Princípios de Química Inorgânica e Orgânica

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Íon, Cátion e Ânion
O íon é definido como um átomo eletrizado que ganhou ou perdeu elétrons. Já o cátion e o ânion são considerados íons.
Cátion
Os cátions, são normalmente formados por metais alcalinos (família IA) e metais alcalinos terrosos (família IIA) da tabela periódica.
Eles apresentam carga positiva, na medida em que perdem um ou mais elétrons (ionização), resultando, assim, num número de prótons superior em relação ao número de elétrons.
Tipos de Cátions
· Os cátions que apresentam carga +1 são chamados de monopositivos;
· Os cátions que possuem a carga +2 são denominados de dipositivos;
· Os cátions que apresentam carga +3 recebem o nome de tripositivos;
· Os cátions que apresentam carga +4 são os tetrapositivos.
Exemplos de Cátions
· Na+1 (sódio)
· K+1 (potássio)
· Mg+2 (magnésio)
· Ca+2 (cálcio)
· Zn+2 (zinco)
· Al+3 (alumínio)
· Pb+4 (chumbo)
Ânion
Os ânions, por sua vez, possuem carga negativa, pois recebem um ou mais elétrons, resultando num maior número de elétrons em relação ao número de prótons.
Tipos de Ânions
· Os ânions monovalentes possuem carga -1;
· Os ânions bivalentes possuem carga -2;
· Os ânions trivalentes possuem carga -3;
· Os ânions tetravalentes possuem carga -4.
Exemplos de Ânions
· Cl-1 (cloro)
· Br-1(Bromo)
· F-1(flúor)
· O-2 (oxigênio)
· S-2 (enxofre)
· N-3 (nitrogênio)
Teoria do Octeto
Segundo a “Teoria do Octeto”, os átomos possuem a tendência de se estabilizarem e ficarem neutros (mesma quantidade de prótons e elétrons). Ou seja, com oito elétrons na última camada eletrônica (camada de valência).
Para isso, os íons, se unem a outros átomos a fim de buscar a neutralidade.
Exemplo
Na ligação iônica que ocorre entre íons positivos e negativos, o Na+1 (cátion) quer doar um elétron e o Cl-1 (ânion) quer receber um elétron.
Ao se ligarem, formam o cloreto de sódio, NaCl (sal de cozinha).
Curiosidade
O termo íon provém do grego “ion”, e significa “o que vai, indo”. Da mesma maneira, os termos “ânion" e “cátion” provêm do grego, onde ânion significa “o que vai para cima” e o cátion “o que vai para baixo”.
Química Inorgânica
A química inorgânica é o ramo da química que estuda os compostos que não são formados por carbonos. Isso porque os que são formados de carbono, são estudados pela química orgânica.
Inicialmente, a química inorgânica era definida como a parte da química que estudava os compostos minerais. Por esse motivo, ela também era chamada de química mineral.
Enquanto isso, o estudo da química orgânica era direcionado aos compostos de origem vegetal e animal.
A principal característica dos compostos inorgânicos é a ausência de carbono na sua composição. Além disso, a maior parte desses compostos apresenta como propriedade física o fato de serem sólidos. Como propriedade química, destaca-se o fato de serem iônicos, o que significa que ganham ou perdem elétrons.
Funções Inorgânicas
Foi Arrhenius quem propôs o agrupamento dos compostos inorgânicos. Isso foi feito tendo como base a descoberta de componentes que se dissolvem na água dividem-se em partículas eletrizadas, os íons.
A partir da Teoria de Arrhenius (1887), os compostos inorgânicos foram agrupados conforme a semelhança que existiam entre eles. Isso facilitou o estudo da química inorgânica.
As principais funções inorgânicas são ácidos, bases, sais e óxidos.
Ácidos
Os ácidos são compostos que reagem com as bases, formando sais e água (neutralização). Possuem gosto azedo, pH menor que 7 e em solução aquosa se ionizam e originam, com um dos íons, o cátion H+.
Alguns exemplos de ácidos: Ácido Sulfúrico (H2SO4), Ácido Cianídrico (HCN), Ácido Fluorídrico (HF).
Bases
Diferentemente dos ácidos, as bases são substâncias que apresentam pH maior que 7 e sabor adstringente, amargo. Em solução aquosa sofre a chamada "dissociação iônica", uma vez que libera o ânion OH- (Hidróxido).
Alguns exemplos de bases: Hidróxido de Sódio (NaOH), Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2), Hidróxido de Potássio (KOH).
Sais
Os sais são compostos iônicos de sabor salgado que reagem com sais, ácidos, hidróxidos e metais originando outros sais.
Alguns exemplos de sais: Cloreto de Sódio (NaCl), Bicarbonato de Sódio (NaHCO3), Nitrato de Sódio (NaNO3).
Óxidos
Os óxidos são compostos binários que possuem oxigênio (O) classificado em: óxidos ácidos ou anidridos, óxidos básicos e peróxidos.
Alguns exemplos de óxidos: Óxido de Cálcio (CaO), Monóxido de Carbono (CO), Dióxido de Enxofre (SO2).
Funções Inorgânicas
As funções inorgânicas são os grupos de compostos inorgânicos que apresentam características semelhantes.
Uma classificação fundamental em relação aos compostos químicos é: os compostos orgânicos são aqueles que contêm átomos de carbono, enquanto os compostos inorgânicos são formados pelos demais elementos químicos.
Há exceções como, por exemplo, CO, CO2 e Na2CO3, que embora apresentem o carbono na fórmula estrutural, possuem características de substâncias inorgânicas.
As quatro principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Essas 4 funções principais foram definidas por Arrhenius, químico que identificou íons nos ácidos, nas bases e nos sais.
Ácidos
Ácidos são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétrons nas suas ligações. Eles têm a capacidade de ionizar em água e formar cargas, liberando o H+ como único cátion.
Classificação dos ácidos
Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de hidrogênios que são liberados em solução aquosa e ionizam-se, reagindo com a água formando o íon hidrônio.
	Número de hidrogênios ionizáveis
	Monoácidos: possuem apenas um hidrogênio ionizável.
Exemplos: HNO3, HCl e HCN
	Diácidos: possuem dois hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4
	Triácidos: possuem três hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H3PO4 e H3BO3
	Tetrácidos: possuem quatro hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H4P7O7
A força de um ácido é medida pelo grau de ionização. Quanto maior o valor de  mais forte é o ácido, pois:
	Grau de ionização
	Fortes: possuem grau de ionização superior a 50%.
	Moderados: possuem grau de ionização entre 5% e 50%.
	Fracos: possuem grau de ionização inferior a 5%.
Os ácidos podem conter ou não o elemento oxigênio na sua estrutura, sendo assim:
	Presença de oxigênio
	Hidrácidos: não apresentam átomos de oxigênio.
Exemplos: HCl, HBr e HCN.
	Oxiácidos: O elemento oxigênio está presente na estrutura do ácido.
Exemplos: HClO, H2CO3 e HNO3.
Nomenclatura dos ácidos
A fórmula geral de um ácido pode ser descrita como HxA, onde A representa o ânion que compõe o ácido e a nomenclatura gerada pode ser:
	Terminação do ânion
	Terminação do ácido
	eto
Exemplo: Cloreto (Cl-)
	ídrico
Exemplo: ácido clorídrico (HCl)
	ato
Exemplo: clorato 
	ico
Exemplo: ácido clórico (HClO3)
	ito
Exemplo: nitrito 
	oso
Exemplo: ácido nitroso (HNO2)
Características dos ácidos
As principais características dos ácidos são:
· Têm sabor azedo.
· Conduzem corrente elétricas, pois são soluções eletrolíticas.
· Formam o gás hidrogênio quando reagem com metais, como magnésio e zinco.
· Formam gás carbônico ao reagir com carbonato de cálcio.
· Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol azul fica vermelho).
Principais ácidos
Exemplos: acido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético (CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) e ácido nítrico (HNO3).
Bases
Bases são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes de metais, que se dissociam em água liberando o ânion hidróxido (OH-).
Classificação das bases
As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução.
	Número de hidroxilas
	Monobases: possuem apenas uma hidroxila.
Exemplos: NaOH, KOH e NH4OH
	Dibases: possuem duas hidroxilas.
Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 e Mg(OH)2
	Tribases: possuem três hidroxilas.
Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3
	Tetrabases: possuem quatro hidroxilas.
Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4
As bases geralmente são substâncias iônicas e a força de uma base é medida pelo grau de dissociação.
Quanto maior o valor de  mais forte é abase, pois:
	Grau de dissociação
	Fortes: possuem grau de dissociação praticamente 100%.
Exemplos:
· Bases de metais alcalinos, como NaOH e KOH.
· Bases de metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
· Exceções: Be(OH)2 e Mg(OH)2
	Fracos: possuem grau de dissociação inferior a 5%.
Exemplo: NH4OH e Zn(OH)2.
	Solubilidade em água
	Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio.
Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2 e NH4OH.
	Pouco solúveis: bases de metais alcalinos terrosos.
Exemplos: Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
	Praticamente insolúveis: demais bases.
Exemplos: AgOH e Al(OH)3.
Nomenclatura das bases
A fórmula geral de uma base pode ser descrita como , onde B representa o radical positivo que compõe a base e y é a carga que determina o número de hidroxilas.
A nomenclatura para bases com carga fixa é dada por:
	Bases com carga fixa
	
	Metais alcalinos
	Hidróxido de lítio
	LiOH
	Metais alcalinos terrosos
	Hidróxido de magnésio
	Mg(OH)2
	Prata
	Hidróxido de prata
	AgOH
	Zinco
	Hidróxido de zinco
	Zn(OH)2
	Alumínio
	Hidróxido de alumínio
	Al(OH)3
Quando a base tem carga variável a nomenclatura pode ser de duas formas:
	Bases com carga variável
	
	
	Cobre
	Cu+
	Hidróxido de cobre I
	CuOH
	
	
	Hidróxido cuproso
	
	
	Cu2+
	Hidróxido de cobre II
	Cu(OH)2
	
	
	Hidróxido cúprico
	
	Ferro
	Fe2+
	Hidróxido de ferro II
	Fe(OH)2
	
	
	Hidróxido ferroso
	
	
	Fe3+
	Hidróxido de ferro III
	Fe(OH)3
	
	
	Hidróxido férrico
	
Características das bases
· A maioria das bases são insolúveis em água.
· Conduzem corrente elétrica em solução aquosa.
· São escorregadias.
· Reagem com ácido formando sal e água como produtos.
· Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol vermelho fica azul).
Principais bases
As bases são muito utilizadas em produtos de limpeza e também em processos das indústrias químicas.
Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), hidróxido de amônio (NH4OH), hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Sais
Sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e uma base.
A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de sódio e água.
O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base (Na+).
Classificação dos sais
A seguir, temos as principais famílias de sais que podem ser classificadas de acordo com a solubilidade em água e alteração do pH da solução da seguinte forma:
	Solubilidade em água dos sais mais comuns
	Solúveis
	Nitratos
	
	Exceções:
Acetato de prata.
	
	Cloratos
	
	
	
	Acetatos
	
	
	
	Cloretos
	
	Exceções:
	
	Brometos
	
	
	
	Iodetos
	
	
	
	Sulfatos
	
	Exceções:
	Insolúveis
	Sulfetos
	
	Exceções:
Sulfetos de metais alcalinos,
alcalino-terrosos e amônio.
	
	Carbonatos
	
	Exceções:
Os de metais alcalinos e amônio.
	
	Fosfatos
	
	
	pH
	Sais neutros
	Quando são dissolvidos em água não alteram o pH.
Exemplo: NaCl.
	Sais ácidos
	Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar menor que 7.
Exemplo: NH4Cl.
	Sais básicos
	Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar maior que 7.
Exemplo: CH3COONa.
Além das famílias de sais que vimos anteriormente, existem outros tipos de sais, conforme a tabela a seguir.
	Outros tipos de sais
	Hidrogeno-sais
	Exemplo: NaHCO3
	Hidroxi-sais
	Exemplo: Al(OH)2Cl
	Sais duplos
	Exemplo: KNaSO4
	Sais hidratados
	Exemplo: CuSO4 . 5 H2O
	Sais complexos
	Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4
Nomenclatura dos sais
De maneira geral, a nomenclatura de um sal segue a seguinte ordem:
	Nome do ânion
	Nome de cátion
	Nome do sal
	Cl-
Cloreto
	Fe3+
Ferro III
	FeCl3
Cloreto de ferro III
	
Sulfato
	Na+
Sódio
	Na2SO4
Sulfato de sódio
	
Nitrito
	K+
Potássio
	KNO2
Nitrito de potássio
	Br-
Brometo
	Ca2+
Cálcio
	CaBr2
Brometo de cálcio
Características dos sais
· São compostos iônicos.
· São sólidos e cristalinos.
· Sofrem ebulição em temperaturas altas.
· Conduzem corrente elétrica em solução.
· Têm sabor salgado.
Principais sais
Exemplos: nitrato de potássio (KNO3), hipoclorito de sódio (NaClO), fluoreto de sódio (NaF), carbonato de sódio (Na2CO3) e sulfato de cálcio (CaSO4).
Óxidos
Óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares), que têm dois elementos. Possuem oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo.
A fórmula geral de um óxido é , onde C é o cátion e sua carga y se transforma em índice no óxido formando o composto: 
Classificação dos óxidos
	De acordo com as ligações químicas
	Iônicos
	Combinação do oxigênio com metais.
Exemplo: ZnO.
	Moleculares
	Combinação do oxigênio com elementos não metálicos.
Exemplo: SO2.
	De acordo com as propriedades
	Básicos
	Em solução aquosa alteram o pH para maior que 7.
Exemplo: Li2O ( e demais metais alcalinos e alcalinos terrosos).
	Ácidos
	Em solução aquosa reagem com a água e formam ácidos.
Exemplos: CO2, SO3 e NO2.
	Neutros
	Alguns óxidos que não reagem com a água.
Exemplo: CO.
	Peróxidos
	Em solução aquosa reagem com a água ou ácidos diluídos e formam água oxigenada H2O2.
Exemplo: Na2O2.
	Anfóteros
	Podem se comportar como ácidos ou bases.
Exemplo: ZnO.
Nomenclatura dos óxidos
De maneira geral, a nomenclatura de um óxido segue a seguinte ordem:
	Nome de acordo com tipo de óxido
	Óxidos iônicos
	Exemplos de óxidos com carga fixa:
CaO - Óxido de cálcio
Al2O3 - Óxido de alumínio
	
	Exemplos de óxidos com carga varável:
FeO - Óxido de ferro II
Fe2O3 - Óxido de ferro III
	Óxidos moleculares
	Exemplos:
CO - Monóxido de carbono
N2O5 - Pentóxido de dinitrogênio
Características dos óxidos
· São substâncias binárias.
· São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
· Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água.
· Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água.
Principais óxidos
Exemplos: óxido de cálcio (CaO), óxido de manganês (MnO2), óxido de estanho (SnO2), óxido de ferro III (Fe2O3) e óxido de alumínio (Al2CO3).
Exercícios de Vestibular
1. (UEMA/2015) O NO2e o SO2 são gases causadores de poluição atmosférica que, dentre os danos provocados, resulta na formação da chuva ácida quando esses gases reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO3 e H2SO4.
Esses compostos, ao serem carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água potável, corrosão de veículos, de monumentos históricos etc.
Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções:
a) sais e óxidos
b) bases e sais
c) ácidos e bases
d) bases e óxidos
e) óxidos e ácidos
2. (UNEMAT/2012) Fazemos uso de vários produtos químicos no nosso cotidiano, como por exemplo, leite de magnésio, vinagre, calcário e soda cáustica.
É correto afirmar que estas substâncias citadas pertencem, respectivamente, às funções químicas:
a) ácido, base, sal e base
b) base, sal, ácido e base
c) base, ácido, sal e base
d) ácido, base, base e sal
e) sal, ácido, sal e base
3. (UDESC/2008) Com relação ao ácido clorídrico, pode-se afirmar que:
a) quando está em solução aquosa permite a passagem de corrente elétrica
b) é um diácido
c) é um ácido fraco
d) possui baixo grau de ionização
e) é uma substância iônica
Ácidos e Bases
Ácidos e bases são dois grupos químicos relacionados entre si. São duas substâncias de grande importância e presentes no cotidiano.
Os ácidos e bases são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não são formados por carbono.
Conceitos de ácidos e bases
O conceito de Arrhenius
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases desenvolvido no final do século XIX, por Svante Arrhenius, um químico sueco.
Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando cátions, no caso o H+.
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl-(aq)
Enquanto isso, as bases são substâncias que sofrem dissociação iônica, liberando o ânion os íons OH-, ou seja, hidroxilas.NaOH (aq) → Na+ (aq)+ OH-(aq)
Entretanto, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases mostrou-se restrito a água.
O Conceito de Bronsted-Lowry
O conceito de Bronsted-Lowry é mais abrangente do que o de Arrhenius e foi apresentado em 1923.
De acordo essa nova definição, os ácidos são substâncias capazes de doar um próton H+ a outras substâncias. As bases, por outro lado, são substâncias capazes de aceitar um próton H+ de outras substâncias.
Ou seja, o ácido é doador de prótons e a base é receptora de prótons. Para ficar claro, o hidrogênio é chamado de próton na condição de H+, pois não há elétron em seu orbital, assim ele só possui o próton no seu núcleo.
Caracteriza-se um ácido forte como aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+.
Porém, as substâncias podem ser anfiprótica, ou seja, capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted.
Observe o exemplo da água (H2O), uma substância anfiprótica:
HNO3(aq) + H2O(l) → NO3- (aq) + H3O+(aq) = Base de Bronsted, aceitou o próton
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Ácido de Bronsted, doou o próton
Além disso, as substâncias se comportam como pares conjugados. Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjugados. Veja o exemplo:
HCO3- e CO32-; H2O e H3O+ são pares ácido-base conjugados.
Nomenclatura de ácidos
Para definir a nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos:
· Hidrácidos: ácidos sem oxigênio;
· Oxiácidos: ácidos com oxigênio.
Hidrácidos
A nomenclatura ocorre da seguinte forma:
ácido + nome do elemento + ídrico
Exemplos:
HCl = ácido clorídrico
HI = ácido iodídrico
HF = ácido fluorídrico
Oxiácidos
A nomenclatura dos oxiácidos segue as seguintes regras:
Os ácidos-padrões de cada família (famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) seguem a regra geral:
ácido + nome do elemento + ico
Exemplos:
HClO3 = ácido clórico
H2SO4 = ácido sulfúrico
H2CO3: ácido carbônico
Para os outros ácidos que se formam com um mesmo elemento central, nomeamos com base na quantidade de oxigênio, seguindo a seguinte regra:
	Quantidade de oxigênio, em relação ao ácido-padrão
	Nomenclatura
	+ 1 oxigênio
	Ácido + per + nome do elemento + ico
	- 1 oxigênio
	Ácido + nome do elemento + oso
	- 2 oxigênios
	Ácido + hipo + nome do elemento + oso
Exemplos:
HClO4 (4 átomos de oxigênio, um a mais que o ácido-padrão) : ácido perclórico;
HClO2 (2 átomos de oxigênio, um a menos que o ácido padrão): ácido cloroso;
HClO (1 átomo de oxigênio, dois a menos que o ácido padrão): ácido hipocloroso.
Você também pode se interessar por Nomenclatura dos ácidos.
Nomenclatura de Bases
Para nomenclatura de bases segue-se a regra geral:
Hidróxido de + nome do cátion
Exemplo:
NaOH = Hidróxido de sódio
Porém, quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon.
Ou, pode-se acrescentar o sufixo - oso, ao íon de menor carga e o sufixo -ico, ao íon de maior carga.
Exemplo:
Ferro
Fe2+ = Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso;
Fe3+ = Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico.
Nomenclatura dos ácidos: entenda as regras e suas aplicações
Na química é comum existir regras e padrões para aplicação de nomenclaturas às fórmulas. Dessa maneira, após uma reação química será possível prever o seu produto e nomeá-lo segundo os tipos de reagentes envolvidos na reação.
Assim, quaisquer substâncias, incluindo os ácidos, são nomeadas.
De maneira geral, existem os ácidos que não possuem oxigênio, chamados de hidrácidos, e os ácidos com oxigênio, os oxiácidos.
Para nomear os hidrácidos basta seguir a regra geral: ácido + nome do elemento central + o sufixo ídrico. Para os oxiácidos segue o princípio: ácido + nome do elemento central + o sufixo ico ou oso.
Nomeando os ácidos
Os ácidos são substâncias inorgânicas capazes de doar prótons (H+) para outras substâncias. Pode parecer estranho, a primeira vista, pensar na doação de prótons. Contudo, o H+ é assim chamado, pois não há elétron orbitando ao redor do seu núcleo. Ou seja, há somente o próton no interior do núcleo, por isso, recebe esse nome.
Para nomear os ácidos é necessário entender algumas regras. Para os hidrácidos, ácidos sem oxigênio, ela é bem simples. Por exemplo, o HCl não tem oxigênio, portanto, seu nome fica assim:
· Ácido clorídrico - ou seja, o cloro é o elemento central, e por ser um hidrácido recebe apenas o sufixo ídrico.
Logo, temos a seguinte regra:
Outros exemplos são:
1. HBr: Ácido bromídrico;
2. HCN: Ácido cianídrico;
3. HF: Ácido fluorídrico;
4. H2S: Ácido sulfídrico;
5. HI: Ácido iodídrico.
Exemplo de Hidrácido: HCl
Para os oxiácidos a quantidade de oxigênio vai definir a escolha do sufixo. Para moléculas com menor quantidade de oxigênio, ou seja, com menor oxigenação, será usado o sufixo oso. Para moléculas com maior oxigenação será utilizado o sufixo ico.
Observe o caso abaixo:
H2SO3 e o H2SO4 são moléculas muito parecidas, o que muda é justamente a quantidade de oxigênio. Na primeira há três, na segunda quatro. Dessa maneira, para nomear o primeiro usa-se o sufixo oso, na segunda o sufixo ico.
Assim, as regras são:
Veja como fica:
· H2SO3: Ácido sulfuroso;
· H2SO4: Ácido sulfúrico.
Outros exemplos de oxiácidos são:
1. HNO2: Ácido nitroso;
2. HNO3: Ácido nítrico;
3. H3PO2: Ácido fosforoso;
4. H3PO4: Ácido fosfórico;
5. HClO2: Ácido cloroso;
6. HClO3: Ácido clórico.
Exemplos de nomenclaturas com fórmulas e estruturas moleculares
Alguns oxiácidos, além do sufixo, apresentam prefixos. Para compreender qual prefixo usar é importante saber determinar o Nox (Número de Oxidação) dos elementos presentes na molécula.
Dependendo do Nox do elemento central da molécula, será utilizado, ou não, um determinado prefixo. A tabela abaixo demonstra o procedimento:
	Prefixo
	Nox
	Sufixo
	Hipo
	+1 ou +2
	oso
	-
	+3 ou +4
	oso
	-
	+5 ou +6
	ico
	Per
	+7
	ico
Portanto, haverá prefixos quando o Número de Oxidação for +1, +2 ou +7. Por exemplo:
· HClO: O cloro possui Nox +1, dessa forma o seu nome será Ácido hipocloroso;
· HClO2: O cloro possui Nox +3, dessa forma seu nome será ácido cloroso (sem prefixo, portanto);
· HClO3: O cloro possui Nox +5, dessa forma seu nome será ácido clórico (sem prefixo, portanto);
· HClO4: O cloro possui Nox +7, dessa forma seu nome será ácido perclórico.
Referências Bibliográficas
KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.
Óxidos: o que são, classificação e exemplos
Os óxidos são compostos binários (constituído de dois elementos químicos), onde os átomos de oxigênio são ligados a outros elementos.
Um óxido iônico é formado pela união do oxigênio com um metal, já em um óxido molecular, o oxigênio junta-se à um não metal.
Alguns exemplos de óxidos são: a ferrugem (óxido de ferro III), a água oxigenada (peróxido de hidrogênio), o cal (óxido de cálcio) e gás carbônico (dióxido de carbono).
A partir disso, em função do comportamento de determinados óxidos, eles são classificados em:
	Óxidos Ácidos
	(ametal + oxigênio)
	Óxidos Básicos
	(metal + oxigênio)
	Óxidos Neutros
	(ametal + oxigênio)
	Óxidos Anfóteros
	(anidridos ou óxidos básicos)
	Óxidos Mistos
	(óxido + óxido)
	Peróxidos
	(oxigênio + oxigênio)
Classificação dos Óxidos
Óxidos Ácidos (Anidridos)
Formados por ametais, os óxidos ácidos possuem caráter covalente, sendo que na presença de água esses compostos produzem ácidos e, por outro lado, na presença de bases formam sal e água.
Exemplos:
· CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico)
· SO2 (dióxido de enxofre)
Óxidos Básicos
Formados por metais, os óxidos básicos possuem caráter iônico e ao reagirem com os ácidos formam sal e água.
Exemplos:
· Na2O (óxido de sódio)
· CaO (óxido de cálcio)
Óxidos Neutros
Formados por ametais, os óxidos neutros, chamados também de “óxidos inertes”, possuem caráter covalente e recebem esse nome porque não reagem na presença de água, ácidos ou bases.
Exemplos:
· N2O (óxidonitroso)
· CO (monóxido de carbono)
Óxidos Anfóteros
Nesse caso, os óxidos apresentam uma peculiaridade, ora comportam-se como anidridos (óxidos ácidos), ora como óxidos básicos.
Em outras palavras, esses compostos na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos e, por outro lado, na presença de uma base, reagem como óxidos ácidos.
Exemplos:
· Al2O3 (óxido de alumínio)
· ZnO (óxido de zinco)
Óxidos Mistos
Nesse caso, os óxidos mistos, duplos ou salinos, são derivados da combinação de dois óxidos.
Exemplos:
· Fe3O4 (tetraóxido de triferro ou pedra ímã)
· Pb3O4 (tetraóxido de trichumbo)
Peróxidos
São formados, em maior parte, pelo hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.
Os peróxidos são substâncias compostas por dois átomos de oxigênio que se ligam entre si e, por isso, possuem em sua fórmula o grupo (O2)2-.
Exemplos:
· H2O2 (peróxido de hidrogênio ou água oxigenada)
· Na2O2 (peróxido de sódio)
Exemplos de Óxidos
	CO
	monóxido de carbono
	CO2
	dióxido de carbono
	H2O
	água ou óxido de hidrogênio
	Cl2O7
	heptóxido de dicloro
	Na2O
	óxido de sódio
	Li2O
	óxido de lítio
	CaO
	óxido de cálcio
	BaO
	óxido de bário
	FeO
	óxido de ferro II ou óxido ferroso
	Fe2O3
	óxido de ferro III ou óxido férrico
	ZnO
	óxido de zinco
	Al2O3
	óxido de alumínio
	MnO2
	dióxido de manganês
	TiO2
	dióxido de titânio
	SnO2
	dióxido de estanho
	NO2
	dióxido de nitrogênio
	Nb2O5
	óxido de nióbio V
Características dos óxidos
· São substâncias binárias;
· Possuem fórmula geral C2Oy, em que y é a carga do cátion (Cy+);
· Nos óxidos, o oxigênio é o elemento mais eletronegativo;
· São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
Principais óxidos e suas aplicações
Confira a seguir onde alguns óxidos são utilizados:
Nomenclatura dos Óxidos
De maneira geral, a nomenclatura de um óxido segue a seguinte ordem:
Óxido de + nome do elemento combinado com o oxigênio
	Nome de acordo com tipo de óxido
	Óxidos iônicos
	Exemplos de óxidos com carga fixa:
CaO - Óxido de cálcio
Al2O3 - Óxido de alumínio
	
	Exemplos de óxidos com carga varável:
FeO - Óxido de ferro II
Fe2O3 - Óxido de ferro III
	Óxidos moleculares
	Exemplos:
CO - Monóxido de carbono
N2O5 - Pentóxido de dinitrogênio
Curiosidades
· A chuva ácida é um fenômeno causado pela poluição atmosférica. Assim, alguns óxidos presentes na atmosfera são responsáveis pelo aumento da acidez da chuva, a saber: os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e os óxidos de nitrogênio (N2O, NO e NO2).
· Os compostos binários OF2 e O2F2 não são considerados óxidos, pois o flúor é um elemento mais eletronegativo que o oxigênio.
· Embora os gases nobres sejam pouco reativos, em condições especiais, é possível criar óxidos dessa família, como os de xenônio (XeO3 e XeO4).
Óxidos: o que são, classificação e exemplos
Os óxidos são compostos binários (constituído de dois elementos químicos), onde os átomos de oxigênio são ligados a outros elementos.
Um óxido iônico é formado pela união do oxigênio com um metal, já em um óxido molecular, o oxigênio junta-se à um não metal.
Alguns exemplos de óxidos são: a ferrugem (óxido de ferro III), a água oxigenada (peróxido de hidrogênio), o cal (óxido de cálcio) e gás carbônico (dióxido de carbono).
A partir disso, em função do comportamento de determinados óxidos, eles são classificados em:
	Óxidos Ácidos
	(ametal + oxigênio)
	Óxidos Básicos
	(metal + oxigênio)
	Óxidos Neutros
	(ametal + oxigênio)
	Óxidos Anfóteros
	(anidridos ou óxidos básicos)
	Óxidos Mistos
	(óxido + óxido)
	Peróxidos
	(oxigênio + oxigênio)
Classificação dos Óxidos
Óxidos Ácidos (Anidridos)
Formados por ametais, os óxidos ácidos possuem caráter covalente, sendo que na presença de água esses compostos produzem ácidos e, por outro lado, na presença de bases formam sal e água.
Exemplos:
· CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico)
· SO2 (dióxido de enxofre)
Óxidos Básicos
Formados por metais, os óxidos básicos possuem caráter iônico e ao reagirem com os ácidos formam sal e água.
Exemplos:
· Na2O (óxido de sódio)
· CaO (óxido de cálcio)
Óxidos Neutros
Formados por ametais, os óxidos neutros, chamados também de “óxidos inertes”, possuem caráter covalente e recebem esse nome porque não reagem na presença de água, ácidos ou bases.
Exemplos:
· N2O (óxido nitroso)
· CO (monóxido de carbono)
Óxidos Anfóteros
Nesse caso, os óxidos apresentam uma peculiaridade, ora comportam-se como anidridos (óxidos ácidos), ora como óxidos básicos.
Em outras palavras, esses compostos na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos e, por outro lado, na presença de uma base, reagem como óxidos ácidos.
Exemplos:
· Al2O3 (óxido de alumínio)
· ZnO (óxido de zinco)
Óxidos Mistos
Nesse caso, os óxidos mistos, duplos ou salinos, são derivados da combinação de dois óxidos.
Exemplos:
· Fe3O4 (tetraóxido de triferro ou pedra ímã)
· Pb3O4 (tetraóxido de trichumbo)
Peróxidos
São formados, em maior parte, pelo hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.
Os peróxidos são substâncias compostas por dois átomos de oxigênio que se ligam entre si e, por isso, possuem em sua fórmula o grupo (O2)2-.
Exemplos:
· H2O2 (peróxido de hidrogênio ou água oxigenada)
· Na2O2 (peróxido de sódio)
Exemplos de Óxidos
	CO
	monóxido de carbono
	CO2
	dióxido de carbono
	H2O
	água ou óxido de hidrogênio
	Cl2O7
	heptóxido de dicloro
	Na2O
	óxido de sódio
	Li2O
	óxido de lítio
	CaO
	óxido de cálcio
	BaO
	óxido de bário
	FeO
	óxido de ferro II ou óxido ferroso
	Fe2O3
	óxido de ferro III ou óxido férrico
	ZnO
	óxido de zinco
	Al2O3
	óxido de alumínio
	MnO2
	dióxido de manganês
	TiO2
	dióxido de titânio
	SnO2
	dióxido de estanho
	NO2
	dióxido de nitrogênio
	Nb2O5
	óxido de nióbio V
Características dos óxidos
· São substâncias binárias;
· Possuem fórmula geral C2Oy, em que y é a carga do cátion (Cy+);
· Nos óxidos, o oxigênio é o elemento mais eletronegativo;
· São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
Principais óxidos e suas aplicações
Confira a seguir onde alguns óxidos são utilizados:
Nomenclatura dos Óxidos
De maneira geral, a nomenclatura de um óxido segue a seguinte ordem:
Óxido de + nome do elemento combinado com o oxigênio
	Nome de acordo com tipo de óxido
	Óxidos iônicos
	Exemplos de óxidos com carga fixa:
CaO - Óxido de cálcio
Al2O3 - Óxido de alumínio
	
	Exemplos de óxidos com carga varável:
FeO - Óxido de ferro II
Fe2O3 - Óxido de ferro III
	Óxidos moleculares
	Exemplos:
CO - Monóxido de carbono
N2O5 - Pentóxido de dinitrogênio
Curiosidades
· A chuva ácida é um fenômeno causado pela poluição atmosférica. Assim, alguns óxidos presentes na atmosfera são responsáveis pelo aumento da acidez da chuva, a saber: os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e os óxidos de nitrogênio (N2O, NO e NO2).
· Os compostos binários OF2 e O2F2 não são considerados óxidos, pois o flúor é um elemento mais eletronegativo que o oxigênio.
· Embora os gases nobres sejam pouco reativos, em condições especiais, é possível criar óxidos dessa família, como os de xenônio (XeO3 e XeO4).
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