COMPOSTOS_INORGNICOS (1)

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COMPOSTOS INORGÂNICOS
Professor Ewerton Carvalho
UFRA
1
 A classificação inicial dos compostos inorgânicos foi feita a partir do sabor:
ÁCIDO
Latim: acidus (azedo)
BASES ou ALCÁLIS
Árabe: al-kali (Cinzas de plantas)
 O homem ao longo dos anos descobriu e sintetizou milhões de compostos diferente, os quais são divididos em dois grande grupos:
Compostos químicos
Orgânicos
Inorgânicos
1. INTRODUÇÃO
Funções Inorgânicas
Sais
Bases
Ácidos
Óxidos
 A Química agrupa as substâncias com propriedades químicas semelhantes em agrupamentos denominados de funções químicas: 
1. INTRODUÇÃO
1. INTRODUÇÃO
UFRA
	Muitas reações químicas ocorrem em solução, tendo como água (solução aquosa).
Substância solúvel: dissolve–se em grande quantidade em um determinado solvente.
Ex.: NaCl em água
Substância insolúvel: não se dissolve significativamente em um determinado solvente.
Ex.: CaCO3 em água
4
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
UFRA
Eletrólito: é uma substância que forma íons em solução (solução eletrolítica).
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Não–eletrólito ou Molecular: é uma substância que não forma íons em solução (Solução não – eletrolítica).
C12H22O11(s) → C12H22O11(aq)
Obs1: as moléculas de soluto de uma solução não–eletrolítica estão intactas e dispersas entre as moléculas de solvente.
5
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
UFRA
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
Obs2: alguns eletrólitos, como os ácidos, existem como moléculas que só formam íons quando se dissolvem, ou seja, em solução;
Ex.: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Obs3: Dissociação x Ionização
Dissociação (iônica ou eletrolítica): eletrólito formado por íons no estado sólido (Ligação Iônica)
Molécula de HCl
Ionização: eletrólito formado por moléculas, pois moléculas que não possuíam originalmente íons passam a tê-los (livres no solvente) (Ligação Covalente) 
Ex.: NaCl, CuSO4, NaOH, KOH, etc
Ex.: HCl, H2SO4, CH3COOH, HCN, HNO3, NH4OH, etc
7
Svante Arrhenius
UFRA
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA DE ARRHENIUS (1887)
Os eletrólitos quando estão dissolvidos em água, se decompõem em átomos ou grupos de átomos eletricamente carregados (íons).
8
Svante Arrhenius
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
Quanto maiores forem as concentrações dos íons na solução e maior a velocidade com que se desloquem, maior será a quantidade de eletricidade que passará através da solução e maior será a sua condutividade elétrica.
Não-eletrólito
Eletrólito fraco
Eletrólito forte
UFRA
2. ELETRÓLITOS E NÃO - ELETRÓLITOS
Eletrólito forte: é uma substância que está presente quase totalmente na forma de íons em solução;
Eletrólito fraco: é uma substância incompletamente ionizada em solução (maior parte das moléculas permanece intacta).
Obs.: Na mesma concentração molar de soluto, um eletrólito forte é um condutor melhor do que um eletrólito fraco.
10
3. ÁCIDOS
UFRA
Svante Arrhenius
ÁCIDO é um composto que contém hidrogênio e reage com a água para formar íons hidrogênios (H+)
H2SO4 → 2H+ + SO42-
HCl → H+ + Cl-
HNO3→ H+ + NO3-
11
3. ÁCIDOS 
De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis:
CLASSIFICAÇÃO
Monoácidos: HCl, HNO3, etc.
Poliácidos: 
Diácidos: H2CO3, H2SO4, etc; 
Triácidos: H3PO4, H3BO3, etc; 
Tetrácidos: H4P2O7, H4SiO, etc.
Exceções: 
Todo hidrogênio dos hidrácidos é ionizável. Só é considerado ionizável o hidrogênio nos oxiácidos que está ligado a um átomo de oxigênio na molécula.
UFRA
3. ÁCIDOS 
CLASSIFICAÇÃO
De acordo com a presença, ou não, de oxigênio na molécula:
 Hidrácidos: não contêm oxigênio;
		Ex.: HCl, HBr, H2S
Oxiácidos: contêm oxigênio;
		Ex.: HNO3, H2SO4, H3PO4
De acordo com a extensão com que ionizam:
 Ácidos fortes: ionizam completamente;
		Ex.: HCl, H2SO4, HNO3
 Ácidos fracos: ionizam parcialmente.
		Ex.: HCN, HF, CH3COOH
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 A ionização é um processo químico através do qual uma substância molecular se transforma em íons.
Equação de Ionização de Ácidos
 Os ácidos se ionizam em solução aquosa liberando o H+.
Exemplos:
HCl → H+ + Cl– 
HBr → H+ + Br– 
HClO → H+ + ClO– 
H2S → 2 H+ + S2– 
H2SO4 → 2 H+ + SO42– 
Ácidos 
Sistema de Nomenclatura de Ácidos
 Os nomes oficiais dos ácidos seguem as seguintes regras: 
a) Hidrácidos: 
Ácido nome do elemento + ídrico. 
Exemplos: 
HCl =
HBr =
HF =
HCN =
Ácidos 
Sistema de Nomenclatura de Ácidos
b) Oxiácidos: 
per +	 	ico (somente os com Cl, Br, I, e F)
	 nome do elemento + ico
 		 oso
hipo +	 	oso (somente os com Cl, Br, I, e F)
	Prefixo/sufixo	Hipo- -oso	-oso	-ico	Per- -ico
	Nox do elemento central	+1 ou +2	+3 ou +4	+5 ou +6	+7
Regra Prática
Ácidos 
Sistema de Nomenclatura de Ácidos
Exemplos: 
b) Oxiácidos: 
H2SO4	 					 H2SO3
HClO						 HClO2
HClO3		
HClO4
H2CO3	 
HNO2
Ácidos e Bases segundo Bronsted-Lowry
ÁCIDO: Espécie química capaz de transferir (doar) o próton H+.
BASE: Espécie química capaz de retirar (receber) o prótons H+ de outra espécie.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
HCl(g) + NH3(l) → NH4+(aq) + Cl-(aq)
H+
H+
ÁCIDO
BASE
ÁCIDO
BASE
UFRA
Ácidos e Bases segundo Bronsted-Lowry
PAR CONJUGADO
Ácido Conjugado: O ácido conjugado resulta quando um próton é adicionado à base .
Base Conjugada: A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie que resulta quando um próton é removido do ácido .
H+
H+
UFRA
Ácidos e Bases segundo Bronsted-Lowry
Exercício 01 - Aplicando-se o conceito de ácido-base de Brönsted-Lowry à reação abaixo equacionada, verifica-se que:
Resposta: Letra B
UFRA
Ácidos e Bases segundo Lewis
ÁCIDO: Espécie química capaz de receber um par de elétrons para compartilhar.
BASE: Espécie química capaz de doar um par de elétrons para ser compartilhado.
Gilbert Newton Lewis
(1875 – 1946)
ÁCIDO
BASE
UFRA
Ácidos e Bases segundo Lewis
UFRA
Outros exemplos de reações ácido-base segundo de Lewis
Ácidos e Bases segundo Lewis
UFRA
Ácidos Importantes – Ácido nítrico (HNO3)
 Líquido incolor e corrosivo;
 Ácido forte e bom agente oxidante;
 Usos: Indústria de fertilizantes (80%), produção de Naílon (8%), explosivos e medicamentos
Ácidos Importantes – Ácido sulfúrico (H2SO4)
 Líquido incolor, oleoso e corrosivo;
 Elevado PE (3400C) e poderoso agente desidratante
 Ácido forte, apenas o 1º hidrogênio ioniza-se completamente
Usos: produção fertilizantes (maior parte), preparo de ácidos na indústria, papel e celulose, detergentes e refino de petróleo. É o produto químico mais produzido no mundo (em massa)
Ácidos Importantes – Ácido clorídrico (HCl)
 Gás incolor a ligeiramente amarelado a temperatura ambiente, corrosivo, não inflamável, mais pesado que o ar e de odor fortemente irritante;
 O suco gástrico é uma mistura diluída de HCl e várias enzimas que ajudam a clivar as proteínas presentes na comida
 
Usos: limpeza e tratamentode metais (galvanoplastia), produção de couros e limpezas em geral (ácido muriático)
UFRA
3. BASES
BASE é um composto que produz íons hidroxila (OH-) na água
NaOH → Na+ + OH-
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
NH4OH → NH4+ + OH-
Svante Arrhenius
27
4. BASES 
CLASSIFICAÇÃO
De acordo com a solubilidade em água:
Bases solúveis: NH4OH e hidróxidos dos metais alcalinos;
Bases pouco solúveis: todas as demais.
UFRA
UFRA
4. BASES 
CLASSIFICAÇÃO
De acordo com o número de hidroxilas:
Monobases: NaOH, KOH etc;
Dibases: Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc;
Tribases: Al(OH)3, Fe(OH)3 etc;
Tetrabases: Sn(OH)4, Pb(OH)4.
De acordo com a extensão com que ionizam:
Bases fortes: se dissociam completamente;
	Ex.: bases dos metais alcalinos e dos alcalinos – terrosos (Ex.: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.)
Bases fracas: ionizam/dissociam parcialmente;
	Ex.: NH4OH e dos hidróxidos dos metais em geral.
29
Bases
Equação de Dissociação das Bases
 As bases se dissociam em solução aquosa liberando o íon hidroxila. 
Exemplos:
		NaOH → Na+ + OH–		
		Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH–
		KOH → K+ + OH–
Propriedades das Bases
 As bases apresentam as seguintes propriedades: 
1- Em solução aquosa, conduzem eletricidade. 
2- Apresentam sabor adstringente (“travoso”). 
Bases
Propriedades das Bases
3- As bases sofrem um processo de dissociação quando em solução aquosa. 
4- São compostos iônicos. 
Sistema de Nomenclatura das Bases
 Cátions que apresentam apenas uma valência: 
Hidróxido de nome do cátion 
Bases
Exemplos:
NaOH = 			FrOH = 	
Ca(OH)2 = 			Al(OH)3 =
Ba(OH)2 =			Be(OH)2 =
Ge(OH)4 =			LiOH =
KOH =
Bases 
Sistema de Nomenclatura das Bases
Exemplos:
CuOH = Cu(OH)2 = 	Fe(OH)2 = Fe(OH)3 =
Exemplos:
 Também é possível outra nomenclatura em que se acrescenta a terminação ico para a base de maior número de OH (Maior valência) e oso para a de menor número (Menor valência). 
CuOH = Cu(OH)2 = 	Fe(OH)2 = Fe(OH)3 =
 Cátions que apresentam mais de uma valência: 
Hidróxido de nome do cátion 
(Valência do cátion em algarismo romano) 
Bases importantes – Hidróxido de sódio (NaOH)
 Base mais produzida, conhecida como soda caústica;
 Sólido branco, cristalino e higroscópico;
 Usos: Produção de produtos químicos, fibras têxteis, polpa de papel, sabões e detergentes.
Bases importantes – Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)
 Sólido branco e pouco solúvel em água;
 Quando forma um suspensão em água (≈ 7% em massa) temos o leite de magnésia usado como antiácido estomacal e laxante
UFRA
5. SAIS
SAIS são compostos que possuem pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente da OH- (composto iônico).
Svante Arrhenius
São formados na reação entre um ácido e uma base de Arrhenius (Reação de neutralização);
São eletrólitos fortes;
Ex.: NaCl, KCl, Ba(NO3)2, etc.
36
Sais
 São substâncias iônicas que apresentam um cátion diferente de H+ e um ânion diferente OH- os quais são formados através de reação de neutralização (reação entre ácido e base)
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Ácido
Base
Sal
Água
Sal solúvel em água
H2SO4aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO4(s) + 2H2O(l)
Ácido
Base
Sal
Água
Sal pouco solúvel em água (forma precipitado)
Sais
Propriedades dos Sais
 Os sais apresentam as seguintes propriedades: 
1- Em solução aquosa, conduzem eletricidade. 
2- Apresentam sabor salgado. 
3- Os sais (muito deles) sofrem um processo de dissociação quando em solução aquosa. 
Sais
Propriedades dos Sais
4- São compostos iônicos. 
5- Alguns são coloridos. 
6- Apresentam elevados pontos de fusão.
Equação de Dissociação dos Sais
 Os sais se dissociam em solução aquosa liberando os seus íons constituintes, isto é, seu cátion (proveniente da base que lhe origina, sendo uma espécie metálica) e seu ânion (proveniente do ácido que lhe originou). 
Sais
Equação de Dissociação dos Sais
Exemplos:
NaCl → Na+ + Cl–	 	
Ca(Cl)2 → Ca2+ + 2 Cl–
KBr → K+ + Br–		 
NaClO → Na+ + ClO–
CuCO3 → Cu+2 + CO3–2
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico	 → Cl- = ânion cloreto
HBr - ácido bromídrico	 → Br- = ânion brometo
H2S - ácido sulfídrico → S2- = ânion sulfeto
HCN - ácido cianídrico → CN- = ânion cianeto
Sistema de Nomenclatura dos Sais
	O nome de um ânion deriva do nome do ácido que lhe deu origem, assim: 
Sistema de Nomenclatura dos Sais
Exemplos:
H2SO4 – ácido sulfúrico	 → SO42- = ânion sulfato
HNO3 - ácido nítrico	 → NO3- = ânion nitrato
H2SO3 - ácido sulfuroso	 → SO32- = ânion sulfito
HNO2 - ácido nitroso	 → NO2- = ânion nitrito
HClO4 - ácido perclórico → ClO4- = ânion perclorato
HClO – ácido hipocloroso → ClO- = ânion hipoclorito
Com exceção do cátion NH4+ (amônio) todos os outros sais mais comum são formados por metais
Sistema de Nomenclatura dos Sais
Neste caso o nome do cátion será o do metal. Quando o metal apresentar mais de uma valência, deve-se colocar o algarismo romano para indicá-las.
NaCl = 
KBr =
CaCO3 =
CaSO4 =
MgSO4 =
NH4NO3 = 
FeCl2 =
FeCl3 =
NH4Cl = 
Cloreto de sódio (Sal de cozinha)
Brometo de potássio
Carbonato de cálcio (Calcário do mármore)
Sulfato de cálcio (Componente do giz)
Sulfato de magnésio (Sal amargo)
Nitrato de amônio (Usado como fertilizante) 
Cloreto de ferro II
Cloreto de ferro III
Cloreto de amônio 
Reação Direta
Constante de equilíbrio
6. EQUILÍBRIO QUÍMICO
aA + bB ↔ cC + dD
UFRA
aA + bB → cC + dD
v1 = k1.[A]a.[B]b
Reação Inversa
cC + dD → aA + bB
v2 = k2.[C]c.[D]d
Divisão de constantes
k1.[A]a.[B]b = k2.[C]c.[D]d
 
Estado de equilíbrio
÷
÷
v1 = v2
Como no estado de equilíbrio não há variação nas concentrações dos reagentes e nem nas velocidades das reações direta e inversa, temos:
0
5
10
15
20
t(min)
1
2
3
4
Concentração (mol/L)
A + B
C + D
UFRA
6.1 EQUILÍBRIO IÔNICO
	É o equilíbrio químico estabelecido entre uma molécula e seus íons.
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-
NH4OH ↔ NH4+ + OH-
Constante de ionização ácida ou Constante de acidez
Constante de ionização básica ou Constante de basicidade
Obs2.: Quanto menores os valores das constantes de ionização, mais fracos são os eletrólitos (ácido ou base). 
Obs1.: Constante de ionização: é a constante de equilíbrio para os ácidos e bases fracas.
45
UFRA
6.1 EQUILÍBRIO IÔNICO
Grau de ionização(α): representa a relação entre o número de moles dissociados e o número inicial de moles;
CÁCIDO ou CBASE: concentração total ou analítica do ácido ou da base.
Porcentagem de ionização: é o grau de ionização multiplicado por 100.
 Ácidos Fortes: α > 50% (HClO4, HNO3, H2SO4, HBr, HCl)
 Ácidos Moderados: 5% < α < 50% (H3PO4, H2SO3, HF) 
 Ácidos Fracos: α < 5% (H2CO3, HCN, CH3COOH)
46
7. ÁCIDOS E BASES DE BRØNSTED-LOWRY (1923)
UFRA
Ácido de Bronsted
Base de Bronsted
REAÇÃO DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON
Íon hidrônio 
Ácido: é um doador de prótons (H+)
Base: é um aceitador de prótons (H+)
Obs1.: Pela definição de ácidos e bases BrØnsted-Lowry o solvente não precisa ser necessariamente a água.
47
0
8. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
UFRA
Água é anfiprótica: ela pode agir como doadora e como aceitadora de prótons.Ocorre transferência de prótons entre moléculas de água até mesmo em água pura, pois a água é um eletrólito fraco. Esta reação é chamada de Reação de Autoprotólise da Água.
HCl ou HCN + H2O  água é uma base  H3O+
O2- ou NH3 + H2O  água é um ácido  OH-
H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq)
Ácido
H+ = H3O+
BRONSTED-LOWRY
ARRHENIUS
Base
hidrônio
hidroxila
A reação é muita rápida em ambas as direções e o equilíbrio está sempre presente na água e em suas soluções (EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA)
H2O(l) ↔ H+(aq) + OH-(aq)
48
Em soluções diluídas:
Em água pura, em 25 ºC:
Obs.1: as concentrações de H+ e OH- são muito pequenas em água pura, o que explica por que a água pura é tão má condutora de eletricidade.
Obs.2: o equilíbrio de autoprotólise interliga as concentrações H+ e OH- como uma gangorra; quando uma sobe, a outra desce.
(Constante de autoprotólise da água)
UFRA
8. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA e pH
Kw = [H+].[OH-]
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10 -7 mol/L
49
O valor negativo do logaritmo é usado para permitir que a maior parte dos valores de pH sejam números positivos.
UFRA
pH + pOH = 14
pH = -log[H+]
pH = -log[H+]
pH = -log (1,0x10-7)
pH = 7
pOH = -log[OH-]
pOH = -log (1,0x10-7)
pOH = 7
[H+] = 10-pH mol/L
8. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA e pH
pH: logaritmo negativo (na base 10) da concentração do íon hidrogênio (para soluções suficientemente diluídas).
Para água pura, em 25 ºC:
Para converter o pH em concentração de íons H3O+, invertemos o sinal do pH e tomamos o antilogaritmo:
50
A escala de pH foi introduzida pelo químico dinamarquês Soren Sorensen, em 1909;
O sinal negativo na definição do pH significa que, quanto maior for a concentração molar de H+, menor será o pH:
Soren Sorensen
O pH de uma solução básica > 7;
O pH da água pura é 7;
O pH de uma solução ácida < 7.
Obs.: a maior parte das soluções usadas em químicas estão na faixa de pH entre 0 e 14, mas valores fora dessa faixa são possíveis.
UFRA
8. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA e pH
51
9. ESCALA DE pH e pOH
UFRA
8. CÁLCULO DE pH EM SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES
UFRA
Para o cálculo do pH de soluções ácidas é necessário determinar a concentração de íons H+ dessas soluções;
Ácido forte: α = 100%, isto é, ionização total;
Os íons H+ presentes nessa solução são provenientes das ionizações da água e do ácido;
[H+]ÁGUA = 1,0 x 10-7 mol/L  desprezível;
[H+] = CHA  ionização do ácido.
Como a [H+]ÁGUA é desprezível em relação a proveniente do ácido, para fins de cálculo de pH, considera-se somente a [H+] da ionização do ácido. 
[H+]ÁGUA 
[H+]Ácido 
53
UFRA
Ex.1: Qual o valor de pH de uma solução 0,1 mol/L de HCl?
[H+] = [HCl] = 0,1 mol/L
Eletrólito forte
pH = -log [H+]
pH = -log(0,1)
pH = 1,0
Ex.2: Calcular o pH de uma solução a 0,05 mol/L de HCl.
[H+] = [HCl] = 0,05 mol/L
Eletrólito forte
pH = -log [H+]
pH = -log(0,05)
pH = 1,3
EXERCÍCIOS
1 mol
1 mol
ionização
HCl
H+
Cl-
1 mol
1 mol
1 mol
ionização
HCl
H+
Cl-
1 mol
Ex.3: Calcular o pH de uma solução 0,002 mol/L de H2SO4.
UFRA
H2SO4 → 2H+ + SO42-
[H+] = 2x [H2SO4] = 2x0,002 = 0,004 mol/L
Eletrólito forte
pH = -log [H+]
pH = -log(0,004)
pH = 2,4
2
1 mol
1 mol
1 mol
ionização
H2SO4
H+
H+
1 mol
SO42-
2
Balanceamento
9. CÁLCULO DE pH EM SOLUÇÕES DE BASES FORTES
UFRA
 O cálculo do pH de soluções básicas é necessário determinar a concentração de íons OH-
Base forte: α = 100%, isto é, dissociação total
Os íons OH- presentes nessa solução são provenientes da ionização da água e da dissociação base.
[OH-]ÁGUA = 1,0 x 10-7 mol/L  desprezível;
[OH-] = CBOH  dissociação do base.
Como a [OH-]ÁGUA é desprezível em relação a proveniente da base, para fins de cálculo de pH, considera-se somente a [OH-] da dissociação da base. 
[OH-]ÁGUA 
[OH-]Base 
pOH = -log[OH-]
Depois
pH + pOH = 14
pH = 14 - pOH 
Depois
56
EXERCÍCIOS
UFRA
Ex.1: Calcular o pH de uma solução 0,01 mol/L de NaOH.
[OH-] = [NaOH] = 0,01 mol/L
Eletrólito forte
pH + pOH =14
pOH = -log(0,01)
1 mol
1 mol
ionização
NaOH
Na+
OH-
1 mol
pOH = 2
pH = 14 - 2
pH = 12
 pOH =-log[OH-]
UFRA
Como medir o pH?
Método Instrumental
(pHmetro ou peagômetro)
Tira Universal de pH
Papel Tornassol
Ácido: vermelho
Neutro: roxo
Básico: azul
Ácido: azul
Neutro: roxo
Básico: vermelho
UFRA
Como medir o pH?
OH
C
OH
C
O
O
C
O
O
O
O
C
Forma básica = rosa
Forma ácida = incolor 
Indicadores ácido - básico: São substâncias orgânicas que dependendo do meio (ácido ou básico) elas alteram suas estruturas química e sua coloração, dependendo o pH do meio.
Fenolftaleína
Óxidos
 São compostos binários que apresentam obrigatoriamente o elemento químico oxigênio, sendo o elemento mais eletronegativo, com número de oxidação = – 2. 
Exemplos: CO CO2 NO2 NO3 	Na2O BaO K2O
Óxidos
Propriedades dos Óxidos
 Os óxidos apresentam as seguintes propriedades: 
1- Podem ter caráter iônico ou molecular.
2- Alguns reagem com ácidos outros com bases.
3- Podem ser sólidos (os formados por elementos metálicos) ou gasosos (os formados por elementos não metálicos). 
Classificação dos Óxidos
 Os óxidos são classificados em: 
a) Óxidos ácidos: são óxidos formados por um não-metal mais oxigênio. Ao entrarem em contato com a água geram um ácido.
Exemplos: CO2 	NO2 NO3
Óxidos
b) Óxidos básicos: são óxidos formados por um metal mais oxigênio. Ao entrarem em contato com a água geram uma base.
Exemplos: Na2O	 BaO K2O
c) Óxidos neutros: são óxidos que não reagem nem com bases e nem com ácidos.
Exemplos: N2O CO NO
d) Óxidos anfóteros: são óxidos que reagem tanto com ácidos como com bases.
Óxidos
Sistema de Nomenclatura dos Óxidos
Prefixo 	que indica o nº de átomos de oxigênio
+
Óxido de
Nome do outro elemento menos eletronegativo
+
Prefixo que indica o nº de átomos do outro
 elemento
+
Óxidos
Na2O =		
Al2O3 =
Li2O =			BaO =
CO2 =			NO2 =
CO =			NO3 =
Cl2O5=
SO2=
SO3=
Exemplos:
Óxidos
Observação: os elementos metálicos que formam mais de um tipo de óxido são denominados acrescentando-se o número de oxidação do elemento em romano após o nome do respectivo elemento.
Cu2O =
CuO =
Fe2O3 =
FeO =	
Exemplos:
Óxidos
Sistema de Nomenclatura dos Óxidos
 Os principais elementos metálicos com número de oxidação variável 
	Ferro	Mercúrio	Chumbo	Manganês
	Fe2+	Hg+	Pb2+	Mn2+
	Fe3+	Hg2+	Pb4+	Mn4+
	Cobre	Ouro	Estanho	Cobalto
	Cu+	Au+	Sn2+	Co2+
	Cu2+	Au3+	Sn4+	Co3+
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image51.jpeg
image52.jpeg
image53.jpeg
image54.jpeg
image55.jpeg
image240.png
image25.png
image26.png
image27.png
image280.png
image29.png
image30.png
image31.png
image56.emfH
C
l
 
(
a
q
)
 
+
 
H
2
O
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H
3
O
+
 
(
a
q
)
 
+
 
C
l
-
 
(
a
q
)
HCl (aq) + H
2
O H
3
O
+
 (aq) + Cl
-
 (aq)
image57.jpg
image58.emf
K
w
 
=
 
(
 
1
,
0
 
x
 
1
0
-
7
)
.
(
 
1
,
0
 
x
 
1
0
-
7
)
 
=
 
1
,
0
 
x
 
1
0
-
1
4
Kw = ( 1,0 x 10
-7
).( 1,0 x 10
-7
) = 1,0 x 10
-14
image59.jpeg
image60.png
image61.emf
H
C
l
 
(
a
q
)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H
+
 
(
a
q
)
 
+
 
C
l
-
 
(
a
q
)
HCl (aq) H
+
 (aq) + Cl
-
 (aq)
image62.emf
N
a
O
H
 
(
a
q
)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
N
a
+
 
(
a
q
)
 
+
 
O
H
-
 
(
a
q
)
NaOH (aq) Na
+
 (aq) + OH
-
 (aq)
image63.png
image64.jpeg
image65.jpeg
image66.jpeg
image67.jpeg
image68.jpeg