Parte teórica sobre as Funções: Sais e Óxidos Sais

Parte teórica sobre as Funções: Sais e Óxidos
Sais
Em 1814, Gay-Lussac, observou experimentalmente que as propriedades de um ácido eram
neutralizadas pela reação com uma base e vice-versa. Denominou esta reação de Reação de
Neutralização.
A reação de neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius, resulta na formação de
sal e água.
ácido + base  sal + água
A água é formada pela combinação do H+ do ácido e do OH- da base, e o sal é formado pela
união do cátion da base e do ânion do ácido. Esta reação de neutralização entre o ácido e a base pode
ser total ou parcial.
1- Reação de Neutralização.
y Hx A + x B(OH) y
sal + água
A reação de neutralização entre um
ácido e uma base de Arrhenius, resulta na
formação de sal e água.
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3
Al2(SO4)3 + 6 H2O
ácido + base  sal + água
Exemplos:
A água é formada pela combinação do
H+ do ácido e do OH- da base, e o sal é
formado pela união do cátion da base e do
ânion do ácido. Esta reação de neutralização
entre o ácido e a base pode ser total ou parcial.
a) HCl + NaOH
NaCl + H2O
b) 2HIO3 + Ca(OH)2
c) H3PO4 + 3 KOH
Ca(IO3)2 + 2 H2O
K3PO4 + 3 H2O
d) H2SO4 + 2 KOH
K2SO4 + 2 H2O
Neutralização total.
Uma reação de neutralização é total
quando reagem todos os H+ do ácido e todos
os OH- da base. O sal assim formado é
classificado como sal neutro ou normal por
não apresentar grupos OH- e nem hidrogênios
ácidos.
Obs.: Se o número de H+ no ácido for
diferente do número de OH- da base, devemos
“ajustá-los” de modo a obter a neutralização
total.
Neutralização Parcial.
Uma reação de neutralização é parcial
quando não reagem todos os H+ do ácido ou
todos os OH- da base.
Quando ocorre neutralização parcial do
ácido, o sal formado é classificado como
hidrogeno-sal (ou sal ácido). Quando ocorre
neutralização parcial da base, o sal formado é
classificado como hidroxi-sal (ou sal básico).
Exemplos:
a) 1H2SO4 + 1KOH
KHSO4 + H2O
cátion Ax +
b) 1H2CO3 + 1NaOH
NaHCO3 + H2O
y-
c) 1H3PO4 + 1NH4OH
d) 1H3PO4 + 2NH4OH
e) 1HNO3 + 1Ca(OH)2
Ca(OH)NO3 + H2O
f) 1H2SO4 + 1Fe(OH)3
Fe(OH)SO4 + 2H2O
g) 1HCl
+ 1Al(OH)3
h) 2HCl
+ 1Al(OH)3
fórmula do sal
ânion B
Exemplos:
a) cloreto de potássio
cátion K+
}
ânion Cl-
fórmula KCl
b) cromato de magnésio
cátion Mg2+
}
2-
ânion CrO4
3. Nomenclatura e formulação.
Os sais são compostos formados por
um cátion e por um ânion. A nomenclatura e
formulação dos sais podem ser obtidas através
da tabela de cátions e ânions.
Nomenclatura:
Ay B x
fórmula MgCrO4
c) nitrato de ferro III
cátion Fe3+
ânion NO3d) Fosfato de cálcio
cátion Ca2+
ânion PO43-
}
fórmula Fe(NO3)3
}
fórmula Ca3(PO4)2
__________________ de _______________
nome do ânion
nome do cátion
4. Classificação e propriedades dos sais.
Exemplos:
a) Quanto ao estado físico.
Os
sais
são
compostos
predominantemente iônicos, por isso são
sólidos.
a) NaCl
{
ânion Cl - = cloreto
cátion Na+ = sódio
Nome do sal = cloreto de sódio
ânion NO3- = nitrato
b) KNO3
cátion K+ = potássio
{
Nome do sal = nitrato de potássio
c) FeSO4
b) Quanto à solubilidade em água.
Podem ser solúveis ou insolúveis.
Os sais solúveis sofrem grande dissociação
iônica em água e os insolúveis sofrem
pequeníssima dissociação iônica (na prática
considera-se que não a sofrem).
ânion SO42- = sulfato
Exemplos:
cátion Fe2+ = ferro II
a) NaCl(s)
{
H2O
Nome do sal = sulfato de ferro II
b) Na2SO4(s)
Na+(aq) + Cl-(aq)
H2O
2 Na+(aq) + SO42(aq)
Formulação:
A formulação dos sais baseia-se no equilíbrio
das cargas, onde a carga total do cátion (Ax+) é
igual a carga total do ânion (By-).
c) K3PO4(s)
d) CaCO3(s)
H2O
H2O
3 K+(aq) + PO43(aq)
não ocorre
e) Ca(NO3)2(s)
d) Na2HPO4  fosfato ácido de sódio ou
hidrogeno fosfato de sódio.
H2O
H2O
f) FeCl 3(s)
g) CuSO4(s)
h) (NH4)3BO3(s)
H2O
Sal básico ou hidroxi-sal: resulta da
neutralização parcial da base pelo ácido.
H2O
Tabela de solubilidade
Solubilidade
Exceção
em água
Sais
Nitratos
Acetatos
Cloratos
Cloretos
Brometos
Iodetos
Sulfatos
solúveis
Sulfetos
insolúveis
Outros sais
insolúveis
a) Ca(OH)NO3  nitrato básico de cálcio
ou hidróxi-nitrato de cálcio.
b) Fe(OH)SO4  sulfato básico de ferro
III ou hidróxi-sulfato de ferro III.
solúveis
solúveis
Exemplos:
+
2+
Ag , Pb ,
Hg22+
Ca2+, Ba2+,
Sr2+, Pb2+,
alcalinos e de
NH4+
alcalinos e de
NH4+
c) Al(OH)2Cl
 cloreto dibásico de
alumínio ou di-hidróxi-cloreto de alumínio.
d) Quanto à presença ou não de água.
Sal anidro: não apresentam água na
estrutura cristalina.
Exemplos: NaCl, KI, AgNO3, CuSO4, etc.
c) Quanto à natureza.
Sal neutro ou normal: resultante da
neutralização total do ácido e da base.
Exemplos:
a) NaCl
 cloreto de sódio
b) CaCO3  carbonato de cálcio
c) KNO3
 nitrato de potássio
d) KI
 iodeto de potássio
Sal ácido ou hidrogeno-sal: resulta da
neutralização parcial do ácido:
Exemplos:
a) KHSO4  sulfato ácido de potássio,
bissulfato de potássio ou hidrogeno sulfato
de potássio.
Sal hidratado: apresenta moléculas de
água na estrutura cristalina. A molécula
combinada é denominada água de cristalização
ou água de hidratação, existente em
quantidades definidas.
Exemplos:
a) CuSO4.5H2O

penta-hidratado.
sulfato de cobre
b) CaCl2.6H2O
 cloreto de cálcio
hexa-hidratado.
c) Na2SO4.10H2O
deca-hidratado.

sulfato de sódio
Obs.:
Certos
sais,
denominados
de
higroscópicos possuem uma grande tendência
à hidratação que passa a absorver água da
atmosfera (umidade).
b) NaHCO3  carbonato ácido de sódio,
bicarbonato de sódio, ou hidrogeno
carbonato de sódio.
Em certos sais a quantidade de água
absorvida é tão grande que o sal chega até a
escorrer. Estes sais são denominados
deliquescentes.
c) NaH2PO4  fosfato diácido de sódio ou
di-hidrogeno-fosfato de sódio.
Exemplo:
CaCl2
+ H2O
CaCl2.2H2O
+ H2O
CaCl2.4H2O
+ H2O
CaCl2.6H2O
e) Soluções de sais: ácida, básica ou neutra.
Exemplos:
A natureza da solução aquosa dos sais
normais depende da força do ácido e da base
de origem.
a) CuSO4
H2 SO4 : ácido forte
Cu(OH) 2 : base fraca
} solução
ácida
{
Um sal formado por um ácido forte e
uma base fraca quando dissolvido em água
produz uma solução de caráter ácido.
b) Na2CO3
Um sal formado por um ácido forte e
uma base forte quando dissolvido em água
produz uma solução de caráter neutro.
c) NaCl
H2CO3: ácido fraco
NaOH : base forte
{
{
HCl: ácido forte
NaOH : base forte
}solução
básica
} solução
neutra
Um sal formado por um ácido fraco e
uma base forte quando dissolvido em água
produz uma solução de caráter básico.
Alguns sais são muito utilizados no nosso estudo. Estes sais são obtidos através da tabela de
ácidos e bases mais utilizados. Por esta razão procure memorizar o nome e a fórmula dos ânions e
cátions provenientes desses ácidos e bases.
Ácido
Ânion
Base
Cátion
HF: ácido fluorídrico
F-: fluoreto
NaOH: hidróxido de sódio
Na+: sódio
HCl: ácido clorídrico
Cl-: cloreto
KOH: hidróxido de potássio
K+: potássio
HBr: ácido bromídrico
Br-: brometo
NH4OH: hidróxido de amônio
NH4+: amônio
HI: ácido iodídrico
I-: iodeto
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Ca2+: cálcio
H2S: ácido sulfídrico
S2-: sulfeto
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio Mg2+: magnésio
HCN: ácido cianídrico
CN-: cianeto
Al(OH)3: hidróxido de alumínio
Al3+: alumínio
HNO3: ácido nítrico
NO3-: nitrato
Cu(OH)2: hidróxido de cobre II
Cu2+: cobre II
H2SO4: ácido sulfúrico
SO42-: sulfato
AgOH: hidróxido de prata
Ag+: prata
H2CO3: ácido carbônico
CO32-: carbonato
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III
Fe3+: ferro III
H3PO4: ácido fosfórico PO43-: fosfato
H3BO3: ácido bórico
BO33-: borato
Obs.: cada ânion pode combinar-se com todos os cátions originando diferentes sais:
Como exemplo, vamos considerar a combinação do ânion nitrato, com esses cátions:
NaNO3: nitrato de sódio
Ca(NO3)2: nitrato de cálcio
KNO3: nitrato de potássio
Mg(NO3)2: nitrato de magnésio AgNO3: nitrato de prata
NH4NO3: nitrato de amônio Al(NO3)3: nitrato de alumínio
Cu(NO3)2: nitrato de cobre II
Fe(NO3)3: nitrato de ferro III
EXERCÍCIOS
01) Classifique os sais
solubilidade em água.
quanto
a
sua
a) KCl _______________________
b) (NH4)2SO4
_____________
e) Ca3(PO4)2
____________________
f) Fe(NO3)3
____________________
g) Na2SO4
____________________
h) AgNO3
____________________
i) Cu(NO3)2
____________________
c) AgNO3
___________________
4) Equacione as reações de neutralização total
entre os compostos, fornecendo o nome do
ácido, da base e do sal formado:
d) PbSO4
___________________
a) NaOH e HClO2
e) CaSO4
___________________
f) FePO4
___________________
g) CaCO3
___________________
h) Zn(ClO4)2 ___________________
b) H2SO4 e Ca(OH)2
c) HNO3 e Ba(OH)2
i) Ba(ClO3)2. ___________________
02) Dar a fórmula dos seguintes sais:
d) H3PO4 e Mg(OH)2
a) brometo de sódio
________
b) dicromato de potássio
________
c) sulfato de zinco
________
d) permanganato de potássio
________
e) perclorato de prata
________
f) hidróxi-cloreto de cálcio
________
g) cloreto de estanho IV
________
h) fosfato de chumbo II
________
b) HCN + KOH 
i) pirofosfato de zinco
________
c) H2S
+ NaOH 
j) sulfato ferroso
________
d) HCl
+ Fe(OH)3 
e) Al(OH)3 e H2CrO4
5) Complete as equações de modo a obter sal
normal, e para os itens a, b, c, d e e,
determine o caráter da solução aquosa deste
sais (ácido, básico ou neutro)
a) HNO3 + Fe(OH)3 
03) Dê o nome dos seguintes sais:
e) H2SO4 + KOH 
a) Al2(SO4)3 ________________________
f) H2CrO4 + Ni(OH)3 
b) NH4Br
________________________
g) H4P2O7 + Ca(OH)2 
c) MgCO3
________________________
d) CaCO3
________________________
6) Para as quantidades indicadas, complete as
equações:
f) Cl2O5:
g) N2O4:
a) 1 H3PO4 + 1 Ca(OH)2 
h) SO2:
b) 1 H2S +1 AgOH. 
i)
Cl2O7:
j)
P2O5:
c) 2 HBr + 1 Fe(OH)3 
k) Au2O3:
d) 1 H3BO3 + 2 NaOH 
l)
tetróxido de triferro: Fe3O4
m) monóxido de dicloro: Cl2O
e) 2 HClO + 1 Sn(OH)4 
n) dióxido de carbono: CO2
o) monóxido de nitrogênio
ÓXIDOS
2.2- Óxidos metálicos.
A nomenclatura do óxido formado por
metais pode ser feita através da seguinte regra:
1. Conceito.
São compostos binários em que o
oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Praticamente todos os elementos químicos
formam óxidos.
Exemplos:
Na2O , Al2O3 , SO2 , SO3 ,CO2.
Óxido de ...............................
nome do cátion
Exemplos:
a) Na2O : óxido de sódio.
b) Fe2O3: óxido de ferro III.
2. – Nomenclatura e formulação dos óxidos.
c) K2O:
2.1- Geral.
d) FeO:
Pode ser através do número de átomos de
oxigênio e o número de átomos do elemento
químico ligado ao oxigênio.
e) CaO:
mono
di
tri
tetra
penta
( ) ()
óxido de
mono
di
tri
óxido de potássio.
f) BaO:
g) Al2O3:
.............................
nome do elemento
OBS: o prefixo mono antes do nome do elemento
pode ser omitido:
A formulação dos óxidos metálicos pode ser obtida
pela combinação do ânion óxido com o cátion
correspondente, ou seja:
cátion: Ex+
Exemplos:
a) CO2: dióxido de (mono) carbono.
b) CO: monóxido de (mono) carbono.
óxido: O
2-
}
E2Ox
fórmula
do óxido
Exemplos:
c) CaO: monóxido de (mono) cálcio.
a) óxido de magnésio: MgO
d) SO3: trióxido de (mono) enxofre.
b) óxido de cobre II: CuO
e) Fe2O3: trióxido de diferro.
c) óxido de bismuto: Bi2O3
d) óxido de prata:
b) Na2O e HCl
{
e) óxido de zinco:
+
f) óxido de potássio:
g) óxido de chumbo IV:
Na2O
+ H2O
2 NaOH + 2 HCl
2 NaOH
Na2O + 2 HCl
2 NaCl + H2O
2 NaCl + 2 H2O
c) MgO e HNO3
h) óxido de mercúrio I:
i)
óxido de cobalto III:
3- Classificação e propriedades dos óxidos.
d) K2O e H2SO4
3.1 - Óxidos Básicos.
São óxidos formados por metais
alcalinos, alcalinos terrosos e outros metais, em
geral com eletrovalência +1 e +2. São compostos
iônicos, sólidos, e que apresentam ponto de fusão
e ponto de ebulição elevados.
Exemplos: Na2O, K2O, CaO, BaO,MgO, CuO,
Ag2O.
São óxidos que reagem com água formando bases
e reagem com ácidos formando sal e água.
{
óxido
básico
+ água
+ ácido
base
sal + água
São óxidos formados por não-metais e por
metais com eletrovalência elevada (+6 ,+7). São
compostos moleculares, em geral gasosos e solúveis
em água.
Exemplos:
CO2, N2O5, Cl2O3, SO3, Mn2O7, CrO3.
Exemplos
Reação de óxido básico com água.
Este tipo de reação ocorre diretamente.
a) CaO
3.2 - Óxidos ácidos ou anidridros.
+ H2O  Ca(OH)2
Os óxidos ácidos reagem com água formando
ácidos e reagem com bases formando sal e água.
{
óxido
ácido
+ água
+ base
ácido
sal + água
b) Na2O + H2O  2 NaOH
c) MgO + H2O 
Reação do óxido ácido com água.
Este tipo de reação ocorre diretamente.
d) K2O + H2O 
a) CO2 + H2O  H2CO3
e) CuO + H2O 
b) SO2 + H2O  H2SO3
Reação de óxido básico com ácido.
A reação do óxido básico com ácido
ocorre por etapas. Na primeira etapa o óxido
básico reage com água formando a base
correspondente. Na Segunda etapa esta base é
neutralizada pelo ácido.
c) N2O5 + H2O  2 HNO3
d) SO3 + H2O 
e) N2O3 + H2O 
f) Cl2O5 + H2O 
Exemplos:
Reação do óxido ácido com base.
a) CaO e H2SO4
{
CaO
+
+ H2O
Ca(OH)2 + H2SO4
CaO + H2SO4
Ca(OH)2
CaSO4 + 2 H2O
CaSO4 + H2O
A reação do óxido ácido com base ocorre
por etapas. Na primeira etapa o óxido ácido reage
com água formando o ácido correspondente. Na
Segunda etapa este ácido é neutralizada pela base.
Exemplos:
{
CO2
+ H2O
H2CO3 + 2 NaOH
H2CO3
CO2
Na 2CO3 + H2O
+ 2 NaOH
N2O5
ácido
anidrido
nítrico
nítrico
c) H2SO3 - H2O
a) CO2 e NaOH
+
b) 2 HNO3 - H2O
Na2CO3 + 2 H2O
d) HNO2 - H2O
e)
HClO3 - H2O
f)
H3BO3 - H2O
b) N2O5 e Ca(OH)2
{
+
N2O5 + H2O
2 HNO3 + Ca(OH)2
2 HNO 3
N2O5 +
Ca(NO3)2 + H2O
Ca(OH)2
Ca(NO3)2 + 2 H2O
g) H2CrO4 - H2O
c) SO2 e KOH
3.3 – Óxidos anfóteros.
São óxidos, em geral, sólidos, moleculares e
insolúveis na água. Formados por metais, como Zn,
Al, Sn e Pb e por semimetais, como As e Sb.
d) SO3 e Ba(OH)2
Exemplos:
ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2As2O3, As2O5,
Sb2O3 e Sb2O5.
e) N2O3 e Mg(OH)2
Os
óxidos
anfóteros
apresentam
duplo
comportamento, ora comportam-se como óxido
ácido, ora comportam-se como óxido básico.
Os óxidos anfóteros não reagem com água.
Reagem com ácido forte ou base forte formando sal
e água. Por isso, estes óxidos podem se comportar
como óxido básico ou como óxido ácido,
dependendo do caráter químico pronunciado da
substância com quem irá reagir.
f) Cl2O5 e NaOH
Obs.: Os óxidos ácidos também são chamados de
anidridos (anidro = sem água) pois podem ser
considerados como provenientes de um ácido pela
retirada de água.
Exemplos:
a) H2CO3 - H2O
CO2
ácido
anidrido
carbônico
carbônico
Reação de óxidos anfóteros com ácido e base forte.
Exemplos:
{
ZnO + 2 HCl
a)
ZnO + 2 NaOH
ZnCl2 + H2O
Na2ZnO2 + H2O
a) Na2O2: peróxido de sódio.
b) K2O2: peróxido de potássio.
c) CaO2: peróxido de cálcio.
{
b)
Al2O3 + 6 HCl
Al2O3 + 2NaOH
2 AlCl3 + 3 H2O
2NaAlO2 + H2O
3.4 – Óxidos duplos ou mistos.
São óxidos formados por metais.
Possuem caráter iônico, são sólidos e comportamse como se fossem formados por dois outros
óxidos do mesmo elemento.
d) BaO2: peróxido de bário.
e) H2O2: peróxido de hidrogênio
Obs.: A solução aquosa de peróxido de hidrogênio
(H2O2) é denominada de água oxigenada.
Os peróxidos metálicos reagem com água
produzindo base e H2O2 e reagem com ácidos,
produzindo sal e H2O2.
{
Os principais óxidos são: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4.
Exemplos:
a) Pb3O4
Pb3O4
2 PbO óxido de chumbo II
PbO2 óxido de chumbo IV
Peróxido
+ água
+ ácido
base + H2O2
sal + H2O2
Obs.: O H2O2 é instável e se decompõe de acordo
com a equação:
H2O2
H2O + 1/2 O2
b) Fe3O4
FeO óxido de ferro II
Fe2O3 óxido de ferro III
Fe3O4
c) Mn3O4
Mn3O4
2 MnO
MnO2
óxido de manganês II
óxido de manganês IV
3.5 – Óxidos neutros ou indiferentes.
São óxidos formados por não metais. São
moleculares, gasosos, e não reagem com água,
ácido ou base.
Os principais óxidos neutros são: CO, NO, N2O.
Reações de Peróxidos com água e com ácido.
{
{
a)
Na2O2 + 2H2O
Na2O2 + 2HCl
b)
CaO2 + 2 H2O
CaO2 + 2 HBr
2NaOH + H2O2
2 NaCl + H2O2
Ca(OH)2 + H2O2
CaBr2
+ H2O2
{
{
c)
MgO2 + 2 H2O
MgO2 + 2 HNO3
K2O2 + 2 H2O
K2O2 + 2 H2SO4
3.6 – Peróxidos.
d)
São compostos formados pelo ânion
peróxido O22- ( 1-OO1-) e por cátions de metais
alcalinos, alcalinos terrosos ou pelo hidrogênio.
Os peróxidos metálicos são sólidos e iônicos. O
peróxido de hidrogênio (H2O2) é líquido e
molecular.
Algumas óxidos são muito utilizados no nosso
A nomenclatura destes compostos é feita de
acordo com:
Peróxido de ..................................
(nome do elemento químico)
estudo, por esta razão procure memorizar o nome e
a fórmula dos seguintes óxidos:
c) trióxido de diferro
______________
d) óxido de magnésio
______________
e) óxido de alumínio
______________
f) óxido de ferro II
______________
g) óxido cobre I
______________
h) óxido cúprico
______________
i)
peróxido de bário
______________
EXERCÍCIOS
j)
óxido férrico
______________
01) Escreva o nome dos seguintes óxidos:
k) dióxido de enxofre
______________
l)
______________
Na2O  óxido de sódio
K2O
 óxido de potássio
CaO
 óxido de cálcio
MgO  óxido de magnésio
CuO
 óxido de cobre II
CO
 monóxido de carbono
CO2
 dióxido de carbono
SO2
 dióxido de enxofre
SO3
 trióxido de enxofre
H2O2
 peróxido de hidrogênio.
óxido de magnésio
a) SO3
___________________________
b) CO
___________________________
c) MnO2
___________________________
03) Os óxidos podem ser ácidos, básicos,
indiferentes, duplos ou peróxidos. Pois bem, cada um
deles tem um comportamento na presença de ácidos,
água e bases. Complete as equações abaixo de acordo
com esta classificação.
d) NO
___________________________
a) CO2 + H2O
e) As2O3
___________________________
f) CuO
___________________________
g) CO2
___________________________
h) FeO
___________________________
i)
N2O5
___________________________
j)
Cl2O
___________________________
CO2 + 2KOH
b) SO2 + H2O
SO2 + 2NaOH
a) óxido de sódio

K2O + 2HCl

d) BaO + H2O

e) K2O2 + H2O
______________
______________


K2O2 + 2HCl
b) óxido de prata

c) K2O + H2O
BaO + 2HNO3
02) Escreva a fórmula dos seguintes óxidos:


