10 Funções Inorgânicas_2022

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UNIFAVIP / WYDEN
QUÍMICA TECNOLÓGICA
2
Funções Químicas
Corresponde a um conjunto de substâncias que 
apresentam propriedades químicas 
semelhantes.
➢ Ácidos
➢ Bases
➢ Óxidos
➢ Sais
3
Conceitução de ácidos e bases
Bases sofrem dissociação iônica
Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância
iônica, quando ela se dissolve na água.
Conceitução de ácidos e bases
Ácidos sofrem ionização
4Ionização é a formação de íons na reação de uma substância
molecular com a água, quando esta substância molecular nela se
dissolve.
5
Segundo Arrhenius...
Observe:
... ácido é todo composto que, 
dissolvido em água, origina H+ (H3O
+) 
como único cátion (o ânion varia de 
ácido p/ ácido).
Moléculas de cloreto de hidrogênio gasoso, ao se 
dissolverem em água, originam íons H+ e Cl- em 
solução aquosa
HCl(g) H+(aq) + Cl -(aq)
H2SO4(l) 2 H
+(aq) + SO4
-2(aq)
H3PO4(l) 3 H
+(aq) + PO4
-3(aq)
H2O
H2O
H2O
Conceitução de ácidos e bases
Ácido de Arrhenius
6
Atualmente, sabemos que o íon H+ não é estável. Ele se une a uma 
molécula de água, originando o H3O
+ (hidroxônio ou hidrônio).
Conceitução de ácidos e bases
Conceito ácido-base de 
Arrhenius
HCl + H2O (g) H3O
+(aq) + Cl -(aq)
H2SO4(l) + 2 H2O 2 H3O
+ (aq) + SO4
-2(aq)
H3PO4(l) + 3 H2O 3 H3O
+ (aq) + PO4
-3(aq)
7
Conceitução de ácidos e bases
Conceito ácido-base de 
Arrhenius
8
Conceitução de ácidos e bases
Conceito ácido-base de 
Arrhenius
9
Ácidos Mais Comuns no Laboratório
Propriedades dos Ácidos
Ácidos Comuns
Estruturas dos Ácidos
Estruturas dos Ácidos
Estruturas dos Ácidos
Propriedades das Bases
Estruturas das Bases
Indicadores
TEORIA DE ARRHENIUS
TEORIA DE ARRHENIUS
Íon Hidrônio
Reações Ácido-Base de Arrhenius
O cátion da base se combina com o ânion do ácido para 
formar um sal.
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
• Numa reação ácido-base de Brønsted-Lowry, a
base original se torna um ácido na reação
reversa, e o ácido original se torna a basa na
reação reversa.
• cada reagente em conjunto com o produto que
ele forma é chamado par conjugado
• a base original se torna o ácido conjugado e 
o ácido original se torna a base conjugada
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
Pares Conjugados
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
Reações Bronsted-Lowry
EX: Brönsted, por exemplo, o HCl é um bom doador de prótons e considerado um 
ácido forte. De acordo com Brönsted, pode-se afirmar:
A) Quanto mais forte a base, mais forte é seu ácido conjugado.
B) Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
C) Quanto mais fraco o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
D) Quanto mais forte a base, mais fraca é sua base conjugada.
E) Quanto mais forte o ácido, mais fraco é seu ácido conjugado.
Reações Bronsted-Lowry
EX: Assinale a alternativa que corresponde a uma equação química em 
que a água se comporta como base.
A) NaNH2 + H2O → NH3 + NaOH
B) Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH
C) H2SO4 + 2H2O → SO42- + 2H3O+
D) HPO42- + H2O → H2PO4- + OH–
https://exerciciosweb.com.br/quimica-exercicios-gabarito/numero-oxidacao-equacao-quimica-exercicios-gabarito/
Reações Bronsted-Lowry
EX: Considere os equilíbrios representados pelas equações a seguir quando 
HCl e NH3 se dissolvem em água:
Assinale a alternativa CORRETA referente aos pares conjugados ácido / base 
para cada uma das reações.
Reações Bronsted-Lowry
Ex: Na equação HCO3– + H2O H3O+ + CO32–, o íon bicarbonato
(HCO3–) é classificado como:
Identificação dos Ácidos
É possível medir a concentração de hidrogênio iônico
em uma solução a partir de potencial hidrogeniônico, ou
simplesmente, escala de pH.
Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro.
Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida
e os maiores que sete, como alcalinos (bases). Escala de pH:
pHmetro –medidor de pH
Indicadores de ácido-base:
a) líquido; b) em papel
Reações dos Ácidos.
As soluções de ácidos reagem com alguns metais formando hidrogênio
gasoso e um sal.
A equação iônica dessa reação é:
Liberação de Hidrogênio por Reações 
entre Metais e Ácidos
Reações dos Ácidos.
Regra
Quando se tem um metal mais reativo do que o 
hidrogênio, conforme a ordem de reatividade mostrada 
abaixo a reação ocorre.
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe 
> Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-)
(1) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
(2) Ni + 2HCl → NiCl2 + H2
(3) Cu + 2HCl → CuCl2 + H2
(4) 2Ag + 2HCl → 2AgCl + H2
Reações dos Ácidos.
HIDROGENOCARBONATOS
Todos os ácidos reagem com carbonatos produzindo dióxido 
de carbono gasoso. Por exemplo, o ácido etanoico do vinagre 
efervesce com o carbonato de sódio. A reação é:
2HCl (aq) + CaCO3 (s) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Reações dos Ácidos.
Reação com sulfitos
Reações dos Ácidos.
Reação com sulfetos
A reação dos ácidos com os sulfetos (compostos que contêm o íon sulfeto, 
S2−) produz o sulfeto de hidrogênio gasoso, de cheiro desagradável – um 
dos produtos existentes nos ovos podres. A equação iônica para a reação 
é:
CuS + 2HNO3→ Cu(NO3)2 + H2S
Reações dos Ácidos.
Reação com sulfetos
A reação dos ácidos com os sulfetos (compostos que contêm o íon sulfeto, 
S2−) produz o sulfeto de hidrogênio gasoso, de cheiro desagradável – um 
dos produtos existentes nos ovos podres. A equação iônica para a reação 
é:
Reações dos Ácidos.
COMO IDENTIFICAR UMA 
SUSBSTÂNCIA ÁCIDA?
pH
Indicadores 
Químicos
Fenolftaleína Não ocorre mudança de cor
Alaranjado 
de metila
vermelho
Tornassol 
azul
Vermelho 
ou Rosa
Liberação 
do Gás H2
Classificação
1. Quanto ao número de elementos químicos que formam a 
molécula;
➢Ácido binário: H2S, HCl, HF ...
➢Ácido ternário: HCN, HNO3, H3PO4 ...
➢Ácido quaternário: H4Fe(CN)6, HOCN ...
2. Quanto do número de hidrogênio ionizáveis;
➢Monoácido: HF, HNO3, HCN, ... *H3PO2
➢Diácido: H2S, H2CO3, ... *H3PO3
➢Triácido: H3PO4, H3BO3, H3BO3 ... 
➢Tetrácido: H4Fe(CN)6, H4SiO4 ...
Classificação
3. Quanto à presença de oxigênio no ânion;
➢Hidrácido: HBr, HCN, H2S ...
➢Oxiácido: HNO2, H3PO4, H2SO4 ...
4. Quanto ao Grau de Ionização (a)
Ácidos fracos: 0< a < 5%
Ácidos moderados: 5%  a  50%
Ácidos fortes : 50% < a < 100%
45
Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o 
número de mol ionizados e o número inicial de mol.
Grau de Ionização
46
4.1 Os hidrácidos :
4.2 Os oxiácidos :
Pode ser determinada pela diferença (x) entre o número de
átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio
ionizáveis.
0, fraco Ex.: HClO, H4SiO4
1, moderado Ex.: H3PO4, HNO2
2, forte Ex.: H2SO4, HBrO4
y-xHxEOy
Grau de Ionização
4.2 Os oxiácidos :
Grau de Ionização
Exemplos:
HClO4
H2SO4
H2SO3
H3BO3 3 – 3 =0 → ácido fraco
3 – 2 =1 → ácido moderado
4 – 2 =2 → ácido forte
4 – 1 =3 → ácido forte
48
HIDRÁCIDOS (ácidos sem oxigênio)
ÁCIDO (Radical do E) + ÍDRICO
HCl : ácido clorídrico
HBr : ácido bromídrico H2S : ácido sulfídrico
HF : ácido Fluorídrico HCN : ácido cianídrico
HI :
Ácido não-oxigenado (HxE):
Ácidos
Fórmulas e nomenclaturas
49
Ácido Per ..... ico
Ácido ..... ico
Ácido ..... oso
Ácido Hipo ..... oso
H Br O4
+1 -2
ác. 
perbrômico
+7
H Br O3
+1 -2
ác. 
brômico
+5
H Br O2
+1 -2
ác. 
bromoso
+3
H Br O
+1 -2
ác. 
hipobromoso
+1
+7
+6 +5
+2
+3+4
+1
Ex: HNO3 -
HNO2 
H2SO3
H2SO4 -
Ácidos
OXIÁCIDOS (ácidos com oxigênio)
50
Quando o elemento forma apenas um oxiácido:
OXIÁCIDOS (ácidos com oxigênio)
ÁCIDO (radical de E) + ICO
Ex: H2CO3 -
H3BO3 -
Ácidos
Fórmulas e nomenclaturas
Ácido bórico
ácido carbônico
51
Família 3A Família 4A Família 5A Família 6A Família 7A
B C NO F
Al Si P S Cl
Ge As Se Br
Sn Sb Te I
Pb Po
Nox mais usados
+3 +2 +4 -3 +1 +3 +5 -2 +4 +6 -1 +1 +3 +5 +7
Ácidos
Fórmulas e nomenclaturas
52
Gravações em vidro de carro
Nas condições ambientes, é um gás
incolor que tem a característica de
corroer o vidro, quando em solução
aquosa. É usado para fazer gravações
em cristais e vidros.
O ácido clorídrico consiste no gás cloreto
de hidrogênio dissolvido em água. Quando
impuro, é vendido no comércio com o
nome de ácido muriático, sendo usado
principalmente na limpeza de pisos e de
superfícies metálicas antes do processo
de soldagem. Apresenta forte odor além de
ser sufocante.
Principais ácidos e suas aplicações
53
É o nome com que se indica uma solução 
aquosa do gás cianídrico, que é incolor, com 
cheiro característico de amêndoas amargas. 
Por ser muito venenoso, esse gás é utilizado 
nas execuções em câmara de gás.
É um gás venenoso, incolor, formado 
na putrefação de substâncias 
orgânicas naturais que contenham 
enxofre, sendo responsável em grande 
parte pelo cheiro de ovo podre.
Ao pressentirem o perigo, certos 
animais, como o gambá e a maritaca, 
liberam uma mistura de substâncias 
de odor desagradável, entre as quais 
o H2S.
As folhas de mandioca, apesar de 
venenosas, podem ser utilizadas como 
alimento para o gado. Quando deixadas 
ao sol, liberam o gás cianídrico, tornando-
se, assim, apropriadas para o consumo.
Principais ácidos e suas aplicações
54
O gás carbônico presente no ar atmosférico
combina-se com a água da chuva, formando o
H2CO3, mesmo em ambientes não poluídos, o
que nos leva a concluir que toda chuva é ácida.
O gás carbônico é um dos constituintes dos
refrigerantes e das águas minerais gaseificadas.
É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas
indústrias de alimentos e na fabricação de
fosfatos usados como adubos (fertilizantes). O
ácido fosfórico é utilizado na produção
refrigerantes à base de cola (Coca, Pepsi, etc).
Principais ácidos e suas aplicações
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://www.coasty.com/images/acid.jpg&imgrefurl=http://www.coasty.com/it/index.html&h=394&w=325&sz=19&hl=pt-BR&start=1&tbnid=D7LpP_S3mhiLIM:&tbnh=124&tbnw=102&prev=/images?q=acido+fosforico&imgsz=small|medium|large|xlarge&gbv=2&ndsp=18&svnum=10&hl=pt-BR&sa=N
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://img458.imageshack.us/img458/356/cocacolarx0.jpg&imgrefurl=http://canal-69.blogspot.com/2007/03/porque-coca-cola-te-faz-alegre.html&h=199&w=200&sz=33&hl=pt-BR&start=57&tbnid=x0gaaTLToFJMoM:&tbnh=103&tbnw=104&prev=/images?q=acido+fosforico&start=54&imgsz=small|medium|large|xlarge&gbv=2&ndsp=18&svnum=10&hl=pt-BR&sa=N
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://www.ambev.com.br/images/prod_pepsi.jpg&imgrefurl=http://www.ambev.com.br/pro_40.htm&h=237&w=164&sz=17&hl=pt-BR&start=64&tbnid=5zFvi3-47TUZNM:&tbnh=109&tbnw=75&prev=/images?q=acido+fosforico&start=54&imgsz=small|medium|large|xlarge&gbv=2&ndsp=18&svnum=10&hl=pt-BR&sa=N
55
É um líquido incolor, de cheiro
característico, e o principal componente
do vinagre, que é uma solução aquosa
que contém de 3 a 7% desse ácido.
É o ácido mais importante economicamente. O
maior consumo de ácido sulfúrico se dá na
fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos
e o sulfato de amônio. É, ainda, utilizado nas
indústrias petroquímicas, de papel, de corantes
etc. e nos acumuladores de chumbo (baterias de
automóveis).
Principais ácidos e suas aplicações
56
Principais ácidos e suas aplicações
Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais fabricado e
consumido na indústria. À temperatura ambiente, é um líquido
incolor e fumegante (volátil). Ataca com violência os tecidos
animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. Seu
manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são
muito tóxicos. Uma das mais importantes aplicações do ácido
nítrico relaciona-se à fabricação de explosivos (TNT, nitroglicerina).
57
Segundo Arrhenius...
... Base é todo composto que, dissolvido 
em água, origina OH- como único ânion 
(o cátion varia de base para base).
Observe:
NaOH(s) Na+(aq) + OH -(aq)
Ca(OH)2(s) Ca
2+(aq) + 2OH-(aq)
Al(OH)3(s) Al
3+(aq) + 3OH-(aq)
Hidróxido de sódio sólido se dissolve em água 
produzindo íons Na+ e OH- em solução aquosa
H2O
H2O
H2O
Conceitução de ácidos e bases
Base de Arrhenius
Propriedades das Bases
✓Apresentam sabor adstringente;
✓Deixam vermelha a solução de fenolftaleína, e azul o papel
de tornassol, mantém alaranjada uma solução de
Metilorange.
Propriedades das Bases
Reação entre um ácido e uma base 
(reação de neutralização)
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Ácido + Base → Sal + Água
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + H2O2 2
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O
Classificação
1. Quanto ao Número de Hidroxilas
➢ Monobases: NaOH; NH4OH
➢ Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2
➢ Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3
➢ Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4
2. Quanto ao Grau de Dissociação Iônica
➢Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (1A) e
metais alcalinos terrosos (2A).
➢Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de
amônio (NH4OH) e as demais bases.
61
HIDRÓXIDO de +
nome do 
elemento +
Nox do 
elemento
NaOH : hidróxido de sódio
Ca(OH)2 : hidróxido de cálcio
Al(OH)3 : hidróxido de alumínio
Fe(OH)2 : hidróxido de ferro (II)
Fe(OH)3 : hidróxido de ferro (III)
NH4OH : hidróxido de amônio
- O nox do elemento só é usado quando ele apresentar mais 
de um e deve ser escrito em algarismos romanos.
- O NH4+ é o cátion amônio.
Bases
Fórmulas e nomenclaturas
62
Apesar de menos usada atualmente, existe a nomenclatura dos 
sufixos:
Fe(OH)2 : hidróxido ferroso. Fe(OH)3 : hidróxido férrico.
CuOH : hidróxido cuproso. Cu(OH)2 : hidróxido cúprico.
AuOH : hidróxido auroso. Au(OH)3 : hidróxido áurico.
Sn(OH)2 : hidróxido estanoso. Sn(OH)4 : hidróxido estânico.
Nox menor: Hidróxido (elemento) + OSO
Nox maior: Hidróxido (elemento) + ICO
Bases
Fórmulas e nomenclaturas
63
Conhecido por cal extinta ou apagada,
o hidróxido de cálcio é comumente
usado na construção civil (preparação
de argamassa).
Hidróxido de sódio. Comercialmente
(impuro) é conhecido por soda
cáustica. Usado na fabricação de
sabões, é altamente corrosivo.
Principais bases e suas aplicações
64
Hidróxido de amônia. Obtido pela
dissolução da amônia (NH3) em
água, o chamado amoníaco é usado
em alguns produtos de limpeza.
Usado como antiácido estomacal e laxante suave
o hidróxido de magnésio é conhecido por “leite
de magnésia”, quando em suspensão aquosa.
Principais bases e suas aplicações
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://www.madrevita.com.br/produtos/imagens/leitemagn.gif&imgrefurl=http://www.madrevita.com.br/produtos/leitemgn.htm&h=267&w=122&sz=17&hl=pt-BR&start=3&tbnid=QQK5b0z-6Ghf-M:&tbnh=113&tbnw=52&prev=/images?q=leite+de+magn%C3%A9sia&imgsz=small|medium|large|xlarge&gbv=2&svnum=10&hl=pt-BR&sa=G
65
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual 
o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
F ; O ; N ; Cl ; Br ; I ; S ; C ; ............. 
eletronegatividade decrescente
Apesar de existir, composto binário com flúor e oxigênio
NÃO É considerado óxido! Exemplos:
OF2 - Difluoreto de oxigênio.
O2F2 - Difluoreto de dioxigênio.
Óxidos
Definição e nomenclatura
66
Óxidos
67
Óxidos
68
Óxidos
69
É bastante parecida com a nomenclatura das bases:
ÓXIDO de
nome do 
elemento
nox do 
elemento
Na2O : Óxido de sódio.
CaO : Óxido de cálcio.
SO3 : Óxido de enxofre (VI).
FeO : Óxido de ferro (II).
Fe2O3 : Óxido de ferro (III).
CO2 : Óxido de carbono (IV).
(2) A maioria dos elementos formam 
mais de um óxido.
(1) Podem ser usadosos sufixos: 
OSO (menor Nox) e ICO (maior).
Óxidos
Definição e nomenclatura
70
A I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry) 
recomenda a nomenclatura de prefixos:
Fe 2 O 3 :
Óxido de ferro (III).
Óxido férrico.
Trióxido de diferro. (recomendada)
CO2 : Dióxido de (mono)carbono.
CO : Monóxido de (mono)carbono.
P2O5 : Pentóxido de difósforo.
Cl 2O7 : Heptóxido de dicloro.
Óxidos
Definição e nomenclatura
Óxidos Básicos: Formados por elementos dos grupos 1 A e 2 
A, e reagem com água formando bases e com 
ácidos formando sal e água.
Exemplos: Na2O ; K2O ; CaO ; MgO ; FeO
ÓX. BÁSICO + ÁGUA = BASE
CaO + H2O = Ca(OH)2
cal viva (virgem) cal extinta 
(apagada)
Na2O + H2O = 2 NaOH
Classificação
Óxidos Básicos
ÓX. BÁSICO + ÁCIDO = SAL + ÁGUA
Na2O + 2 HCl → 2 NaCl + H2O
MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O
Óxidos
Óxidos Básicos
73
Óxidos Ácidos
:
São formados por ametais e reagem com água
formando ácidos e com bases formando sal e
água.
Exemplos : SO3 ; CO2 ; N2O5 ; Mn2O7 ; Cl 2O6
ÓX. ÁCIDO + ÁGUA = ÁCIDO
SO3 + H2O = H2SO4
CO2 + H2O = H2CO3
Óxidos
Óxidos Ácidos (anidridos)
ÓX. ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA
2 NaOH+CO2 = Na2CO3 + H2O
Ca(OH)2+SO3 = CaSO4 + H2O
Óxidos
Óxidos Ácidos (anidridos)
75
Óxidos Anfóteros : São óxidos de caráter intermediário entre ácido e 
básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e 
água.
Exemplos : ZnO ; Al 2O3 ; PbO ; SnO 
ÓX. ANFÓTERO + ÁCIDO = SAL + ÁGUA
ZnO 2 HCl = ZnCl 2 + H2O+
Óxidos
Óxidos Anfóteros
BASE + ÓX. ANFÓTERO = SAL + ÁGUA
2 NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O
76
Óxidos Neutros: Também chamados indiferentes, não
reagem com ácidos, nem com bases nem
com água.
Exemplos : CO ; NO ; N2O
Óxidos 
Duplos:
São considerados como resultantes da união 
de dois outros óxidos. 
Exemplos :
FeO + Fe2O3 → Fe3O4
Óxidos
Classificação
M3O4
Fe, Pb, Mn
Fe3O4; Pb3O4; 
Mn3O4
77
Peróxidos : São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e 
hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1.
Exemplos : H2O2 ; Na2O2 ; K2O2 ; CaO2
Superóxidos : São compostos binários que apresentam a
estrutura, na qual cada oxigênio possui um nox
médio igual a -1/2.
Exemplos : Na2O4 ; K2O4 ; CaO4
Óxidos
Classificação
M2O2 - MO2
M. Alcalinos M. Alc. Terrosos
78
A água mineral e os refrigerantes gaseificados contêm gás
carbônico, que reage com a água, produzindo um meio ácido.
Principais óxidos e suas 
aplicações
O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor,
com viscosidade semelhante à de um xarope, que explode
violentamente quando aquecido. As soluções aquosas diluídas de
peróxido de hidrogênio são de uso comum. Os frascos de água
oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provoca
sua decomposição:
79
Na preparação da argamassa, a cal viva
ou virgem (CaO) é misturada à água,
ocorrendo uma reação que libera grande
quantidade de calor:
A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é
encontrado na natureza como constituinte do mármore, do calcário
e da calcita:
Principais óxidos e suas 
aplicações
80
Segundo Arrhenius...
... Sal é toda substância que, em 
solução aquosa, sofre dissociação, 
liberando pelo menos um cátion 
diferente de H+ e um ânion diferente de 
OH– ou O2–.
Conceituação de Sal
81
BASE ÁCIDO SAL ÁGUA+ +=
NaOH HCl NaCl H2O+ +=
HOH
A reação de um ácido com uma base recebe
o nome de neutralização ou salificação.
Obtenção de sais
82
Veja alguns exemplos:
Ácido clorídrico + hidróxido de sódio
HNO3 + NaOH → NaNO3 + HOH
HCl + NaOH → NaCl + HOH
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2HOH
H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3HOH
Ácido nítrico + hidróxido de sódio
Ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio
Ácido fosfórico + hidróxido de potássio
Em uma neutralização total ácido-base todos os H +
provenientes do ácido e todas as OH – provenientes da base 
reagem formando H2O.
Neutralização Total
Definição
83
ÁCIDO
ídric
o
oso
ico
ÂNION
eto
ito
ato
Ácico
(ídrico)
•HF 
fluorídrico
•HCl 
clorídrico
•HBr 
bromídrico
•HI 
iodídrico
•HCN 
cianídrico
•H2S 
sulfídrico
Ânion (eto)
•F-
fluoreto
•Cl-
cloreto
•Br-
brometo
•I-
iodeto
•CN-
cianeto
•S2-
sulfeto
Ácido (oso)
•H2SO3
sulfuroso
•HNO2
nitroso
•HClO2
cloroso
•HClO
hipocloros
o
•H3PO3
(*)
fosforoso
•H3PO2
(**)
hipofosfo-
roso
Ânion (ito)
•SO3
2-
sulfito
•NO2
-
nitrito
•ClO2
-
clorito
•ClO-
hipoclorito
•HPO3
2-
fosfito
•H2PO2
-
hipofosfito
Ácido (ico)
•H2SO4
sulfúrico
•HNO3
nitrico
•HClO3
clórico
•HClO4
perclórico
•H3PO4
fosfórico
•CH3COOH 
acético
Ânion (ato)
•SO4
2-
sulfato
•NO3-
nitrato
•ClO3
-
clorato
•ClO4
-
perclorato
•PO4
3-
fosfato
•CH3COO
-
acetato
Neutralização Total
Nomenclatura dos ânions
84
NaCl : cloreto de sódio (HCl : ác. clorídrico)CaSO3 :sulfito de cálcio (H2SO3 : ác. sulfuroso)Al PO4 : fosfato de alumínio (H3PO4 : ác. fosfórico)
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do 
ácido que originou o ânion participante do sal, pela mudança de 
sufixos. Assim, temos:
nome do 
sal
nome do 
ânion
nome do 
cátion
de
Exemplos:
nox do 
cátion
Neutralização Total
Sais normais: fórmulas e 
nomenclatura
85
CuSO4 . 5 H2O : Sulfato de cobre (II) pentaidratado
Sais 
hidratados:
São sais que possuem moléculas de 
água “infiltradas” em seu retículo 
cristalino.
CoCl2 . 6 H2O : Cloreto de cobalto (II) hexaidratado
FeSO4 . 7 H2O : Sulfato de ferro (II) heptaidratado
Na2SO4 . 10 H2O : Sulfato de sódio decaidratado
Veja mais exemplos:
Sais Hidratados
86
É o principal componente do sal de cozinha,
usado na nossa alimentação. No sal de cozinha,
além do NaCl, existem outros sais, como os
iodetos ou iodatos de sódio e potássio (NaI,
NaIO3; KI, KIO3), cuja presença é obrigatória por
lei. Sua falta pode acarretar a doença
denominada “bócio”, vulgarmente conhecida
como papo.
O fluoreto de sódio é usado como
anticárie, pois inibe a desmineralização
dos dentes, tornando-os menos
suscetíveis à cárie.
Principais sais e suas aplicações
87
Esse sal é conhecido como salitre do Chile, sendo muito utilizado na
fabricação de fertilizantes (adubos).
A transformação do NaNO3 em nitrato de potássio (KNO3) permite a
fabricação da pólvora negra, que é um dos explosivos mais comuns,.
Principais sais e suas aplicações
88
Usado como antiácido estomacal (“sal de fruta”),
o bicarbonato de sódio também está presente em
alguns tipos de extintores de incêndio.
Principal constituinte do mármore e do calcáreo, o
carbonato de cálcio pode ser encontrado até nos
cremes dentais!
Principais sais e suas aplicações
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Este sal pode ser encontrado na forma
de sal anidro, ou seja, sem água
(CaSO4), ou de sal hidratado, isto é,
com água (CaSO4 · 2 H2O), sendo essa
forma conhecida por gipsita.
Encontrado na crosta terrestre, é um sal que
constitui a matéria-prima utilizada na
produção do elemento fósforo. Quando
tratado com ácido sulfúrico, produz
fertilizante fosfatado.
A “farinha de osso” contém fosfato de cálcio
obtido pela calcinação de ossos de animais.
Principais sais e suas aplicações
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Com propriedades germicidas, o hipoclorito
de sódio é usado no tratamento da água de
piscinas, bem como da água para beber.
Está presente na “água de lavadeira”.
Principais sais e suas aplicações
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Dar nome aos seguinte ácidos 
(solução aquosa)
92
Dar nome ou a fórmula das seguintes 
bases: