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1
Química
Funções Inorgânicas
Profª Ana Cristina Félix Vieira Dias
anacristina.quimica@gmail.com
2017
2
Introdução
• O que são “funções inorgânicas” ?
.: Conjunto de substâncias com propriedades químicas
semelhantes, denominadas propriedades funcionais.
• As principais funções inorgânicas são:
- Ácidos;
- Bases;
- Sais;
- Óxidos.
3
Soluções Eletrolíticas
• Devemos conhecer a
Teoria de Dissociação de
Arrhenius.
• Svante Arrhenius ,no fim
do século XIX, notou que
algumas soluções aquosas
conduzem corrente
elétrica e outras não.
4
Conceitos iniciais
 Ionização:
Há casos em que a substância dissolvida é
molecular (ligação covalente), no entanto, quando
em presença de água há uma quebra de moléculas
produzindo íons. Neste caso, o que ocorre é
chamado ionização.
Ex.: HCl H +
+ Cl -
5
Conceitos iniciais:
 Dissociação Iônica ou Eletrolítica:
.: quando uma substância iônica é dissolvida na
água, subdivide-se em partículas carregadas
eletricamente – os íons.
Ex.: Na+
Cl -
Na+
+ Cl -
6
Grau de Ionização (α)
• É utilizada para indicar a extensão da ionização.
• Calcula-se através da razão:
α = Número de moléculas ionizadas
Número de moléculas dissolvidas
Se α for próximo de 1 (ou 100%), o eletrólito é
forte. Quando α é próximo de zero, o eletrólito é
fraco.
7
Os ácidos
• Os ácidos do cotidiano
Características :
- tem sabor azedo
- Formam soluções aquosa condutoras de
eletricidade
- Mudam a cor de certas substâncias (indicadores)
8
Definição de ácido de Arrhenius
• Def.: Ácidos são compostos que em solução
aquosa se ionizam, produzindo com íon positivo
apenas cátion hidrogênio (H+
).
Exemplos:
HCl água H +
+ Cl -
HNO3 água H +
+ NO3
-
9
Definição de ácido de Arrhenius
• Atualmente sabe-se que a definição de Arrhenius
não é completamente correta, pois o cátion H+
se
une a uma molécula de água, formando o íon
H3O+
.
H +
+ H2O H3O+
Íon hidrônio ou
hidroxônio
10
As bases : definição de Arrhenius
• São compostos iônicos formados por um cátion de
elemento metálico ligado ionicamente ao íon OH-
.
Ex.: - NaOH
- Ca(OH)2
- Fe(OH)2
- Fe(OH)3
Teoria de Brønsted-Lowry
• Em 1923, Brønsted na Dinamarca e Lowry na
Inglaterra, independentemente, sugeriram uma
definição ácido-base muito útil, conhecida
também Teoria Protônica.
• Ácido é toda espécie química (molécula ou íon)
que doa próton (H+
) .
Ex.: HCl (aq) + H2 O (l) H3 O+
(aq) +
Cl -
(aq)
11H+ H+
Teoria de Brønsted-Lowry
• A teoria de Brønsted-Lowry é mais abrangente
que a teoria de Arrhenius.
Base:
• É toda espécie química (molécula ou íon) que
recebe prótons (H+
).
Ex.: HCl + NH3 NH4
+
+ Cl -
12
H+
H+
Teoria de Brønsted-Lowry
Par conjugado:
• É um par ácido-base que diferem por um próton
(H+
)
Ex.:
HCl + NH3 NH4
+
+ Cl –
ácido1 base2 ácido 2 base1
Pares conjugados ácido1 / base 1
base2 / ácido 2
13
14
Classificação dos ácidos
a) De acordo com o número de hidrogênios
ionizáveis:
• Monoácidos: a molécula produz apenas 1H+
(HCl, HNO3, etc.).
• Diácidos: a molécula produz 2H+
(H2SO4, H2CO3,
etc.)
• Triácidos: a molécula produz 3H+
(H3PO4,etc.)
15
Classificação dos ácidos
b) De acordo com a presença ou não de oxigênio na
molécula:
• Hidrácidos: não contém oxigênio (HCl, HBr,
H2S, etc.).
• Oxiácidos: contém oxigênio (HNO3, H2SO4,
H3PO4, etc.).
16
Classificação dos ácidos
c) De acordo com o grau de ionização:
• Ácidos fortes: quando α > 50%.
• Ácidos moderados: quando 5<α< 50%.
• Ácidos fracos:quando α < 5%.
17
Fórmula dos ácidos
Hx
+1
A1
-x
HxA
18
Nomenclatura dos ácidos
a) Hidrácidos
.: o nome é feito com a terminação ídrico. Ex.:
HCl, HI, HCN, etc.
b) Oxiácidos:
.: quando o elemento forma apenas um oxiácido,
usa-se a terminação ico.
Ex.: H2CO3 – ácido carbônico
H3BO3 – ácido bórico.
19
Nomenclatura dos ácidos
• Quando o elemento forma dois oxiácidos:
Ácido ................ ico Nox maior
oso Nox menor
• Quando o elemento forma três ou quatro
oxiácidos:
Ácido per ....................ico
Ácido ..........................ico
Ácido..........................oso
Ácido hipo .................oso
Diminuição do
Nox do elemento
central
20
Principais Ácidos
A. Ácido Sulfúrico H2SO4:
É um líquido incolor, oleoso, denso
(d = 1,84 g/ml) e de p.f. elevado (338°C),
sendo,pois um ácido pouco volátil ou fixo.
É usado na fabricação de superfosfatos para
a agricultura, compostos orgânicos, refino do
petróleo, baterias,etc.
21
As bases
• Características:
- têm sabor adstringente;
- formam soluções aquosas condutoras de
eletricidade;
- em geral, são tóxicas e corrosivas.
22
Classificação das bases
forte
fracas
As bases podem ser
solúveis
insolúveis
23
Classificação das bases
A. De acordo com o número de hidroxila (OH-
)
- monobases: possuem apenas uma OH-
- dibases: possuem duas OH-
- Tribases: possuem três OH-
- Tetrabases: possuem quatro OH-
24
Classificação das bases
B. De acordo com o grau de ionização:
- Bases fortes: aquelas cujo grau de ionização é
~100%.
metais alcalinos
metais alcalinos-terrosos
25
Classificação das bases
- Bases fracas: cujo grau de ionização é, em geral,
inferior a 5%.
Todos os outros metais
NH4OH
26
Classificação das bases
C. De acordo com a solubilidade em água
Solúveis: metais alcalinos, NH4OH
Pouco solúveis: metais alcalinos-
terrosos.
Insolúveis: todas as demais.
27
Nomenclatura das bases
a. Quando o elemento forma somente uma base:
hidróxido de .........................
(NOME DOELEMENTO)
b. Quando o elemento forma duas bases
hidróxido de ...................... ICO
(CÁTION) OSO
28
Principais bases
Hidróxido de Sódio – NaOH
.: conhecido como soda caustica;
.: sólido branco, tóxico e corrosivo;
.: usado como desentupidor de pias,
purificação de derivados de petróleo, produção de
sabão, etc.
29
Principais bases
Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2
.: cal hidratada, cal extinta ou cal apagada.
.: sólido branco, usado na argamassa, pintura
de paredes, etc.
Hidróxido de Amônio – NH4OH
.: amoníaco;
.: usado na limpeza, como fertilizante, etc.
30
Sais - definição
.: São compostos formados juntamente com a
água na reação de um ácido com uma base de
Arrhenius.
.: A reação entre um ácido e uma base é
chamada de neutralização ou salificação.
HCl + NaOH NaCl + H2O
31
Sais Normais
.: é formado por um cátion, proveniente da base e
um ânion, proveniente do ácido.
- Nomenclatura:
ídrico eto
Ácido oso ito Sal
ico ato
32
Sais Normais
Ex.:
HCl + NaOH NaCl + H2O
ácido hidróxido cloreto
clorídrico de sódio de sódio
HNO2 + KOH KNO2 + H2O
Ácido hidróxido nitrito
Nítrico de potássio de potássio
33
Solubilidade dos Sais
SAL SOLUBILIDADE EXCEÇÕES
Nitratos
Cloratos
acetatos
solúveis
Cloretos
Brometos
iodetos
solúveis Ag+
, Hg+2
2, Pb+2
sulfatos solúveis Ca+2
, Sr+2
, Ba+2
, Pb+2
sulfetos insolúveis Li+
, Na+
, K+
, Rb+
, Cs+
, NH+
4
,
Ca+2
,
Sr+2
, Ba+2
Outros sais insolúveis Li+
, Na+
, K+
, Rb+
, Cs+
, NH4
+
34
Outros tipos de Sais
a. Sais ácidos ou hidrogeno-sais -
originam-se de neutralização parcial de seus
ácidos de origem.
• NaHCO3 - hidrogeno-carbonato de sódio
ou bicarbonato de sódio.
• Na2HPO4 - hidrogeno-ortofosfato de
sódio.
35
Outros tipos de Sais
b. Sais básicos ou hidróxi-sais – sais que
apresentam hidroxila em suas estruturas. São
provenientes de neutralização parcial de suas
bases de origem.
Al(OH)2Cl - cloreto dibásico de alumínio
36
Outros tipos de Sais
c. Sais duplos ou mistos
.: são sais derivados de dois ácidos (ou bases)
diferentes.
Ex.: KNaSO4 – sulfato duplo de sódio e potássio
CaClBr – cloreto-brometo de cálcio
37
Outros tipos de Sais
d. Sais hidratados ou hidratos
.: aqueles que cristalizam com uma ou mais
moléculas de água. Por exemplo:
CuSO4.5H2O – sulfato cúprico penta-
hidratado
38
Outros tipos de Sais
e. Sais complexos
.: são formados por íons complexos, que são
formados pela reunião de outros íons ou
moléculas mais simples e que são indicados, em
geral, entre colchetes.
Ex.: K4[Fe(CN)6] – ferricianeto de potássio
[Ag(NH3)2]Cl – cloreto de diamina-prata
39
Principais Sais
1. Cloreto de sódio – NaCl
2. Carbonato de cálcio – Na2CO3
.: soda ou barrilha, usado na fabricação de
vidro, sabões, corantes, etc.
3. Hipoclorito de sódio – NaClO
.: água sanitária, cloro – é usado na limpeza de
casas, hospitais, etc.
40
Principais Sais
4. Carbonato de Cálcio – CaCO3
.: muito comum na natureza – calcita, calcário,
mármore, etc.
.: forma estalactites e estalagmites e cavernas
calcárias, nos recifes de corais e na carapaça de
seres marinhos.
.: usado na produção de cimento, cal virgem.
41
Óxidos
Definição:
Compostos binários nos quais o oxigênio é o
elemento mais eletronegativo.
Ex.: H2O, CO2, Fe2O3, SO2, P2O5, etc.
.: praticamente todos os elementos químicos
formam óxidos, com exceção do Flúor – que é
mais eletronegativo que o oxigênio.
42
Óxidos
básicos
ácidos ou anidridos
anfóteros
óxidos indiferentes ou neutros
duplos ou salinos
peróxidos
Os óxidos podem ser divididos em:
43
Óxidos Básicos
.: são os que reagem com água, produzindo um
base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e
água. São iônicos.
Ex.:
Na2O + H2O 2NaOH
Na2O + HCl 2 NaCl + H2O
44
Óxidos Básicos
Nomenclatura:
Para aqueles que formam um óxido:
Óxido de ............................
(NOMEDO ELEMENTO)
EX.: Na2O – óxido de sódio
CaO – óxido de cálcio
45
Óxidos Básicos
Para aqueles que formam dois óxidos:
Óxido de .......................... ICO
(NOMEDO CÁTION) OSO
Ou:
Óxido de ............................. ...............
(NOMEDO ELEMENTO) ALGARISMOROMANO
46
Óxidos Básicos
Ex.:
Fe2O3 – óxido férrico ou óxido de ferro III
FeO – óxido ferroso ou óxido de ferro II
CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
47
Óxidos Básicos
Mono mono
di óxido de di .......................
tri tri (NOME DO ELEMENTO)
Ainda podemos nomear os óxidos indicando
o número átomos de oxigênio e do elemento:
48
Óxidos Ácidos ou Anidridos
.: são aqueles que reagem com água, produzindo
um ácido, ou reagem com base, produzindo sal e
água. São moleculares.
Ex.: SO3 + H2O H2SO4
SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
ANIDRIDO
SULFÚRICO
49
Óxidos Anfóteros
.: são aqueles que podem se comportar como ora
como óxidos básico, ora como óxidos ácidos.
.: são, em geral, sólidos, moleculares, insolúveis em
água, formados por metais ou semi-metais.
Ex.: ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O
50
Óxidos indiferentes ou neutros
.: são óxidos que não reagem com água, nem ácido
ou base.
.: são poucos, os mais importantes são:
• CO – monóxido de carbono
• N2O – monóxido de dinitrogênio (nitroso)
• NO – monóxido de nitrogênio (nítrico)
51
Óxidos duplos, mistos ou salinos
.: comportam-se como se fossem formados por dois
ou outros óxidos do mesmo elemento químico.
p.ex.: Fe3O4 = FeO + Fe2O3
Pb3O4 = 2PbO + PbO3
52
Peróxidos
.: são aqueles que reagem com água ou com ácidos
diluídos, produzindo água oxigenada (H2O2).
Ex.:
Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2
Na2O2 + H2SO4 Na2SO4 + H2O2
PERÓXIDO DE SÓDIO
53
Principais Óxidos
- CaO : cal virgem ou cal viva.
- CO2 : gás carbônico
- H2O : água
- SiO2 : formador da areia, vidro,etc.
54
Bibliografia
• Feltre, Ricardo
Fundamentos de Química: volume
único/Ricardo Feltre. -. 4.ed – São Paulo:
Moderna, 2005.
• Peruzzo, Francisco Miragaia
Química na abordagem do cotidiano/
Francisco Miragaia Peruzzo (Tito), Eduardo
Leite do Canto, – 4.ed. – São Paulo: Moderna,
2006.
Bibliografia
• Russel, John Blair,
Química Geral/John B.Russel; tradução e revisão
Márcia Guekezian ... |et. al.|. 2. ed. – São Paulo:
Makron Books, 1994. Vol.1
• Coleção Pré-vestibular
Sistema SAS, Volume 2, 2011.
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Teoria Acido-base inorganica

  • 1. 1 Química Funções Inorgânicas Profª Ana Cristina Félix Vieira Dias anacristina.quimica@gmail.com 2017
  • 2. 2 Introdução • O que são “funções inorgânicas” ? .: Conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais. • As principais funções inorgânicas são: - Ácidos; - Bases; - Sais; - Óxidos.
  • 3. 3 Soluções Eletrolíticas • Devemos conhecer a Teoria de Dissociação de Arrhenius. • Svante Arrhenius ,no fim do século XIX, notou que algumas soluções aquosas conduzem corrente elétrica e outras não.
  • 4. 4 Conceitos iniciais  Ionização: Há casos em que a substância dissolvida é molecular (ligação covalente), no entanto, quando em presença de água há uma quebra de moléculas produzindo íons. Neste caso, o que ocorre é chamado ionização. Ex.: HCl H + + Cl -
  • 5. 5 Conceitos iniciais:  Dissociação Iônica ou Eletrolítica: .: quando uma substância iônica é dissolvida na água, subdivide-se em partículas carregadas eletricamente – os íons. Ex.: Na+ Cl - Na+ + Cl -
  • 6. 6 Grau de Ionização (α) • É utilizada para indicar a extensão da ionização. • Calcula-se através da razão: α = Número de moléculas ionizadas Número de moléculas dissolvidas Se α for próximo de 1 (ou 100%), o eletrólito é forte. Quando α é próximo de zero, o eletrólito é fraco.
  • 7. 7 Os ácidos • Os ácidos do cotidiano Características : - tem sabor azedo - Formam soluções aquosa condutoras de eletricidade - Mudam a cor de certas substâncias (indicadores)
  • 8. 8 Definição de ácido de Arrhenius • Def.: Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo com íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+ ). Exemplos: HCl água H + + Cl - HNO3 água H + + NO3 -
  • 9. 9 Definição de ácido de Arrhenius • Atualmente sabe-se que a definição de Arrhenius não é completamente correta, pois o cátion H+ se une a uma molécula de água, formando o íon H3O+ . H + + H2O H3O+ Íon hidrônio ou hidroxônio
  • 10. 10 As bases : definição de Arrhenius • São compostos iônicos formados por um cátion de elemento metálico ligado ionicamente ao íon OH- . Ex.: - NaOH - Ca(OH)2 - Fe(OH)2 - Fe(OH)3
  • 11. Teoria de Brønsted-Lowry • Em 1923, Brønsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base muito útil, conhecida também Teoria Protônica. • Ácido é toda espécie química (molécula ou íon) que doa próton (H+ ) . Ex.: HCl (aq) + H2 O (l) H3 O+ (aq) + Cl - (aq) 11H+ H+
  • 12. Teoria de Brønsted-Lowry • A teoria de Brønsted-Lowry é mais abrangente que a teoria de Arrhenius. Base: • É toda espécie química (molécula ou íon) que recebe prótons (H+ ). Ex.: HCl + NH3 NH4 + + Cl - 12 H+ H+
  • 13. Teoria de Brønsted-Lowry Par conjugado: • É um par ácido-base que diferem por um próton (H+ ) Ex.: HCl + NH3 NH4 + + Cl – ácido1 base2 ácido 2 base1 Pares conjugados ácido1 / base 1 base2 / ácido 2 13
  • 14. 14 Classificação dos ácidos a) De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis: • Monoácidos: a molécula produz apenas 1H+ (HCl, HNO3, etc.). • Diácidos: a molécula produz 2H+ (H2SO4, H2CO3, etc.) • Triácidos: a molécula produz 3H+ (H3PO4,etc.)
  • 15. 15 Classificação dos ácidos b) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula: • Hidrácidos: não contém oxigênio (HCl, HBr, H2S, etc.). • Oxiácidos: contém oxigênio (HNO3, H2SO4, H3PO4, etc.).
  • 16. 16 Classificação dos ácidos c) De acordo com o grau de ionização: • Ácidos fortes: quando α > 50%. • Ácidos moderados: quando 5<α< 50%. • Ácidos fracos:quando α < 5%.
  • 18. 18 Nomenclatura dos ácidos a) Hidrácidos .: o nome é feito com a terminação ídrico. Ex.: HCl, HI, HCN, etc. b) Oxiácidos: .: quando o elemento forma apenas um oxiácido, usa-se a terminação ico. Ex.: H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico.
  • 19. 19 Nomenclatura dos ácidos • Quando o elemento forma dois oxiácidos: Ácido ................ ico Nox maior oso Nox menor • Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos: Ácido per ....................ico Ácido ..........................ico Ácido..........................oso Ácido hipo .................oso Diminuição do Nox do elemento central
  • 20. 20 Principais Ácidos A. Ácido Sulfúrico H2SO4: É um líquido incolor, oleoso, denso (d = 1,84 g/ml) e de p.f. elevado (338°C), sendo,pois um ácido pouco volátil ou fixo. É usado na fabricação de superfosfatos para a agricultura, compostos orgânicos, refino do petróleo, baterias,etc.
  • 21. 21 As bases • Características: - têm sabor adstringente; - formam soluções aquosas condutoras de eletricidade; - em geral, são tóxicas e corrosivas.
  • 22. 22 Classificação das bases forte fracas As bases podem ser solúveis insolúveis
  • 23. 23 Classificação das bases A. De acordo com o número de hidroxila (OH- ) - monobases: possuem apenas uma OH- - dibases: possuem duas OH- - Tribases: possuem três OH- - Tetrabases: possuem quatro OH-
  • 24. 24 Classificação das bases B. De acordo com o grau de ionização: - Bases fortes: aquelas cujo grau de ionização é ~100%. metais alcalinos metais alcalinos-terrosos
  • 25. 25 Classificação das bases - Bases fracas: cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. Todos os outros metais NH4OH
  • 26. 26 Classificação das bases C. De acordo com a solubilidade em água Solúveis: metais alcalinos, NH4OH Pouco solúveis: metais alcalinos- terrosos. Insolúveis: todas as demais.
  • 27. 27 Nomenclatura das bases a. Quando o elemento forma somente uma base: hidróxido de ......................... (NOME DOELEMENTO) b. Quando o elemento forma duas bases hidróxido de ...................... ICO (CÁTION) OSO
  • 28. 28 Principais bases Hidróxido de Sódio – NaOH .: conhecido como soda caustica; .: sólido branco, tóxico e corrosivo; .: usado como desentupidor de pias, purificação de derivados de petróleo, produção de sabão, etc.
  • 29. 29 Principais bases Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 .: cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. .: sólido branco, usado na argamassa, pintura de paredes, etc. Hidróxido de Amônio – NH4OH .: amoníaco; .: usado na limpeza, como fertilizante, etc.
  • 30. 30 Sais - definição .: São compostos formados juntamente com a água na reação de um ácido com uma base de Arrhenius. .: A reação entre um ácido e uma base é chamada de neutralização ou salificação. HCl + NaOH NaCl + H2O
  • 31. 31 Sais Normais .: é formado por um cátion, proveniente da base e um ânion, proveniente do ácido. - Nomenclatura: ídrico eto Ácido oso ito Sal ico ato
  • 32. 32 Sais Normais Ex.: HCl + NaOH NaCl + H2O ácido hidróxido cloreto clorídrico de sódio de sódio HNO2 + KOH KNO2 + H2O Ácido hidróxido nitrito Nítrico de potássio de potássio
  • 33. 33 Solubilidade dos Sais SAL SOLUBILIDADE EXCEÇÕES Nitratos Cloratos acetatos solúveis Cloretos Brometos iodetos solúveis Ag+ , Hg+2 2, Pb+2 sulfatos solúveis Ca+2 , Sr+2 , Ba+2 , Pb+2 sulfetos insolúveis Li+ , Na+ , K+ , Rb+ , Cs+ , NH+ 4 , Ca+2 , Sr+2 , Ba+2 Outros sais insolúveis Li+ , Na+ , K+ , Rb+ , Cs+ , NH4 +
  • 34. 34 Outros tipos de Sais a. Sais ácidos ou hidrogeno-sais - originam-se de neutralização parcial de seus ácidos de origem. • NaHCO3 - hidrogeno-carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio. • Na2HPO4 - hidrogeno-ortofosfato de sódio.
  • 35. 35 Outros tipos de Sais b. Sais básicos ou hidróxi-sais – sais que apresentam hidroxila em suas estruturas. São provenientes de neutralização parcial de suas bases de origem. Al(OH)2Cl - cloreto dibásico de alumínio
  • 36. 36 Outros tipos de Sais c. Sais duplos ou mistos .: são sais derivados de dois ácidos (ou bases) diferentes. Ex.: KNaSO4 – sulfato duplo de sódio e potássio CaClBr – cloreto-brometo de cálcio
  • 37. 37 Outros tipos de Sais d. Sais hidratados ou hidratos .: aqueles que cristalizam com uma ou mais moléculas de água. Por exemplo: CuSO4.5H2O – sulfato cúprico penta- hidratado
  • 38. 38 Outros tipos de Sais e. Sais complexos .: são formados por íons complexos, que são formados pela reunião de outros íons ou moléculas mais simples e que são indicados, em geral, entre colchetes. Ex.: K4[Fe(CN)6] – ferricianeto de potássio [Ag(NH3)2]Cl – cloreto de diamina-prata
  • 39. 39 Principais Sais 1. Cloreto de sódio – NaCl 2. Carbonato de cálcio – Na2CO3 .: soda ou barrilha, usado na fabricação de vidro, sabões, corantes, etc. 3. Hipoclorito de sódio – NaClO .: água sanitária, cloro – é usado na limpeza de casas, hospitais, etc.
  • 40. 40 Principais Sais 4. Carbonato de Cálcio – CaCO3 .: muito comum na natureza – calcita, calcário, mármore, etc. .: forma estalactites e estalagmites e cavernas calcárias, nos recifes de corais e na carapaça de seres marinhos. .: usado na produção de cimento, cal virgem.
  • 41. 41 Óxidos Definição: Compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Ex.: H2O, CO2, Fe2O3, SO2, P2O5, etc. .: praticamente todos os elementos químicos formam óxidos, com exceção do Flúor – que é mais eletronegativo que o oxigênio.
  • 42. 42 Óxidos básicos ácidos ou anidridos anfóteros óxidos indiferentes ou neutros duplos ou salinos peróxidos Os óxidos podem ser divididos em:
  • 43. 43 Óxidos Básicos .: são os que reagem com água, produzindo um base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água. São iônicos. Ex.: Na2O + H2O 2NaOH Na2O + HCl 2 NaCl + H2O
  • 44. 44 Óxidos Básicos Nomenclatura: Para aqueles que formam um óxido: Óxido de ............................ (NOMEDO ELEMENTO) EX.: Na2O – óxido de sódio CaO – óxido de cálcio
  • 45. 45 Óxidos Básicos Para aqueles que formam dois óxidos: Óxido de .......................... ICO (NOMEDO CÁTION) OSO Ou: Óxido de ............................. ............... (NOMEDO ELEMENTO) ALGARISMOROMANO
  • 46. 46 Óxidos Básicos Ex.: Fe2O3 – óxido férrico ou óxido de ferro III FeO – óxido ferroso ou óxido de ferro II CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
  • 47. 47 Óxidos Básicos Mono mono di óxido de di ....................... tri tri (NOME DO ELEMENTO) Ainda podemos nomear os óxidos indicando o número átomos de oxigênio e do elemento:
  • 48. 48 Óxidos Ácidos ou Anidridos .: são aqueles que reagem com água, produzindo um ácido, ou reagem com base, produzindo sal e água. São moleculares. Ex.: SO3 + H2O H2SO4 SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O ANIDRIDO SULFÚRICO
  • 49. 49 Óxidos Anfóteros .: são aqueles que podem se comportar como ora como óxidos básico, ora como óxidos ácidos. .: são, em geral, sólidos, moleculares, insolúveis em água, formados por metais ou semi-metais. Ex.: ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O
  • 50. 50 Óxidos indiferentes ou neutros .: são óxidos que não reagem com água, nem ácido ou base. .: são poucos, os mais importantes são: • CO – monóxido de carbono • N2O – monóxido de dinitrogênio (nitroso) • NO – monóxido de nitrogênio (nítrico)
  • 51. 51 Óxidos duplos, mistos ou salinos .: comportam-se como se fossem formados por dois ou outros óxidos do mesmo elemento químico. p.ex.: Fe3O4 = FeO + Fe2O3 Pb3O4 = 2PbO + PbO3
  • 52. 52 Peróxidos .: são aqueles que reagem com água ou com ácidos diluídos, produzindo água oxigenada (H2O2). Ex.: Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2 Na2O2 + H2SO4 Na2SO4 + H2O2 PERÓXIDO DE SÓDIO
  • 53. 53 Principais Óxidos - CaO : cal virgem ou cal viva. - CO2 : gás carbônico - H2O : água - SiO2 : formador da areia, vidro,etc.
  • 54. 54 Bibliografia • Feltre, Ricardo Fundamentos de Química: volume único/Ricardo Feltre. -. 4.ed – São Paulo: Moderna, 2005. • Peruzzo, Francisco Miragaia Química na abordagem do cotidiano/ Francisco Miragaia Peruzzo (Tito), Eduardo Leite do Canto, – 4.ed. – São Paulo: Moderna, 2006.
  • 55. Bibliografia • Russel, John Blair, Química Geral/John B.Russel; tradução e revisão Márcia Guekezian ... |et. al.|. 2. ed. – São Paulo: Makron Books, 1994. Vol.1 • Coleção Pré-vestibular Sistema SAS, Volume 2, 2011. 55