unidade 2

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Química Inorgânica 
Teórica e Experimental 
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Dr.ª Solange de Fátima Azevedo Dias
Revisão Textual:
Prof. Me. Claudio Brites
Funções Inorgânicas
• Introdução;
• Função: Óxido;
• Função Sal;
• Balanceamento de Reações 
Químicas ou Estequiometria.
• Identifi car as funções inorgânicas;
• Conhecer as aplicabilidades de óxidos e sais;
• Entender as reações e fazer o balanceamento de equações químicas.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Funções Inorgânicas
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas:
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos e 
sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Funções Inorgânicas
Introdução
A ferrugem, que aparece em grades e postes de ferro, é uma reação típica do 
ferro com o oxigênio na presença da umidade do ar. A cor acastanhada é a de 
um composto químico conhecido como hidróxido de ferro. Em outros metais, 
vemos a formação de uma camada de coloração diferente da do metal, típica dos 
óxidos formados pela reação do metal com o oxigênio. Os exemplos: alumínio 
(a), ferro (b) e cobre (c), como são ilustrados na Figura 1, constituem a resultante 
de reações químicas ocorridas entre um metal, ou uma liga (mistura de metais) 
com o ambiente. Nesse tipo de reação química, pode ocorrer, ou não, uma perda 
de matéria metálica considerável. Esse processo é chamado de corrosão, em que 
ocorre uma reação de oxidação do metal e uma reação de redução do oxigênio. 
Portanto, a ferrugem é a camada que se forma sobre o ferro, ou seja, a degrada-
ção do ferro em forma de hidróxido.
Figura 1 – Exemplos de óxidos: (a) de alumínio, (b) de ferro e (c) de cobre
Fonte: iStock/Getty Images
Nem sempre temos de encarar a oxidação do metal como algo prejudicial ao ma-
terial, pois as camadas de óxidos formadas sobre a superfície do metal e das ligas, 
como o aço, podem ser consideradas uma proteção do material. O Al2O3 (óxido de 
alumínio, chamado de alumina) é um exemplo de óxido que protege o alumínio.
Outro exemplo é a prata (Agº), pois, quando sofre oxidação em decorrência do 
ambiente estar em pH ácido (H+), ela fica com cor escura, enegrecida. Esse escu-
recimento é pelo AgO (óxido de prata) que se formou sobre ela. Nesse caso, ao se 
retirar a parte escura do óxido, a perda de prata é quase insignificante e ela volta 
a ter sua cor característica.
Função: Óxido
Um metal oxidado é um óxido do mesmo metal e pode ter colorações variadas, 
como: avermelhada, preta, azulada, esverdeada, branca etc. Os metais, quando se 
oxidam, podem mudar drasticamente de cor. Por exemplo, o cobre (Cu) oxida-se na 
presença de nitrogênio e oxigênio do ar, formando o zinabre, um composto verde de 
nitrato de cobre. Os metais estrôncio e o ferro ficam avermelhados.
8
9
O termo “oxidar” significa “reagir com oxigênio”, ou seja, entrar em combustão 
ou sofrer uma reação de óxido-redução (assunto da próxima Unidade). O primeiro 
caso pode ocorrer quando se leva um metal à chama. O magnésio (Mgº), quando 
levado à chama, reage com o oxigênio e se transforma em um pó branco, liberando 
uma fortíssima luz branca. Veja o vídeo a seguir:
Síntesis de óxido de magnesio, acesse em: https://youtu.be/Fihh0G8zomE.
Ex
pl
or
O pó branco, quando é colocado no béquer e misturado com água, não fica to-
talmente solúvel, porém forma uma mistura esbranquiçada de óxido de magnésio. 
A essa mistura é adicionada um indicador de pH, que imediatamente muda a cor da 
solução para rosa, indicando que a mistura é básica.
Veja os perigos das reações químicas: no momento em que o magnésio está 
se oxidando durante sua combustão, se quiséssemos apagar a chama, poderí-
amos colocá-lo na água, mas, surpreendentemente, ele continuaria queimando 
dentro da água e, pior, reagiria com a água com a liberação de hidrogênio e 
posterior explosão, o que poderia ter graves consequências. Tudo dependerá da 
quantidade usada: se for muito pouca, será divertido; mas um pouco mais, um 
acidente sério com riscos de morte poderá ocorrer. 
Nas reações de óxido-redução ocorrem transferências de elétrons. Observe 
a Figura 2.
Uma pequena lâmina do metal zinco (Zn), de cor cinza, está mergulhada em 
uma solução do sal sulfato de cobre (CuSO4) de cor azul. Com o passar do tempo, 
o metal cobre (Cu) deposita-se na superfície do metal zinco (Zn).
Reação de óxido-redução:
Figura 2 – Reação de óxido-redução entre o Znº e o Cuº
9
UNIDADE Funções Inorgânicas
Na reação da Figura 2, ocorreu uma transferência de elétrons:
Znº(s) + CuSO4(aq) → Cuº(s) + ZnSO4(aq)
ou seja, o zinco (Zn) perde 2 elétrons
Znº(s) + Cu
2+
(aq) + SO4
2-
(aq) → Cuº(s) + Zn
2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
e o cobre (Cu) sofre uma redução, passando a cobre metálico (Cuº)
Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Cuº(s) + Zn
2+
(aq)
claramento, o zinco (Zn) sofreu uma oxidação
Zn(s) → Zn
2+
(aq)
Cu2+(aq) → Cu(s)
Assista à vídeoaula sobre a reação de óxido-redução no link a seguir e observe a mudança de 
cor do metal ferro (Feº) para acobreado após ser mergulhado em solução de sulfato de cobre 
(CuSO4). Disponível em: https://youtu.be/WPzErdAYifo.
Ex
pl
or
Os óxidos são compostos químicos inorgânicos com dois elementos, sendo um 
deles o oxigênio (O).
Molecular (ametais) Iônico (metais)
S, C, N,CL (Fe, Ni, AL, Zn, Si, ...)
YO
Elemento + Oxigênio (O)
Os óxidos com dois elementos são chamados de binários. A maioria dos metais 
têm tendência a liberar elétrons para se tornar estável. Dessa forma, reagem facil-
mente com o oxigênio, que é um agente oxidante. Isso pode causar perda de massa 
do metal ou formar uma camada que serve como proteção anticorrosiva. Em algu-
mas situações, o óxido formado é utilizado em processos industriais. Veja algumas 
reações e exemplos de utilização do óxido metálico na Tabela 1.
Você pode também assistir a um vídeo sobre a oxidação de metais por chama, ele é 
rápido, veja: https://goo.gl/qYvAAn.Ex
pl
or
→
→
→→
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Tabela 1 – Reação de formação de óxidos e exemplos
Reação Nome
2 Fe + O2 2 FeO
Óxido de ferro II ou óxido de ferro.
Processos catalíticos.
Em reação com o carbono (C), é utilizado na fabricação do aço.
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
Óxido de ferro III ou trióxido de ferro 
ou óxido férrico.
Faz parte da composição, juntamente com o óxido de titânio, de 
compósitos dentários.
Gravação magnéticade discos rígidos.
2 FeO + 2Fe2O3 → 2Fe3O4
Tetróxido de ferro (magnetita) Pedra imã
2 Mg + O2 → 2 MgO
Óxido de magnésio Antiácido (leite de magnésia)
Zn + 1/2 O2 → ZnO
Óxido de zinco Creme dental
Ca + ½ O2 → CaO
Óxido de cálcio
Cal virgem, cimento e cerâmicas, tratamento de água e esgoto, 
inseticidas. Purificação de açúcares, óleos vegetais e sucos de frutas.
Produção de vidro.
Classifi cação de óxidos
• Óxidos ácidos: são os óxidos que podem reagir com água, formando um ácido;
• Óxidos básicos: reagem com água e formam bases;
• Óxidos neutros: não reagem nem com ácidos e nem com bases;
• Óxidos anfóteros: reagem com ácidos formando um óxido ácido. Quando 
estão na presença de uma base, formam os óxidos básicos. Exemplo: óxido 
de zinco (ZnO);
• Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O2)
2- , como a 
água oxigenada (H2O2). (BROWN, 2005)
Assista ao vídeo a seguir que poderá melhorar sua compreensão do conceito de óxido. 
Disponível: https://youtu.be/PNwONerka5I.Ex
pl
or
Veja os exemplos na Tabela 2, que demostram: na 1ª coluna, as reações entre 
óxidos e água; na 2ª coluna, o nome da substância formada; e na 3ª, a aplicação 
das mesmas.
Tabela 2 – Reações químicas, classifi cação de óxidos
Óxido + água – a.1. Ácido Aplicações
SO3 (g) + H2O(l) → H2SO4 (aq)
trióxido de enxofre Ácido sulfúrico Solução de bateria.
CO2 (g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
dióxido de carbono Ácido carbônico
Gaseificação de águas e refrigerantes.
Respiração.
Fotossíntese.
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UNIDADE Funções Inorgânicas
Óxido + H2O – a.2. Base Usos
1 Na2O(g) + 1 H2O(l) → 2 NaOH(aq)
óxido de sódio Hidróxido de sódio Fabricação de sabões.
CaO (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2
óxido de cálcio Hidróxido de cálcio Tratamento dentários.
2 MgO (s) + 2 H2O (l) → 2 Mg(OH)2
óxido de magnésio Hidróxido de magnésio Fabricação de antiácido.
Óxidos – a.3. Neutros Usos
N2O (g) → NÃO REAGE COM ÁGUA 
Óxido nitroso -
Anestésico; emissão em solos por bactérias.
Aumento de potência de motor.
CO (g) → NÃO REAGE COM ÁGUA
Monóxido de carbono -
Gás resultante da combustão incompleta 
de combustível, altamente venenoso.
Óxidos – a.4. Anfóteros -
Zn +2HCl (l) → ZnCl2 + H2
Cloreto de zinco Cloreto básico de zinco
Aditivo alimentício.
Processo galvânicos.
 ZnO +2NaOH = Na2ZnO2 + H2O Zincato de sódio Banho em metais.
(H2O2) Água oxigenada
Uso medicinal para limpeza de ferimentos; 
clareamento dental. 
(Na2O2) Peróxido de sódio Usado como alvejante.
N2O5 Pentóxido de dinitrogênio Preparação de explosivos
Nomenclatura dos óxidos
Observe os elementos da TP das Famílias IA, IIA, IIIA e os elementos Zn e Ag, 
sinalizados com a seta azul ( ):
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
5
6
7
21
HeH
4 5 6 7 8 9 103
Be B C N O F NeLi
12 13 14 15 16 17 1811
Mg Al Si P S Cl ArNa
20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 3619
Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrK
38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 5437
AgSr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Cd In Sn Sb Te I XeRb
56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 8655
Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnCs
88 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 11887
Sg Rg Fl UupRa Rf Db Bh Hs Mt Ds Cn Uut Lv Uus UuoFr
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
DyLa Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb Lu
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Grupo
Periodo
Lantanideos
Actinideos
Figura 3 – Tabela periódica dos elementos
Fonte: Wikimedia Commons
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Nomenclatura: óxido + de + nome do elemento:
Óxido de lítio- Li2O Óxido de sódio- Na2O Óxido de potássio- K2O
Óxido de magnésio-MgO Óxido de cálcio- CaO Óxido de alumínio- AL2O3
Óxido de bário- BaO Óxido de zinco- ZnO Óxido de prata- Ag2O
Nomenclatura dos demais óxidos:
Óxido + de + nome do elemento + nox do elemento em algarismo romano, ou
as terminações ICO ou OSO
• FeO = óxido de Ferro II ou óxido ferroso
• Fe2O3 = óxido de Ferro III ou férrico
• CO = monóxido de carbono
• CO2 = dióxido de carbono ou gás carbônico
• N2O = monóxido de nitrogênio ou óxido nitroso
• N2O3 = trióxido de dinitrogênio ou anidro nitroso
• NO = óxido nítrico
Formulação
Fe2O3 { Óxido de Ferro (III)Óxido de FérricoTrióxido de diferro
• CaO – óxido de cálcio
Ca 2+ + O 2-
Ca2O2 simplifica-se
CaO
• Al2O3 – Óxido de alumínio
Al 3+ + O 2-
Al2O3 a valência do O passa para 
o AL e, do AL passa para o O.
• CO2 – dióxido de carbono ou gás carbônico
C 4++ O2-
C2O4 simplifica-se
CO2
→ →
→
→ →
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UNIDADE Funções Inorgânicas
Reações de formação de óxidos, não metálicos
• N2(g) + 2O2(g) → 2 NO2(g) → Dióxido de nitrogênio.
• N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) → Monóxido de nitrogênio.
• S8(s) + 12 O2(g) → 8 SO3(g) → Trióxido de enxofre.
• S8(s) + 8 O2(g) → 8 SO2(g) → Dióxido de enxofre.
Função Sal
Uma substância é definida como sal quando, em solução aquosa (água), produz 
um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. Ou seja, não pode apre-
sentar na molécula o H e nem o OH.
Na Tabela 3, estão representados sais de diferentes substâncias e a aplicabilidade 
dos mesmos na vida cotidiana.
Tabela 3 – Exemplos de sais e aplicação
Sulfato de cálcio (gesso)
Figura 4
Fonte: iStock/Getty Images
(a) Bicarbonato de sódio
Figura 5
Fonte: iStock/Getty Images
(b) Cloreto de sódio
Figura 6
Fonte: iStock/Getty Images
CaSO4 (c)(a) Carbonato de cálcio (antiácido).
(b) Composição da casca de ovo.
(c) Medicamentos.
CaCO3
Figura 8
Fonte: iStock/Getty Images
Fluoreto de sódio (NaF)
Composição de creme dental
Figura 7
Fonte: iStock/Getty Images
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Hipoclorito de sódio (NaClO)
Processo de tratamento de água
Figura 9
Fonte: iStock/Getty Images
Nitrato de sódio – fertilizantes
NaNO3
Figura 10
Fonte: iStock/Getty Images
Exemplos de sais:
• NaCl(s) → Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) (CLORETO DE SÓDIO);
• CaSO4(s) → Ca
2+
(aq) + SO4
2-
(aq) (SULFATO DE CÁLCIO);
• Ca3(PO4)2(s) → 3 Ca
2+
(aq) + 2 PO4
3-
(aq) (FOSFATO DE CÁLCIO);
• (NH4)3PO4(s) → 3 NH4
+
(aq) + 1 PO4
3-
(aq) (FOSFATO DE AMÔNIO);
• Mg3(BO3)2(s) → 3 Mg 
2+
(aq) + 2 BO3
3-
(aq) (BORATO DE MAGNÉSIO).
Os sais podem ser obtidos pela reação entre um ácido e uma base, chamada de 
reação de neutralização total. Observe que as reações resultam sempre em SAL 
e ÁGUA. Os sais podem ser encontrados dissolvidos na água do mar, observe a 
Figura 11.
Figura 11 – Biota marinha
Fonte: iStock/Getty Images
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UNIDADE Funções Inorgânicas
Exemplos de reações de neutralização total:
Tabela 4
Ácido + Base → Sal + Água
a. HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(l)
(Nitrato de potássio)
b. 2 HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
(Cloreto de cálcio)
c. H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
(Sulfato de sódio)
d. H2SO4(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgSO4(aq) + 2 H2O(l)
(Sulfato de magnésio)
e. 2 H3PO4(aq) + 3 Ba(OH)2(aq) → Ba3(PO4)2(aq) + 6 H2O(l)
(Fosfato de bário)
Para facilitar a formulação da reação, observe uma forma genérica de formação 
de compostos inorgânicos salinos:
cátion ânion sal
(A)X+ + (B)Y- → AYBX
Al3+ + Cl 1- → AlCl3
Nomenclatura de sais
Como os sais são derivados da reação de neutralização total entre um ácido e 
uma base, a nomenclatura de sais vai depender do nome do ácido:
Tabela 5
Ácido (terminação) Sal Exemplo- ácido Exemplo de sal
Ídrico eto ácido clorídrico cloreto de _______
Ico ato ácido carbônico carbonato de _____
Oso ito ácido nítroso nitrito de _______
Exemplos:
Reação de neutralização total com o respectivo nome do sal
• 2 HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
ácido nítrICO nitrATO de magnésio
• H3PO4 + NaOH → H2O + Na3PO4
Ácido fosfórICO fosfATO de sódio
• 1 HBr + 1 KOH → 1 KBr + 1 H2O de potássio
Ácido bromÍDRICO bromETO de potássio
• 3 H2SO3 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO3)3 + 6 H2O
ácido sufurOSO sulfITO de alumínio
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Assista ao vídeo do link a seguir que poderá elucidar algumas dúvidas sobre reações de 
neutralização total: https://youtu.be/WvLaX5xP_EM.Ex
pl
or
Importante!
As estalactites e as estalagmites que são observadasna Figura 12 são sais de cálcio 
(carbonato de cálcio – CaCO3). As formações rochosas sedimentares do teto da gruta 
são chamadas de estalactites. As que crescem no solo em direção ao teto são chama-
das de estalagmites.
Esse é um fenômeno ocasionado por águas de chuvas ou de rios, que atravessam os 
espaços das estruturas da gruta, carregando o calcário, que é insolúvel em água em pH 
ácido. Essa mistura água + calcário goteja do teto da gruta, formando as estalactites, 
que são fragmentos do mineral, pois a água é proveniente de pingos da mistura que 
caem no solo durante um período de milhares de anos.
Figura 12 – Gruta azul – Bonito – Mato Grosso do Sul
Fonte: iStock/Getty Images
Você Sabia?
Balanceamento de Reações 
Químicas ou Estequiometria
A Lei de Lavoisier, também chamada de Lei da Conservação das Massas, diz: 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”; ou, tecni-
camente falando, a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas 
dos produtos. Dessa forma, em uma reação química, os produtos são formados a 
partir de reagentes e os átomos de elementos presentes nos reagentes aparece-
rão na mesma quantidade nos produtos formados.
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UNIDADE Funções Inorgânicas
Veja:
1A + 1B → 2C
• Os números antes das letras são chamados de coeficientes estequiométricos; e
• As letras antes da seta são dos reagentes (A e B) e o(s) produto(s) (C) aparece(m) 
após a seta. 
Observe a queima do etanol (álcool etílico):
1. C2H6O + O2 → CO2 + H2O
O etanol tem: C2H6O
Reagente:
C = 2 átomos H = 6 átomos e O= 1 átomo
Os produtos têm: CO2 e H2O
C = 2 H = 2 O = 2 do CO2 + 3 do H2O
A maior fórmula é o C2H6O (possui nove átomos). Por isso, ela recebe o 
coeficiente 1.
1 C2H6O + O2 → CO2 + H2O
Como há dois átomos de carbono nos reagentes, iguala-se a quantidade de 
átomos de carbono nos produtos. Assim, coloca-se o coeficiente 2 na fórmula 
do CO2, produto.
1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + H2O
O n.º 1 não precisa ser colocado.
Agora, é fácil igualar a quantidade de hidrogênios, pois existem 6 átomos 
nos reagentes e devem estar os mesmos átomos nos produtos. Como o único 
produto que possui hidrogênio é a água, precisamos do coeficiente 3.
1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3H2O
Para finalizar, há 7 átomos de oxigênio nos produtos, faltando um coeficiente 
3 em frente da molécula de oxigênio nos reagentes. Consequentemente:
1 C2H6O + 3O2 → 2 CO2 + 3H2O
→ →→
→ →→→
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2. Veja o caso de formação de uma molécula de H2O:
H2 + O2 → H2O 2
Forma de leitura: uma molécula de hidrogênio reage com uma molécula de 
oxigênio e produz água.
A reação de formação da água não está balanceada, ou seja, tem-se: 
2 átomos de H:
2 átomos de O REAGENTES
2 átomos de H
1 átomo de O+2H PRODUTOS
Como reagentes e produtos devem, teoricamente, ter a mesma quantidade 
de átomos, nota-se que:
Reagentes Produtos
H = 2 H = 2
O = 2 O = 1
Precisamos acertar os coeficientes estequiométricos, começando pelo oxigênio, 
pois usaremos a regra:
• 1º. Faça o balanceamento dos elementos que aparecem em menor número 
nas fórmulas químicas de cada lado da equação. No caso, na água, existe 
apenas um átomo de oxigênio, porém, no lado dos reagentes, existem 
2 átomos desse elemento. Experimentemos colocar um coeficiente 2 na 
frente da fórmula da água:
H2 + O2 → 2 H2O
Agora, os átomos de oxigênio estão balanceados, porém, há 4 átomos de 
hidrogênio no lado dos produtos e apenas 2 átomos desse elemento do lado 
dos reagentes. Logo, falta um coeficiente 2 à frente da molécula de hidrogênio:
 Tabela 6
Reagentes (R) Produtos
2H 2 + O2 → 2H2O
SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (aq) (balanceada)
SO2 (g) + ½ O2 (g) → SO3 (g) (balanceada)
SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq) (balanceada)
CO2(g) + H2O (l) → H2CO3 (l) (balanceada)
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UNIDADE Funções Inorgânicas
A Figura 13 ilustra a cidade de São Paulo com a atmosfera poluída por gases 
que reagem com a água da chuva, formando, como produtos, ácidos. Quando 
ocorre uma alta concentração de gases como o CO2, naturalmente, produzidos da 
respiração dos seres vivos, queima de óxidos de enxofre (SOX) e óxidos de nitrogê-
nio (NOX) contidos na atmosfera reagem com o hidrogênio contido na molécula de 
água, formando ácidos, que retornam ao solo como chuva ácida.
Essas águas ácidas podem prejudicar a saúde de seres vivos, como o sistema 
respiratório ou causar problemas oculares (conjuntivites). É um dos fatores de de-
sestabilidade de ecossistemas, afetando o solo, plantações e pastagens. A chuva 
ácida também danifica monumentos, pinturas de prédios e veículos, aumentando 
a oxidação de metais.
Obs.: o “x” ligado ao oxigênio (Ox) das moléculas dos gases citados no texto 
são as variações de n.º de oxidação dos óxidos. Exemplo, NO2, NO, SO, SO2, que 
ficam na atmosfera poluída.
Figura 13 – A atmosfera poluída da cidade de São Paulo
Fonte: iStock/Getty Images
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Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Química geral: conceitos essenciais
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: Grupo A 
Editorial, 2010. (e-book)
Química geral
CHRISTOFF, P. Química geral. Curitiba: Editora Intersaberes, 2015. (e-book) 
Química inorgânica
HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G. Química inorgânica. 4. ed. Rio de Janeiro: 
Grupo GEN, 2013, v.1. (e-book)
Reações de oxi-redução e suas diferentes abordagens
KLEIN, Sabrina G.; BRAIBANTE, Mara E. F. Reações de oxi-redução e suas dife-
rentes abordagens. Quím. nova esc., São Paulo, v. 39, n.° 1, p. 35-45, fev. 2017.
Química Geral
ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L. M.; KRIEGER, P. J. Química Geral. Porto Alegre: 
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UNIDADE Funções Inorgânicas
Referências
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