O documento discute conceitos de química inorgânica como óxidos, sais, ácidos e bases. O estudante responde perguntas sobre essas definições e conceitos, incluindo exemplos de óxidos no dia a dia, diferenças entre óxidos, peróxidos e superóxidos, classificação de óxidos, tipos de reações para formação de sais e propriedades dos mesmos. Teorias como as de Werner, Blomstrand-Jorgensen e dos 18 elétrons também são abordadas.

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO TOCANTINS
CAMPUS GURUPI
CURSO DE QUÍMICA – EAD
DISCIPLINA DE DIVERSIDADE QUÍMICA DO AMBIENTE
Prof. Douglas Henrique Pereira
Aluno: André Augusto Soares
E-mail: bbchemistry@hotmail.com
ESTUDO DIRIGIDO (VALOR = 1 PONTO)
1) Defina Oxido.
Resposta: O óxido é um composto químico binário formado por átomos
de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo.
(Feltre, 1996)
2) Defina Sais e exemplifique.
Resposta: Sal é um composto iônico contendo cátion proveniente de
uma base e ânion proveniente de um ácido. (Feltre, 1996)
• NaCl - Cloreto de Sódio
• NaHCO3 - Hidrogeno carbonato de sódio; ou carbonato ácido de
sódio; ou bicarbonato de sódio
• KI - Iodeto de potássio
3) Cite 5 exemplos do dia a dia onde são encontrados óxidos.
Resposta:
• Tenho contato com o CO2 e com o CO presente no ar atmosférico.
• Tenho contato em casa com o anti-séptico chamado
comercialmente de água oxigenada H2O2.
• Óxido de cálcio (CaO) esse composto é um pó branco conhecido
como cal virgem ou cal viva que, quando reage com água, dá
origem ao hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), conhecido como cal
extinta, cal apagada ou cal hidratada. Essa base é usada para
pinturas do tipo caiação em paredes, protegendo-a de infiltrações.
• O MgO é um pó branco bastante usado misturado com a água,
formando uma solução conhecida como leite de magnésia. É usada
como antiácido estomacal.
• O SiO2 é conhecido como sílica e está presente na areia, sendo
encontrado também na forma cristalina, como no quartzo, topázio e
ametista.

2. 4) Qual a diferença entre óxidos, Peróxidos e Superóxidos.
Resposta: O átomo de oxigênio nos óxidos assume número de oxidação
2-
. Já nos peróxidos, o átomo de oxigênio assume número de oxidação igual a 1-
. E nos superóxidos, o estado de oxidação do oxigênio é igual a 1/2-. Isso faz
com que os óxidos sejam compostos estáveis na natureza, enquanto os
peróxidos e superóxidos são instáveis, ou seja, são mais reativos.
Os peróxidos, possuem dois oxigênios ligados entre si. Ex.: (O-O)2-
.
5) De maneira sucinta descreva como são classificados os óxidos.
Resposta:
São classificados quanto ao estado de oxidação, quanto à estrutura,
quanto à acidez de Arrhenius, quanto à sua composição, e quanto ao tipo de
ligação. Vejamos:
- Quanto ao oxidação estado de oxidação: óxidos, peróxidos e
superóxidos;
- Quanto à estrutura: Cúbica de corpo centrado, Cúbica de face centrada,
Rutilo, e outras formas conforme as 14 redes de Bravais, as quais derivam da
combinação dos sistemas cristalinos;
- Quanto à acidez de Arrhenius: óxidos ácidos, básicos, anfóteros, e
neutros;
- Quanto à sua composição: simples ou mistos/duplos;
- Quanto ao tipo de ligação: iônica ou molecular.
6) Defina Ácidos e Bases através das teorias de Arrhenius, Lewis
e Bronsted-Lowry
Resposta:
Conceito de Arrhenius
Ácido é todo composto que, dissolvido em água, origina H+
como único
cátion (o ânion varia de ácido para ácido).
Base é todo composto que, dissolvido em água, origina OH-
como único
ânion (o cátion varia de base para base).
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácidos são substâncias doadoras de prótons;
Bases são substâncias receptoras de prótons.
Conceito de Lewis
Ácido é toda espécie química receptora de par eletrônico;
Base é toda espécie química doadora de par eletrônico.
7) Qual a diferença entre ácidos Fortes e ácidos fracos.
Exemplifique.
Resposta:
Ácidos e bases que são eletrólitos fortes (isto é, que se ionizam
completamente em solução) são chamados ácidos fortes e bases fortes. Os
que são eletrólitos fracos (ionizam parcialmente em água) são ácidos fracos e

3. bases fracas. Os ácidos fortes são mais
reatividade depende somente da concentração de H
também pode depender do seu ânion, e não somente da sua concentração de
íons H+
em solução aquosa. Por exemplo, o HF (ácido fluorídrico) que se
somente 8% em uma solução 0,1 Molar. A princípio seria um ácido fraco, porém
devido à alta eletronegatividade do ânion flúor, é considerado um ácido
moderado pois ataca energicamente algumas substâncias (o vidro por exemplo).
Exemplos de ácidos for
Exemplos de ácidos fracos:
8) Defina o que é uma base e um acido conjugado.
Resposta:
Dentro da teoria (
ácido conjugado é o membro ácido, HX, de um par de dois compostos que
transformam-se um no outro por ganho ou perda de um próton. Um ácido
conjugado pode também ser visto com
um próton numa reação química no
consequentemente, o termo ácido. A base produzida, X
conjugada, e é absorvido, ou ganha, um próton na reação química no sentido
para a esquerda (o inverso). Em solução aquosa, a reação química envolvida é
da forma:
9) Coloque os ácidos em ordem crescente de sua força de acidez.
HF, HCl,HBr e HI.
Resposta:
10) Coloque em ordem crescente de basicidade: NH
Me2NH, Me3N
Resposta:
11) Cite dois tipos de reações para a formação de sais.
Resposta:
• Reação entre dois elementos;
• Reação entre dois sais.
12) Cite duas propriedades dos sais.
Resposta:
• Elevados pontos de fusão e
. Os ácidos fortes são mais reativos que os ácido fracos quando a
reatividade depende somente da concentração de H+
(aq). A força de um ácido
também pode depender do seu ânion, e não somente da sua concentração de
em solução aquosa. Por exemplo, o HF (ácido fluorídrico) que se
somente 8% em uma solução 0,1 Molar. A princípio seria um ácido fraco, porém
devido à alta eletronegatividade do ânion flúor, é considerado um ácido
moderado pois ataca energicamente algumas substâncias (o vidro por exemplo).
Exemplos de ácidos fortes: HCl, HI, HNO3, H2SO4.
Exemplos de ácidos fracos: HAc (ácido acético), H2CO3, HCN, HS.
Defina o que é uma base e um acido conjugado.
Dentro da teoria (protônica) dos ácidos e bases de Brønsted
é o membro ácido, HX, de um par de dois compostos que
se um no outro por ganho ou perda de um próton. Um ácido
conjugado pode também ser visto como a substância química que libera, ou doa,
um próton numa reação química no sentido para a direita
consequentemente, o termo ácido. A base produzida, X−
, é chamada a
, e é absorvido, ou ganha, um próton na reação química no sentido
(o inverso). Em solução aquosa, a reação química envolvida é
HX + H2O X−
+ H3O+
Coloque os ácidos em ordem crescente de sua força de acidez.
HF, HCl,HBr e HI.
HI > HBr > HCl > HF
Coloque em ordem crescente de basicidade: NH
NH3 > MeNH2 > Me2NH > Me3N
Cite dois tipos de reações para a formação de sais.
Reação entre dois elementos;
Reação entre dois sais.
ite duas propriedades dos sais.
Elevados pontos de fusão e ebulição;
reativos que os ácido fracos quando a
. A força de um ácido
também pode depender do seu ânion, e não somente da sua concentração de
em solução aquosa. Por exemplo, o HF (ácido fluorídrico) que se ioniza
somente 8% em uma solução 0,1 Molar. A princípio seria um ácido fraco, porém
devido à alta eletronegatividade do ânion flúor, é considerado um ácido
moderado pois ataca energicamente algumas substâncias (o vidro por exemplo).
, HCN, HS.
Brønsted-Lowry, um
é o membro ácido, HX, de um par de dois compostos que
se um no outro por ganho ou perda de um próton. Um ácido
o a substância química que libera, ou doa,
sentido para a direita,
, é chamada a base
, e é absorvido, ou ganha, um próton na reação química no sentido
(o inverso). Em solução aquosa, a reação química envolvida é
Coloque os ácidos em ordem crescente de sua força de acidez.
Coloque em ordem crescente de basicidade: NH3, MeNH2,
Cite dois tipos de reações para a formação de sais.

4. • Compostos iônicos com ligações iônicas que geralmente formam
estruturas cristalinas fortes;
• Estado físico sólido devido à força das ligações, formando
estruturas compactas.
13) Cite algumas propriedades dos elementos de transição.
Resposta:
14) Diferencie elementos de transição externa de elementos de
transição interna.
Resposta: Dos elementos de transição, os que apresentam orbitais d
incompletos são conhecidos como elementos de transição externa ou,
simplesmente, elementos de transição, enquanto os que apresentam orbitais f
incompletos são chamados elementos de transição interna. Essa denominação
deve-se ao fato dos orbitais f incompletos ficarem abaixo dos orbitais d, sendo,
portanto, internos em relação ao nível de valência do átomo.
15) Escreva o nome dos compostos:
a) [Co(NH3)]Cl3 = Cloreto de aminocobalto(III)
b) [Mo(H2O)]Cl3 = Cloreto de aquomolibidênio
c) [Fe(CO)5] = Pentacarbonilferro(0)
d) [Ni(CO)4] = Tetracarbonilníquel(0)
16) Explique de maneira sucinta a teoria de Werner,
Blomstrand –Jorgensen e a regra dos 18 elétrons.
Resposta:
TEORIA DE BLOMSTRAND-JORGENSEN
Em 1858, Kekulé lançou uma teoria sobre a estrutura dos compostos
orgânicos, propondo que, nessas substâncias, os átomos de carbono formavam
cadeias de grupos CH2.

5. Raciocinando da mesma forma, e admitindo que o nitrogênio pudesse
assumir valência igual a cinco, Blomstrand e Jorgensen, em 1871, propuseram
que nos compostos de coordenação haveria encadeamento semelhante ao
verificado nos compostos orgânicos.
TEORIA DE WERNER
As proposições lançadas por Werner, constituintes de sua teoria, podem
ser resumidas nos seguintes postulados:
a) A maioria dos elementos possui uma valência primária, relacionada ao
número de oxidação, e uma valência secundária, relacionada ao número de
coordenação.
b) Todos os elementos tendem a satisfazer tanto às valências primárias
quanto às valências secundárias.
c) As valências secundárias estão dirigidas para posições fixas no espaço.
TEORIA DOS 18 ELÉTRONS
"Os complexos adquirem estabilidade quando o número atômico efetivo do
átomo central iguala-se ao número atômico de um gás nobre."
***Tal condição faz lembrar a regra do octeto, razão pela qual também é conhecida como
regra dos dezoito elétrons, pois, ressalvadas as muitas espécies em que essas regras não são
observadas, em ambas os números de elétrons de valência são iguais aos dos gases nobres.
17) Explique a teoria do Campo cristalino e exemplifique.
Resposta:
• Modelo Eletrostático:
– Prediz que os orbitais d em um complexo metálico não são
degenerados (ou seja, não possuem a mesma energia).
– O desdobramento energético dos orbitais d depende do campo
cristalino (i.e. o arranjo e o tipo dos ligantes)
• Os ligantes criam um campo elétrico em torno do metal:
– Os ligantes são considerados cargas pontuais e não apresentam
interações covalentes com os metais.
Em cada complexo ou aduto resultante dessas interações, os ligantes, posicionados em
torno do átomo ou íon central, formam o campo cristalino da espécie química
produzida. Esse campo é o fator determinante da diferenciação de energia entre os
orbitais d da espécie considerada, e os mecanismos imaginados para explicar as
interações entre os ligantes e os orbitais d constituem a teoria do campo cristalino
(TCC).
Para um exemplo geral: My+
+ xL → [MLx]y+
onde, My+
representa o cátion metálico, L o
ligante e [MLx]y+
é o íon complexo formado.

6. 18) Explique a teoria do orbital molecular para os compostos
de coordenação.
Resposta:
Teoria do Orbital Molecular (TOM) - tem como ponto forte uma visão mais
completa do sistema ligado e, a previsão corretas de suas propriedades
magnéticas e estruturais, porém a mesma não é sistemática para sistemas um
pouco mais complexos, é difícil a visualização do todo da molécula e de serem
necessários cálculos elaborados para aplicá-la.
19) Diferencie a teoria do orbital molecular da teoria da ligação
de Valencia para os compostos de coordenação.
Resposta:
* Teoria de ligação de valência (TLV) - tem como pontos fortes o fato de
ser sistemática e relativamente simples sendo que suas previsões
estruturais são de boa qualidade e fácil visualização e, como ponto fraco a
falha na previsão das propriedades magnéticas do sistema;
* Teoria do Orbital Molecular (TOM) - tem como ponto forte uma visão
mais completa do sistema ligado e, a previsão corretas de suas
propriedades magnéticas e estruturais, porém a mesma não é sistemática
para sistemas um pouco mais complexos, é difícil a visualização do todo
da molécula e de serem necessários cálculos elaborados para aplicá-la.
Para as ligações químicas envolvendo metais (orbitais d e f), a TLV e a
TOM são substituídas por teorias baseadas em interações eletrostáticas
(Teoria do Campo Cristalino - TCC) ou aproximações simplificadas da TOM
(Teoria do Campo Ligante – TCL).

7. 20) O que são Catalizadores.
Resposta:
Substâncias que conduzem as reações por mecanismos de energia de
ativação mais baixas, fazendo aumentar as velocidades das reações, sem serem
consumidos durante o processo.
Um catalisador normalmente promove um caminho (mecanismo)
molecular diferente para a reação. Por exemplo, hidrogênio e oxigênio gasosos
são virtualmente inertes à temperatura ambiente, mas reagem rapidamente
quando expostos à platina, que por sua vez, é o catalisador da reação.
21) Quais os parâmetros termodinâmicos usados para definir se
um complexo é estável ou instável e quais as condições para
estabilidade.
Resposta:
A variação de energia livre de Gibbs(∆G), e a constante de equilíbrio
(K), que é o parâmetro usado para expressar a relação entre as
concentrações dos produtos e dos reagentes de uma reação a partir de
quando o equilíbrio químico é estabelecido.
A condição para estabilidade, é possuir uma constante de formação (ou
constante de estabilidade) alta. Vejamos:
22) Defina compostos organometálicos e apresente 3
exemplos.
Resposta:
Organometálicos são os compostos nos quais está presente à ligação
carbono-metal, excetuando-se os sais iônicos metálicos e os ácidos orgânicos. O
composto organometálico mais conhecido é o chumbo tetraetila, aditivo da
gasolina. Exemplos: Li4(CH3)4; Ti(CH3)4; Pb(C2H5)4

8. 23) Cite uma importância dos compostos organometálicos
Resposta:
A importância dos compostos organometálicos está relacionada com
a catálise homogênea, desde a simples catálise ácido-base até a
extremamente complexa catálise metalo-enzimática.
24) Escreva como são formadas as ligações π em compostos de
coordenação.
Resposta:
Ligação pi (π), não simétrica em torno do eixo de ligação, não permitindo
a rotação em torno do seu eixo, pois a ligação seria destruída;
Assim, a primeira ligação entre dois átomos sempre será σ (sobreposição
frontal mais intensa) e as seguintes serão π (lateral menos intensa). São as
ligações σ que determinam a geometria da molécula, pois as π acompanha a
direção de um eixo de ligação σ já existente.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ADICIONAIS:
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E. Jr.; BURSTEN, B. E. Química: Ciência Central., 7ª
ed., 1999.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. Volume Único. 2ª ed. São Paulo:
Moderna, 1996.