Estudo das 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.

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.

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.

H A + B(OH) sal + águayxy x

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6 H2O

Exemplos:

HCl + NaOH NaCl + H2Oa)

b) 2HIO3 + Ca(OH)2 Ca(IO3)2 + 2 H2O

c) H3PO4 + 3 KOH K3PO4 + 3 H2O

d) H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O

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

b) 1H2CO3 + 1NaOH NaHCO3 + H2O

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

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:

__________________ de _______________

nome do ânion nome do cátion

Exemplos:

ânion Cl- cloreto

cátion Na+ sódio

Nome do sal cloreto de sódio=

=

={a) NaCl

ânion NO3 nitrato

cátion K+ potássio

Nome do sal nitrato de potássio=

=

=b) KNO3{

-

ânion SO4 sulfato

cátion Fe2+ ferro II

Nome do sal sulfato de ferro II=

=

={c) FeSO4

2-

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-

).

cátion A

ânion B

x

y

+

-

fórmula do sal A By x

Exemplos:

a) cloreto de potássio

cátion K+

ânion Cl- } fórmula KCl

b) cromato de magnésio

} fórmula MgCrO4

cátion Mg2+

ânion CrO42-

c) nitrato de ferro III

} fórmula Fe(NO3)3

cátion Fe3+

ânion NO3-

d) Fosfato de cálcio

} fórmula Ca3(PO4)2

cátion Ca2+

ânion PO43-

4. Classificação e propriedades dos sais.

a) Quanto ao estado físico. Os sais são compostos

predominantemente iônicos, por isso são

sólidos.

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).

Exemplos:

a) NaCl(s)

Na+(aq) + Cl-(aq)

H2O

b) Na2SO4(s)

2 Na+(aq) + SO4(aq)

H2O -2

c) K3PO4(s)

3 K+

(aq) + PO4(aq)H2O -3

H2O

d) CaCO3(s) não ocorre

e) Ca(NO3)2(s)

f) FeCl3(s)

g) CuSO4(s)

h) (NH4)3BO3(s)

H2O

H2O

H2O

H2O

Tabela de solubilidade

Sais Solubilidade

em água

Exceção

Nitratos

Acetatos

Cloratos

solúveis

Cloretos

Brometos

Iodetos

solúveis

Ag+, Pb

2+,

Hg22+

Sulfatos solúveis Ca2+

, Ba2+

,

Sr2+

, Pb2+

,

Sulfetos insolúveis alcalinos e de

NH4+

Outros sais insolúveis alcalinos e de

NH4+

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.

b) NaHCO3 carbonato ácido de sódio, bicarbonato de sódio, ou hidrogeno

carbonato de sódio.

c) NaH2PO4 fosfato diácido de sódio ou

di-hidrogeno-fosfato de sódio.

d) Na2HPO4 fosfato ácido de sódio ou

hidrogeno fosfato de sódio.

Sal básico ou hidroxi-sal: resulta da

neutralização parcial da base pelo ácido.

Exemplos:

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.

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.

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 sulfato de cobre

penta-hidratado.

b) CaCl2.6H2O cloreto de cálcio hexa-hidratado.

c) Na2SO4.10H2O sulfato de sódio

deca-hidratado.

Obs.: Certos sais, denominados de

higroscópicos possuem uma grande tendência

à hidratação que passa a absorver água da

atmosfera (umidade).

Em certos sais a quantidade de água

absorvida é tão grande que o sal chega até a

escorrer. Estes sais são denominados

deliquescentes.

Exemplo:

CaCl2 CaCl2.2H2O CaCl2.4H2O CaCl2.6H2O+ H2O+ H2O + H2O

e) Soluções de sais: ácida, básica ou neutra.

A natureza da solução aquosa dos sais

normais depende da força do ácido e da base

de origem.

Um sal formado por um ácido forte e

uma base fraca quando dissolvido em água

produz uma solução de caráter ácido.

Um sal formado por um ácido forte e

uma base forte quando dissolvido em água

produz uma solução de caráter neutro.

Um sal formado por um ácido fraco e

uma base forte quando dissolvido em água

produz uma solução de caráter básico.

Exemplos:

a) CuSO4

H2SO4: ácido forte

Cu(OH)2: base fraca

solução ácida{ }

b) Na2CO3

H2CO3: ácido fraco

NaOH : base forte

solução básica{ }

c) NaClHCl: ácido forte

NaOH : base forte

solução neutra{ }

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 Ca

2+: 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 Al

3+: alumínio

HNO3: ácido nítrico NO3-: nitrato Cu(OH)2: hidróxido de cobre II Cu

2+: 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 Cu(NO3)2: nitrato de cobre II

KNO3: nitrato de potássio Mg(NO3)2: nitrato de magnésio AgNO3: nitrato de prata

NH4NO3: nitrato de amônio Al(NO3)3: nitrato de alumínio Fe(NO3)3: nitrato de ferro III

EXERCÍCIOS

01) Classifique os sais quanto a sua

solubilidade em água.

a) KCl _______________________

b) (NH4)2SO4 _____________

c) AgNO3 ___________________

d) PbSO4 ___________________

e) CaSO4 ___________________

f) FePO4 ___________________

g) CaCO3 ___________________

h) Zn(ClO4)2 ___________________

i) Ba(ClO3)2. ___________________

02) Dar a fórmula dos seguintes sais:

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 ________

i) pirofosfato de zinco ________

j) sulfato ferroso ________

03) Dê o nome dos seguintes sais:

a) Al2(SO4)3 ________________________

b) NH4Br ________________________

c) MgCO3 ________________________

d) CaCO3 ________________________

e) Ca3(PO4)2 ____________________

f) Fe(NO3)3 ____________________

g) Na2SO4 ____________________

h) AgNO3 ____________________

i) Cu(NO3)2 ____________________

4) Equacione as reações de neutralização total

entre os compostos, fornecendo o nome do

ácido, da base e do sal formado:

a) NaOH e HClO2

b) H2SO4 e Ca(OH)2

c) HNO3 e Ba(OH)2

d) H3PO4 e Mg(OH)2

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

b) HCN + KOH

c) H2S + NaOH

d) HCl + Fe(OH)3

e) H2SO4 + KOH

f) H2CrO4 + Ni(OH)3

g) H4P2O7 + Ca(OH)2

6) Para as quantidades indicadas, complete as

equações:

a) 1 H3PO4 + 1 Ca(OH)2

b) 1 H2S +1 AgOH.

c) 2 HBr + 1 Fe(OH)3

d) 1 H3BO3 + 2 NaOH

e) 2 HClO + 1 Sn(OH)4

ÓXIDOS

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.

2. – Nomenclatura e formulação dos óxidos.

2.1- Geral.

Pode ser através do número de átomos de

oxigênio e o número de átomos do elemento

químico ligado ao oxigênio.

OBS: o prefixo mono antes do nome do elemento

pode ser omitido:

Exemplos:

a) CO2: dióxido de (mono) carbono.

b) CO: monóxido de (mono) carbono.

c) CaO: monóxido de (mono) cálcio.

d) SO3: trióxido de (mono) enxofre.

e) Fe2O3: trióxido de diferro.

f) Cl2O5:

g) N2O4:

h) SO2:

i) Cl2O7:

j) P2O5:

k) Au2O3:

l) tetróxido de triferro: Fe3O4

m) monóxido de dicloro: Cl2O

n) dióxido de carbono: CO2

o) monóxido de nitrogênio

2.2- Óxidos metálicos.

A nomenclatura do óxido formado por

metais pode ser feita através da seguinte regra:

Exemplos:

a) Na2O : óxido de sódio.

b) Fe2O3: óxido de ferro III.

c) K2O: óxido de potássio.

d) FeO:

e) CaO:

f) BaO:

g) Al2O3:

A formulação dos óxidos metálicos pode ser obtida

pela combinação do ânion óxido com o cátion

correspondente, ou seja:

Exemplos:

a) óxido de magnésio: MgO

b) óxido de cobre II: CuO

c) óxido de bismuto: Bi2O3

mono

di mono

tri óxido de di .............................

tetra tri nome do elemento

penta( ) )(

Óxido de ...............................

nome do cátion

cátion: Ex+

óxido: O2- }E2Ox

fórmula

do óxido

d) óxido de prata:

e) óxido de zinco:

f) óxido de potássio:

g) óxido de chumbo IV:

h) óxido de mercúrio I:

i) óxido de cobalto III:

3- Classificação e propriedades dos óxidos.

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.

Exemplos

Reação de óxido básico com água.

Este tipo de reação ocorre diretamente.

a) CaO + H2O Ca(OH)2

b) Na2O + H2O 2 NaOH

c) MgO + H2O

d) K2O + H2O

e) CuO + H2O

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.

Exemplos:

a) CaO e H2SO4

b) Na2O e HCl

c) MgO e HNO3

d) K2O e H2SO4

3.2 - Óxidos ácidos ou anidridros.

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.

Os óxidos ácidos reagem com água formando

ácidos e reagem com bases formando sal e água.

Reação do óxido ácido com água.

Este tipo de reação ocorre diretamente.

a) CO2 + H2O H2CO3

b) SO2 + H2O H2SO3

c) N2O5 + H2O 2 HNO3

d) SO3 + H2O

e) N2O3 + H2O

f) Cl2O5 + H2O

Reação do óxido ácido com base.

A reação do óxido ácido com base ocorre

por etapas. Na primeira etapa o óxido ácido reage

óxido

básico{+ água base

+ ácido sal + água

{ Na2O + H2O 2 NaOH

2 NaOH + 2 HCl 2 NaCl + 2 H2O

Na2O + 2 HCl 2 NaCl + H2O

+

{ CaO + H2O Ca(OH)2

Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2 H2O

CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O

+

óxido

ácido{+ água ácido

+ base sal + água

com água formando o ácido correspondente. Na

Segunda etapa este ácido é neutralizada pela base.

Exemplos:

a) CO2 e NaOH

b) N2O5 e Ca(OH)2

c) SO2 e KOH

d) SO3 e Ba(OH)2

e) N2O3 e Mg(OH)2

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:

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.

Exemplos:

ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2As2O3, As2O5,

Sb2O3 e Sb2O5.

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.

Reação de óxidos anfóteros com ácido e base forte.

{ CO2 + H2O H2CO3

H2CO3 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 H2O

CO2 + 2 NaOH Na2CO3 + H2O

+

{ N2O5 + H2O 2 HNO3

2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O

N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O

+

a) H2CO3 - H2O CO2

ácido anidrido

carbônico carbônico

b) 2 HNO3 - H2O N2O5

ácido anidrido

nítrico nítrico

c) H2SO3 - H2O

d) HNO2 - H2O

e) HClO3 - H2O

f) H3BO3 - H2O

g) H2CrO4 - H2O

3.4 – Óxidos duplos ou mistos.

São óxidos formados por metais.

Possuem caráter iônico, são sólidos e comportam-

se como se fossem formados por dois outros

óxidos do mesmo elemento.

Os principais óxidos são: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4.

Exemplos:

a) Pb3O4

b) Fe3O4

c) Mn3O4

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.

3.6 – Peróxidos.

São compostos formados pelo ânion

peróxido O22-

( 1-

OO1-

) 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.

A nomenclatura destes compostos é feita de

acordo com:

Peróxido de ..................................

(nome do elemento químico)

Exemplos:

a) Na2O2: peróxido de sódio.

b) K2O2: peróxido de potássio.

c) CaO2: peróxido de cálcio.

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.

Obs.: O H2O2 é instável e se decompõe de acordo

com a equação:

Reações de Peróxidos com água e com ácido.

Algumas óxidos são muito utilizados no nosso

estudo, por esta razão procure memorizar o nome e

a fórmula dos seguintes óxidos:

Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2O

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O{b)

Fe3O4FeO óxido de ferro II

Fe2O3 óxido de ferro III

Pb3O42 PbO óxido de chumbo II

PbO2 óxido de chumbo IV

Mn3O42 MnO óxido de manganês II

MnO2 óxido de manganês IV

{ Peróxido+ água base + H2O2 + ácido sal + H2O2

H2O2 H2O + 1/2 O2

{Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2

Na2O2 + 2HCl 2 NaCl + H2O2

a)

{CaO2 + 2 H2O Ca(OH)2 + H2O2

CaO2 + 2 HBr CaBr2 + H2O2

b)

{MgO2 + 2 H2O

MgO2 + 2 HNO3 c)

ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O

ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O{a)

{K2O2 + 2 H2O

K2O2 + 2 H2SO4 d)

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.

EXERCÍCIOS

01) Escreva o nome dos seguintes óxidos:

a) SO3 ___________________________

b) CO ___________________________

c) MnO2 ___________________________

d) NO ___________________________

e) As2O3 ___________________________

f) CuO ___________________________

g) CO2 ___________________________

h) FeO ___________________________

i) N2O5 ___________________________

j) Cl2O ___________________________

02) Escreva a fórmula dos seguintes óxidos:

a) óxido de sódio ______________

b) óxido de prata ______________

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 ______________

j) óxido férrico ______________

k) dióxido de enxofre ______________

l) óxido de magnésio ______________

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.

a) CO2 + H2O

CO2 + 2KOH

b) SO2 + H2O

SO2 + 2NaOH

c) K2O + H2O

K2O + 2HCl

d) BaO + H2O

BaO + 2HNO3

e) K2O2 + H2O

K2O2 + 2HCl