÓXIDOS ÁCIDOS
 Óxidos ácidos ou anidridos: são óxidos que reagem com a água produzindo
um ácido, ou reagem com uma base produzindo sal e água.
SO3 + H2 O → H2 SO4
SO3 + 2NaOH → Na2 SO4 + H2 O
 São formados por não-metais ou por metais com número de oxidação
elevado.
 São compostos moleculares e, em geral, solúveis em água.
ÓXIDOS ÁCIDOS
 Nomenclatura:
 O nome é formado pela palavra anidrido + nome do elemento com a
terminação -ico (Nox maior) ou -oso (Nox menor)
 SO3  anidrido sulfúrico ou óxido de enxofre VI ou trióxido de enxofre
 SO2  anidrido sulfuroso ou óxido de enxofre IV ou dióxido de enxofre
ÓXIDOS ANFÓTEROS
 Óxidos anfóteros: são óxidos que podem se comportar tanto como óxido
básico ou como óxido ácido.
 Estes
óxidos só reagem com outra substância de caráter químico
pronunciado  ácido forte ou base forte.
 Exemplos:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2 O
óxido ácido
básico forte
2NaOH + ZnO → Na2 ZnO2 + H2 O
base
forte
óxido
ácido
ÓXIDOS ANFÓTEROS
 Óxidos anfóteros são, em geral, sólidos, moleculares, insolúveis em água e
formados por:
 Metais: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.
 Ou semimetais: As2O3, As2O5, Sb2O3 e Sb2O5.
 Nomenclatura: idêntica à dos óxidos básicos.
 SnO2  óxido estânico ou óxido de estanho IV ou dióxido de estanho.
ÓXIDOS ANFÓTEROS
 Quando
um metal forma vários óxidos, o caráter do óxido passa
gradativamente de básico para anfótero e depois ácido, à medida que o
Nox do metal aumenta.
 CrO  Nox +2  óxido básico
 Cr2O3  Nox +3  óxido anfótero
 CrO3  Nox +6  óxido ácido
ÓXIDOS NEUTROS
 Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos que não reagem nem com água, nem
com ácidos, nem com bases.
 Exemplos: CO (monóxido de carbono), N2O (óxido nitroso) e NO (óxido nítrico).
 São compostos gasosos, moleculares, formados por não-metais, no entanto, podem
participar de outras reações:
2CO + O2 → 2CO2
reação de oxirredução
ÓXIDOS DUPLOS
 Óxidos duplos, mistos ou salinos: se comportam como se fossem formados por dois
outros óxidos do mesmo elemento químico.
 Exemplo: Fe3O4 = FeO + Fe2O3
 São sempre óxidos metálicos, sólidos e de estrutura iônica.
 A nomenclatura é:
 Fe3O4  tetróxido de triferro
PERÓXIDOS
 São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos produzindo
água oxigenada (H2O2).
Na2 O2 + 2H2 O → 2NaOH + H2 O2
Na2 O2 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O2
 Nomenclatura: utiliza a palavra peróxido + nome do elemento químico.
 Na2O2  peróxido de sódio
PERÓXIDOS
 Peróxidos mais comuns:
 Peróxido de hidrogênio  H2O2.
 Peróxidos dos metais alcalinos  Na2O2, K2O2, etc.
 Peróxidos dos metais alcalinos-terrosos  BaO2, etc.
 O H2O2 é líquido e molecular.
 Os demais peróxidos são sólidos iônicos, contendo o ânion O2−
2 com Nox para
cada oxigênio igual a -1.
SUPERÓXIDOS
 São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos produzindo água
oxigenada (H2O2) e oxigênio.
2KO2 + 2H2 O → 2KOH + H2 O2 + O2
2KO2 + H2 SO4 → K 2 SO4 + H2 O2 + O2
 Nomenclatura: utiliza a palavra superóxido + nome do elemento químico.
 KO2  superóxido de potássio
 São sólidos iônicos, formados por cátions alcalinos ou alcalinos-terrosos e pelo ânion
superóxido O−
2 , com Nox do oxigênio igual a -½.
ÓXIDOS - EXERCÍCIOS
 1. Defina: (a) óxidos, (b) óxidos básicos, (c) óxidos ácidos, (d) óxidos anfóteros, (e)
peróxidos e (f) superóxidos.
 2. Um cloreto metálico é indicado pela fórmula MCl3. Qual é a fórmula prevista para
o óxido deste metal?
 3. Como se classificam os óxidos SO2 (causador da chuva ácida) e o CO (causador
de inibição respiratória)?
 4. Coloque os óxidos MnO3, Mn2O3, MnO2, Mn2O7, MnO na ordem do mais básico
para o mais ácido.