2015228_204625_UNIDADE+5+-+FUN%c3%87%c3%95ES+QU%c3%8dMICAS

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UNIDADE 5 – FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS 
 
 
 
MACEDO, Magno U. de; CARVALHO, A.Química.São Paulo: IBEP, 1999. pgs. 101,113, 119 e 125 
 
Grande parte dos produtos do nosso cotidiano apresentam substâncias que foram distribuídas 
em grupos conforme as suas características físicas e químicas. Esses grupos recebem o nome de 
funções químicas inorgânicas. Portanto, função química é um conjunto de substâncias com 
propriedades semelhantes. 
As principais funções químicas inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
92 
5.1) NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox): 
 "A carga elétrica decorrente da perda ou ganho total ou parcial, de elétron(s) por um 
átomo é denominada de número de oxidação ou estado de oxidação do átomo" . 
Exemplos: 
 
 
 
Nós podemos encontrar o Nox dos elementos utilizando as fórmulas eletrônicas (como feito 
acima), mas isso implica em gasto de tempo muito maior, uma vez que para fazer dessa maneira 
temos que fazer as fórmulas e conhecer as eletronegatividades de todos os elementos. 
 Para agilizar a descoberta do Nox podemos fazer uso de um conjunto básico de regras: 
• Regras para atribuição do Nox: 
 São elas: 
1º) em uma substância simples, o elemento apresenta Nox = 0, pois não há diferença de 
eletronegatividade. 
Exemplo: 
 
 
2º) o Nox de qualquer íon monoatômico é igual à carga do íon. 
Exemplo: 
 
 
3º) O Nox dos elementos abaixo são constantes, e servirão como padrões para determinar Nox 
desconhecido: 
 Elementos NOX 
 Alcalinos e prata +1 
 Alcalinos terrosos, zinco e Cd +2 
 Alumínio, Boro e Bismuto +3 
 Flúor -1 
 Cloro, Bromo e Iodo -1 (em moléculas sem oxigênio) 
 Enxofre -2 (só nos sulfetos, quando o 
 enxofre for o elemento mais 
 eletronegativo 
 
 
93 
4º) o elemento hidrogênio tem, usualmente, NOX = +1, exceto nos hidretos metálicos, nos quais o 
NOX = -1. 
Exemplo: 
 
 
5º) o elemento oxigênio tem, usualmente, NOX = -2, com exceção: 
- dos peróxidos, quando o NOX = -1 (H2O2, Na2O2). 
 - do fluoreto de oxigênio (OF2), quando o NOX= +2. 
 
 
6º) em um composto neutro, a soma algébrica do total de Nox de todos os átomos é zero. 
Exemplo: 
 
 
 
7º) num íon poliatômico, a soma algébrica do total de NOX de todos os átomos é igual a carga do 
íon, ou seja, o resultado da soma algébrica não pode ser zero, mas deve ser igual à carga do íon. 
Exemplo: 
 
 
 
Exercícios de aprendizagem: 
80) Dê o NOX para todos os elementos dos seguintes compostos: 
a) Na2S2O3 
 
 
 
b) HCl 
 
 
 
c) Ba(ClO4)2 
 
 
 
94 
d) Na2CO3 
 
 
 
e) P2O7 4- 
 
 
 
f) H2O 
 
 
g) H2O2 
 
 
 
h) K2Cr2O7 
 
 
 
i) NH4+ 
 
 
 
j) H3PO4 
 
 
 
k) MnO4- 
 
 
 
 
 
 
 
95 
 
5.2) ÁCIDOS: 
À medida que as substâncias foram sendo conhecidas elas foram sendo agrupadas de acordo 
com as propriedades que apresentavam.Todas as substâncias caracterizadas como ácidos, tinham 
em comum as seguintes propriedades: 
• sabor azedo; 
• presença de H; 
• reagem com bases formando sal e água; 
• reagem com metais liberando hidrogênio; 
• conduzem corrente elétrica, em meio aquoso; 
 
 Essas propriedades serviram para definir as substâncias como ácidos, até que em 1887 
Svante Arrhenius, fundamentado em experiências de condutividade elétrica propôs a seguinte 
definição para os ácidos: 
“Ácidos são compostos covalentes hidrogenados que, na presença de água, sofrem ionização, 
liberando unicamente, na forma de cátions, o íon H + (chamado de próton).” 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
Observação: 
 Quando um ácido possui mais de um hidrogênio ionizável, ou seja, mais de um hidrogênio 
que se converta em H + (H3O +), a ionização acontece por etapas. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
96 
 
Exercícios de aprendizagem: 
81) Segundo Arrhenius, qual o íon responsável pelas propriedades dos ácidos? 
 
 
82) Equacione, com formação de H +, as ionizações dos seguintes ácidos: 
a) HCN 
 
 
 
b) H2SO3 
 
 
 
c) H3BO3 
 
 
 
d) HClO 
 
 
 
e) HBr 
 
 
 
83) Equacione, com formação de H3O +, as ionizações dos seguintes ácidos: 
a) HCN 
 
 
 
b) H2SO3 
 
 
 
97 
c) H3BO3 
 
 
 
d) HClO 
 
 
 
e) HBr 
 
 
 
5.2.1) Classificação dos ácidos: 
 Os ácidos podem ser classificados segundo vários critérios: 
1) Presença ou não de oxigênio (grau de oxigenação): 
• Hidrácidos: são ácidos que não possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, cujo ânion 
formado em meio aquoso não possui oxigênio. 
Exemplo: 
 
 
• Oxiácidos: são ácidos que possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, cujo ânion formado em 
meio aquoso possui oxigênio. 
Exemplo: 
 
 
 
2) Número de hidrogênios ionizáveis na molécula: 
 É o número máximo de hidrogênios do composto covalente que reage com a água e que dá 
origem ao cátion hidrônio, H3O +, ou seja, é o número de prótons H + que o ácido pode ceder em 
meio aquoso. 
 
 
 
 
 
98 
Segundo esse critério, eles podem ser: 
• Monoácidos: possuem apenas 1 hidrogênio ionizável na molécula. 
Exemplo: 
 
• Diácidos: possuem 2 hidrogênios ionizáveis na molécula. 
Exemplo: 
 
• Triácidos: possuem 3 hidrogênios ionizáveis na molécula. 
Exemplo: 
 
 
 Na maioria dos ácidos, o número de átomos de H ionizáveis é igual ao número de átomos de 
H na molécula. 
EXCEÇÕES: 
 Porém, nem todos os hidrogênios da molécula de um ácido são ionizáveis. Existem ácidos 
cujos hidrogênios não são ionizáveis, porque a ligação não é suficientemente polar, ou seja, um 
átomo de hidrogênio de um ácido só é ionizável quando está ligado através de uma ligação 
suficientemente polarizada. Isso não ocorre quando ele está ligado diretamente aos átomos de 
fósforo e carbono, cujas eletronegatividades são muito próximas da do hidrogênio. 
Exemplo: 
 
 O - H Esse ácido apresenta um hidrogênio não-ionizável, pois sua 
  fórmula estrutural, revela que apenas dois átomos de hidrogênio 
 H - O - P = O (diácido) estão unidos a dois átomos de oxigênio (o terceiro está unido 
  diretamente ao fósforo). 
 H 
 
Equação de ionização total: H3PO3 + 2H2O → 2H3O + + HPO3 2- 
 
 
 O-H Esse ácido apresenta dois hidrogênios não ionizáveis, pois 
 │ sua fórmula estrutural, revela que só um átomo de hidrogênio 
 H - P = O (monoácido) está ligado a átomo de oxigênio. 
 │ 
 H 
 
Equação de ionização total: H3PO2 + H2O → H3O + + H2PO2 - 
 
 
99 
3) Número de elementos presentes na molécula: 
• ácidosbinários: formados apenas por 2 elementos químicos. 
Exemplo: 
 
• ácidos ternários: formados por 3 elementos químicos. 
Exemplo: 
 
• ácidos quaternários: formados por 4 elementos químicos. 
Exemplo: 
 
 
4) Força do ácido: 
• força dos hidrácidos: 
ácidos fortes: HCl, HBr, HI 
ácidos moderados: HF 
ácidos fracos: os demais (HCN, H2S). 
 
• força dos oxiácidos: 
 A regra de Pauling diz: a força do oxiácido é indicada pela diferença entre o número de 
oxigênios e o número de hidrogênios na molécula. 
 m - n = 0 ácido fraco 
 HnXOm m - n = 1 ácido moderado 
 m - n = 2 ácido forte 
 m - n = 3 ácido muito forte 
Exemplo: 
H3BO3 - 3 - 3 = 0 ácido fraco 
H3PO4 - 4 - 3 = 1 ácido moderado 
H2SO4 - 4 - 2 = 2 ácido forte 
HClO4 - 4 - 1 = 3 ácido muito forte 
 
 
 
 
 
100 
 
EXCEÇÕES: 
 
Exercícios de aprendizagem: 
84) Dadas as fórmulas, classifique os ácidos correspondentes quanto: 
• ao número de hidrogênios ionizáveis; 
• ao número de elementos na molécula; 
• à presença de oxigênio na molécula; 
a) HOCN 
 
b) H2S2O3 
 
c) H2SO4 
 
d) H2SnO3 
 
e) H4Fe(CN)6 
 
f) H3BO3 
 
g) HClO3 
 
h) HClO2 
Dos ácidos oxigenados, essa regra só não se aplica ao ácido carbônico (H2CO3) e ao 
ácido acético (H3CCOOH). Esses são fracos, embora a diferença entre os oxigênios e os 
hidrogênios seja igual a 1. 
O H2CO3 é instável. Só existe em solução aquosa diluída e, mesmo nessa solução, a 
maior parte está sob forma de (H2O + CO2), restando uma pequena parte para se ionizar. Por 
isso o H2CO3 é fraco, embora 3-2=1. 
A regra m-n para deduzir a força do ácido não se aplica aos ácidos orgânicos, portanto, 
não se aplica ao H3CCOOH. 
 
 
101 
i) H3AsO4 
 
j) HMnO4 
 
k) H2CrO4 
 
l) H2Te 
 
 
85) Classifique os ácidos abaixo, de acordo com a sua força: 
a) HNO3 
 
b) HBr 
 
c) H2SO3 
 
d) H2MnO4 
 
e) HCN 
 
f) HNO2 
 
g) HClO4 
 
h) HMnO4 
 
i) HBrO 
 
j) HClO3 
 
 
 
 
 
 
102 
5.2.2) Nomenclatura dos ácidos: 
 
O nome dos ácidos é fornecido com o auxílio da equação de ionização de Arrhenius e da 
consulta da tabela de ânions e tabela de sufixos, os seja, o nome dos ácidos é dado seguindo as 
seguintes etapas: 
• fazer as reações de ionização(simplificadas), para encontrar o ânion; 
 
• localizar na tabela de ânions o nome dos íons negativos; 
 
• consultar a tabela de sufixos e trocar a terminação eto, ito e ato dos íons pelas terminações ídrico, 
oso e ico dos ácidos. 
Resumindo: 
 
 
 
Tabela de Sufixos: 
 
Ânions Ácidos 
ETO ÍDRICO 
ITO OSO 
ATO ICO 
 
Exemplos: 
 
a) HI 
 
 
a) HCl 
 
 
c) HCN 
 
 
 
Ácido + nome do ânion com terminação trocada 
 
 
103 
d) HNO2 
 
 
e) H2CO3 
 
 
f) HClO 
 
 
g) HMnO4 
 
Observação: 
• nos ânions do enxofre com presença de oxigênio deve ser colocado ur antes da terminação 
ico e oso; 
Exemplo: 
 H2SO4 
 
H2SO3 
 
 
• nos ânions do fósforo com presença de oxigênio, deve ser colocado or antes da terminação 
ico e oso; 
Exemplo: 
H3PO4 
 
 
H3PO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
104 
Exercícios de aprendizagem: 
86) Dê a nomenclatura para os ácidos abaixo: 
a) HNO3 
 
 
b) HBr 
 
 
c) H2SO3 
 
 
d) H2MnO4 
 
 
e) HCN 
 
 
f) H2SO4 
 
 
g) HClO 
 
 
h) H2S 
 
 
i) HClO2 
 
 
j) HNO2 
 
 
k) H3PO3 
 
 
105 
l) H2CrO4 
 
 
87) Escreva a fórmula molecular dos seguintes ácidos: 
a) nítrico 
 
b) clórico 
 
c) carbônico 
 
d) sulfúrico 
 
e) fosfórico 
 
f) nitroso 
 
g) iodídrico 
 
h) sulfídrico 
 
 
5.3) BASES: 
Todas as substâncias caracterizadas como bases, tinham em comum as seguintes 
propriedades: 
• sabor adstringente, isto é, “amarram na boca”; 
• presença de HO -; 
• reagem com ácidos formando sal e água; 
• conduzem corrente elétrica, em meio aquoso; 
 
Essas propriedades serviram para definir as substâncias como bases, até que em 1887 Svante 
Arrhenius, fundamentado em experiências de condutividade elétrica propôs a seguinte definição 
para as bases: 
 
 
106 
“ Bases são compostos iônicos que na presença de água, sofrem dissociação, liberando na forma 
de ânions, exclusivamente íons HO - (íon hidróxido).” 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
Exercícios de aprendizagem: 
88) Segundo Arrhenius, qual o íon responsável pelas propriedades das bases? 
 
89) Equacione as dissociações iônicas das seguintes bases: 
a) LiOH 
 
 
b) KOH 
 
 
c) Ba(OH)2 
 
 
d) Sr(OH)2 
 
 
e) Al(OH)3 
 
f) Zn(OH)2 
 
 
g) Fe(OH)3 
 
 
h) Fe(OH)2 
 
 
107 
5.3.1) Classificação das bases: 
 As bases podem ser classificadas segundo vários critérios: 
1) Número de hidroxilas: 
• Monobases: base que apresenta apenas 1 hidroxila 
Exemplo: 
 
 
• Dibases: base que apresenta 2 hidroxilas. 
Exemplo: 
 
 
• Tribases: base que apresenta 3 hidroxilas. 
Exemplo: 
 
 
2) Força da base: 
• Bases fortes: são as bases dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. 
Exemplo: 
 
• Bases fracas: as demais. 
Exemplo: 
 
3) Solubilidade em água: 
• Solúveis: bases de metais alcalinos e hidróxido de amônio. 
Exemplo: 
 
• Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos. 
Exemplo: 
 
• Praticamente insolúveis: as demais. 
Exemplo: 
 
 
 
108 
5.3.2) Nomenclatura das bases: 
O nome das bases é obtido a partir da tabela de cátions e de um dos esquemas a seguir: 
• bases cujo cátion possui apenas uma valência: 
HIDRÓXIDO DE + NOME DO CÁTION 
Exemplo: 
 
 
• bases cujo cátion possui mais de uma valência: 
 
HIDRÓXIDO + NOME DO CÁTION + SUFIXO ICO - NOX MAIOR 
 SUFIXO OSO - NOX MENOR 
Exemplo: 
 
 
 Em lugar das terminações ico e oso, pode-se usar, também, um algarismo romano 
indicando o NOX do elemento. 
HIDRÓXIDO + NOME DO CÁTION + VALÊNCIA (EM NUMERAL ROMANO) 
Exemplo: 
 
 
 
Exercícios de aprendizagem 
90) Dê dois exemplos de bases: 
a) solúveis; 
 
 
b) insolúveis; 
 
 
c) fortes; 
 
 
 
 
109 
d) fracas; 
 
 
e) monobásicas; 
 
 
f) dibásicas; 
 
 
g) tribásicas 
 
91) Dê o nome das seguintes bases: 
a) KOH 
 
b) CuOH 
 
c) Cu(OH)2 
 
d) NH4OH 
 
e) Al(OH)3 
 
f) Mg(OH)2 
 
g) Ba(OH)2 
 
h) Sr(OH)2 
 
i) Pb(OH)2 
 
j) Pb(OH)4 
 
 
 
 
110 
92) Escreva as fórmulas de: 
a) hidróxido mangânico. 
 
b) hidróxido de cálcio. 
 
c) hidróxido niqueloso. 
 
e) hidróxido platínico. 
 
f) hidróxido áurico. 
 
g) hidróxido platinoso. 
 
h) hidróxido de ouro I. 
 
i) hidróxido de estanho IV. 
 
j) hidróxido de amônio. 
 
k) hidróxido de alumínio. 
 
 
5.4) SAIS: 
Sais são substâncias iônicas que resultam da reação de um ácido com uma base, ou seja, sais 
são compostos iônicos contendo cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de um ácido. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
111 
São compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente do H + e um ânion 
diferente do HO -, ou seja, são compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando 
pelo menos um cátion diferente de H + e um âniondiferente de HO -. 
Exemplo: 
 
 
 
 
Exercícios de aprendizagem: 
93) Complete as seguintes equações de dissociação iônica: 
a) AgNO3 + H2O → 
 
b) (NH4)2S + H2O → 
 
c) K2Cr2O7 + H2O → 
 
d) Na4Fe(CN)6 + H2O → 
 
e) ZnI2 + H2O → 
 
f) Ag2SO3 + H2O → 
 
g) Mg(NO3)2 + H2O → 
 
94) Dê a fórmula dos sais a partir do quadro: 
 Cl - S 2- NO3 - SO4 2- CO3 2- PO4 3- 
Na + 
Ca 2+ 
Sn 2+ 
Sn 4+ 
Fe 3+ 
 
 
 
112 
5.4.1) Classificação dos sais: 
 Os sais podem ser classificados segundo vários critérios: 
1) Número de elementos constituintes: 
• Sais binários: sais constituídos por dois elementos. 
Exemplo: 
 
• Sais ternários: sais constituídos por três elementos. 
Exemplos: 
 
• Sais quaternários: sais constituídos por 4 elementos. 
Exemplo: 
 
 
2) Presença ou não de oxigênio: 
• Sais não oxigenados: não contém oxigênio. 
Exemplo: 
 
• Sais oxigenados: apresentam oxigênio. 
Exemplo: 
 
 
3) Natureza dos íons: 
• Sais normais ou neutros: 
Apresentam um só tipo de cátion e um só tipo de ânion, não podendo apresentar nem 
hidrogênios ionizáveis, nem hidroxilas, em sua estrutura. 
São formados por reação de neutralização total, ou seja, são formados quando reagem todos 
os hidrogênios ionizáveis do ácido com todos os ânions hidróxidos da base. 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
113 
• Sais ácidos ou hidrogenossais: 
Contém hidrogênios ionizáveis, além de um único tipo de cátion e ânion. 
São formados por uma neutralização parcial do ácido. Os sais ácidos são formados quando 
o número de íons hidróxidos da base que reagem, é menor que o número de hidrogênios ionizáveis 
do ácido que, sendo assim, não são totalmente neutralizados. 
Exemplo: 
 
 
 
 
• Sais básicos ou hidróxi-sais: 
Contém hidroxilas (íons hidróxidos), além de um único tipo de cátion e ânion. 
São formados por uma neutralização parcial da base. Os sais básicos são formados quando 
o número de hidrogênios ionizáveis do ácido que reagem, é menor que o número de ânions 
hidróxidos da base que portanto, não são neutralizados. 
Exemplo: 
 
 
 
 
• Sais duplos ou mistos: 
Apresentam dois cátions diferentes, que não sejam hidrogênios ionizáveis, ou dois ânions 
diferentes que não sejam hidroxilas. 
São formados por neutralização total. Os sais duplos são formados quando reagem dois ácidos 
diferentes com uma única base (sal duplo quanto ao ânion) ou duas bases diferentes com um 
único ácido (sal duplo quanto ao cátion), de modo que todos os hidrogênios ionizáveis do(s) 
ácido(s) e todos os ânions hidróxidos da(s) base(s) sejam neutralizados. 
Exemplos: 
Sal duplo quanto ao ânion: 
 
 
 
 
 
114 
Sal duplo quanto ao cátion: 
 
 
 
 
4) Presença de água no retículo cristalino: 
• Sais hidratados: 
São sais que apresentam moléculas de água intercaladas em seu retículo cristalino, ou seja, 
apresentam moléculas de água inseridas entre os cátions e os ânions. As moléculas de água são 
chamadas de água de cristalização ou água de hidratação. 
Exemplo: 
 
 
• Sais anidros: 
São sais que não apresentam água de cristalização. 
Exemplo: 
 
 
Exercícios de aprendizagem: 
95) Classifique os sais abaixo segundo os seguintes critérios: 
• quanto à natureza dos íons; 
• quanto à presença de água no retículo cristalino; 
a) CaBr2 
 
b) Al2(SO4)3 
 
c) Na3[Fe(CN)6] 
 
d) CoCl2.2H2O 
 
e) Ba(ClO3)2 
 
 
 
 
115 
f) NaKSO4 
 
g) Al(NO3)Cl2 
 
h) Na2SO4.10H2O 
 
i) Al(OH)Cl2 
 
j) Na2HPO4 
 
k) Bi(OH)2NO3 
 
l) KHSO4 
 
96) Equacione as reações de neutralização para obter os seguintes sais: 
a) MgSO4 
 
 
b) CaBrNO3 
 
 
c) ZnOHCl 
 
 
 
d) KH2PO4 
 
 
 
e) LiNaSO3 
 
 
 
 
 
116 
5.4.2) Nomenclatura de sais: 
A nomenclatura dos sais é feita com a consulta da tabela de cátions e ânions e é dada de 
acordo com o tipo de sal. 
• Sal normal ou neutro ou simples: 
O nome dos sais normais cujo cátion possui apenas uma valência segue o esquema: 
 
 
Exemplo: 
KNO3 
 
MgCl2 
 
Ca3(PO4)2 
 
Al2(SO4)3 
Quando o cátion apresenta mais de uma valência, o nome pode ser dado de duas maneiras: 
 
 
Exemplo: 
FeSO4 – 
 
Fe2(SO4)3 - 
 
CuNO3 – 
 
Cu(NO3)2 – 
 
Ou: 
 
 
 
Exemplo: 
 
Nome do ânion + de + nome do cátion 
Nome do ânion + de + nome do cátion + valência (em numeral romano) 
Nome do ânion + nome do cátion + sufixo oso: menor valência 
 sufixo ico: maior valência 
 
 
117 
FeSO4 – 
 
Fe2(SO4)3 – 
 
CuNO3 – 
 
Cu(NO3)2 - 
 
• Sais ácidos ou hidrogenossais ou hidrogenados: 
O nome do sal hidrogenado segue o seguinte esquema: 
 
 
Observação: 
• Os prefixos mono, di, tri indicam o número de hidrogênios ionizáveis na fórmula do sal. 
• O prefixo mono está colocado entre parênteses por ser opcional. 
Exemplo: 
NaHCO3 – 
 
FeHPO4 – 
 
 
• Sais básicos ou hidróxi-sais ou hidroxilados: 
O nome do sal hidroxilado segue o esquema: 
 
 
 
Observação: 
• Os prefixos mono, di, tri indicam o número de grupos hidróxi , - OH, na fórmula do sal. 
• O prefixo mono está colocado entre parênteses por ser opcional. 
Exemplo: 
Mg(OH)Cl – 
 
Prefixo (mono), di, tri + hidrogeno + nome do ânion + de + nome do cátion 
Prefixo (mono), di, tri + hidroxi + nome do ânion + de + nome do cátion 
 
 
118 
Cu2(OH)2SO4 – 
 
 Al2(OH)3PO4 – 
 
Exercício de aprendizagem: 
97) Dê o nome dos sais normais abaixo: 
a) Mg(NO3)2 
 
b) CaSO4 
 
c) Fe2S3 
 
d) Al2(SO4)3 
 
e) Li2CO3 
 
f) NaHSO4 
 
g) KH2PO4 
 
h) NH4HS 
 
i) CaHPO4 
 
j) K2HPO4 
 
k) Bi(OH)Cl2 
 
l) Al(OH)2NO3 
 
m) Ca(OH)Cl 
 
 
 
 
119 
n) Ca(OH)NO3 
 
o) Pb(OH)3NO3 
 
 
• Sais duplos ou mistos: 
Quando se trata de um sal duplo quanto ao cátion, o nome segue o esquema: 
 
 
 
 
Observação: 
• a palavra duplo está entre parênteses porque é opcional. 
Exemplo: 
NaNH4SO4 – 
 
KMgPO4 – 
 
Quando se trata de um sal duplo quanto ao ânion: 
 
 
 
 
Observação: 
• o nome dos ânions são separados por hífen. 
Exemplo: 
CaClBr – 
 
MgNO3Cl – 
 
 
 
Nome do ânion + (duplo) + de + nome do cátion + nome do cátion 
 do elemento do elemento 
 menos eletronegativo mais eletronegativo 
Nome do ânion nome do ânion 
 do elemento + do elemento + de + nome do cátion 
mais eletronegativo menos eletronegativo 
 
 
 
120 
 
Exercícios de aprendizagem: 
98) Dê o nome dos sais duplos abaixo: 
a) KZnBO3 
 
b) Bi(NO3)2F 
 
c) Na2KPO4 
 
d) LiNaSO4 
 
e) MgClBr 
 
• Sais hidratados: 
O nome de um sal hidratado é fornecido pelo esquema: 
 
 
Exemplo: 
 
CaCl2.2H2O – 
 
CuSO4.5H2O – 
 
Exercícios de aprendizagem: 
99) Dê a nomenclatura para os seguintes sais: 
a) NaBr 
 
b) K2CO3 
 
c) NaNO3 
 
d) Ca(OH)Br 
 
Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado 
 
 
121 
 
e) NaHS 
 
f) AlCl3.6H2O 
 
g) Al(OH)2Cl 
 
h) NaNO2 
 
i) NH4NO3 
 
j) Na2SO4.10H2O 
 
k) KAl(SO4)2 
l) PbOH(NO3)3 
m) (NH4)2CO3 
n)BaSO4 
o) KMnO4 
 
5.5) ÓXIDOS: 
Óxido é todo o composto binário que contém oxigênio, e no qual esse é o elemento mais 
eletronegativo, ou seja, é todo o composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que 
não seja o flúor. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
122 
Os óxidos podem ser divididos em dois grupos e suas nomenclaturas são dadas de acordo 
com os grupos de divisão: 
• óxidos moleculares: óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um não-metal. 
Exemplo: 
 
A nomenclatura dos óxidos moleculares é feita da seguinte maneira: 
Escreve-se a palavra óxido seguida da preposição de e do nome do elemento 
associado ao oxigênio; antes da palavra óxido e do nome do elemento, coloca-se os 
prefixos mono, di, tri, tetra, penta,..., para indicar a quantidade de átomos de oxigênio e 
do elemento existentes na fórmula. 
Observação: 
 O prefixo mono pode ser omitido quando utilizado na frente do nome do elemento. 
Exemplos: 
N2O3 – 
 
SO2 – 
 
P2O5 – 
 
Cl2O7 – 
 
CO2 – 
 
• óxidos iônicos: óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal. 
Exemplo: 
 
A nomenclatura dos óxidos iônicos é feita da seguinte maneira: 
• quando o elemento tem NOX fixo ele forma apenas um óxido, e por isso não é necessário 
representar a carga do elemento. 
ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO 
Exemplo: 
Na2O – 
 
 
123 
 
CaO – 
 
K2O – 
 
Al2O3 – 
 
• quando o elemento apresentar NOX variável, ele forma mais de um óxido e isso deve ser 
indicado por: 
 
ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + ICO - NOX maior 
 OSO - NOX menor 
Ou: 
 Pode-se indicar o número de oxidação do elemento por um algarismo romano. 
 
ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + ALGARISMO ROMANO 
Exemplo: 
FeO - 
 
Fe2O3 – 
 
Exercícios de aprendizagem: 
100) Classifique os óxidos abaixo em iônicos ou moleculares: 
a) BaO b) PbO c) P2O3 d) PbO2 
 
e) N2O4 f) Sb2O5 g) ZnO h) SrO 
 
i) Cu2O j) Li2O k) Na2O l) FeO 
 
 
 
 
 
 
 
124 
101) Dê a nomenclatura dos óxidos abaixo 
a) CuO 
 
b) P2O3 
 
c) PbO2 
 
d) ZnO 
 
e) N2O4 
 
f) Sb2O5 
 
g) SnO2 
 
h) BaO 
 
i) SrO 
 
j) PbO 
 
k) Li2O 
 
l) K2O 
 
m) Cu2O 
 
n) NO 
 
o) CO 
 
p) NO2 
 
 
 
125 
102) Escreva a fórmula do: 
a) óxido púmblico b) óxido auroso 
 
 
c) óxido de prata d) óxido de zinco 
 
 
e) óxido cúprico f) óxido de rubídio 
 
 
g) óxido de ferro II h) hexóxido de dicloro 
 
 
i) óxido férrico j) pentóxido de dicloro 
 
 
k) óxido estânico l) óxido áurico