16 - ENEM - Química - Outras funções inorganicas - sais e óxidos - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
16. OUTRAS FUNÇÕES INORGÂNICAS – SAIS E ÓXIDOS
 
Você já se perguntou de que é feito o nosso planeta? Certamente de uma quantidade incontável de substâncias,
simples e compostas, certamente organizadas num emaranhado de misturas, homogêneas e heterogêneas. E se
pudéssemos simplificar as coisas dividindo todos estes compostos em grupos. Nestes grupos estariam substâncias
semelhantes, com estrutura e propriedades muito parecidas. A princípio esta organização em grupos nos ajuda a
compreender a dinâmica das  transformações químicas uma vez que podemos associar a  identidade  funcional de
cada grupo (H+ nos ácidos e OH­ nas bases, por exemplo) com as principais reações que eles costumam realizar.
Desse modo podemos prever se vai ou não haver reação e qual o possível composto formado quando misturamos
duas substâncias diferentes.
Nós já vimos dois destes grupos no capítulo anterior (ácidos e bases) e certamente poderíamos contar mais uma
dezena de outras funções químicas.
Neste capítulo veremos outras duas  importantes  funções: os sais e os óxidos. Estas, ao  lado de ácidos e bases,
formam o que chamamos de funções inorgânicas e incluem em  seu conjunto boa parte das substâncias presentes
no dia a dia, desde medicamentos e produtos alimentícios a materiais de construção de alta tecnologia e poluentes
atmosféricos. Estes compostos são constituídos basicamente de carbono e por serem a base do desenvolvimento
da vida em nosso planeta são chamadas de funções orgânicas.
Ferrugem, caverna e corais
 
Sais
Você  já  deve  ter  visto  na  TV  ou  em  jornais  inúmeras  peças  de  propaganda  de  produtos  alimentícios  alegando
serem  mais  saudáveis  por  possuírem  quantidades  razoáveis  de  vitaminas  e  sais  minerais.  De  fato,  como  as
vitaminas, os sais minerais se constituem num grupo de alimentos que ajudam a regular o funcionamento do nosso
organismo e precisam estar presentes na dieta de qualquer ser vivo.
Por  exemplo,  a  ausência  de  sais  de  cálcio  pode  provocar  má  formação  dos  dentes  e  da  estrutura  óssea  das
crianças.  O  excesso  também  é  perigoso,  o  consumo  exagerado  de  sais  de  sódio  (inclusive  o  sal  de  cozinha  e
adoçantes dietéticos à base de ciclamato) pode levar a crises de hipertensão podendo inclusive provocar um AVC
(Acidente Vascular Cerebral),  como um derrame por exemplo. Outros  sais ainda são utilizados pela  indústria de
alimentos como conservantes, como é o caso dos nitratos e nitritos, que podem ter consequências sérias para a
saúde.
Enfim, esta função química acompanha a humanidade a tanto tempo quanto ácidos e bases, e durante a evolução
das nossas sociedades aprendemos a utilizá­lo inclusive em aplicações tecnológicas. Algumas rudimentares, como
a  simples  conservação  de  alimentos  (carne  do  sol,  bacalhau  salgado,  etc.),  outras  mais  avançadas  como  a
confecção de lentes e a fabricação de explosivos.
Neutralização total:  Por definição um sal é uma substância que em solução aquosa se dissocia liberando um cátion
diferente do H+ e um ânion diferente do OH­. Isto ocorre porque o sal é o principal produto da neutralização de um
ácido por uma base de modo que H+ e OH­ se juntam para formar água sobrando os respectivos contra­íons. Por
exemplo, ao reagir ácido muriático (HCl ­ ácido clorídrico) com a soda cáustica (NaOH ­ hidróxido de sódio) teremos
como produto final água e o sal de cozinha (NaCl ­ cloreto de sódio)
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Se efetivamente todo o ácido for consumido por uma quantidade exata de base o meio resultante deve ser neutro,
ou seja, nem ácido nem básico, com pH e pOH iguais a 7. Por causa disto dizemos que ocorreu uma neutralização
total.
Sais normais: fórmulas e nomenclaturas: Sal normal, ou sal neutro, é o produto da neutralização total de um ácido
por uma base. A formulação deste sal é feita combinando o cátion da base com o ânion proveniente do ácido de
origem:
NaCℓ ⇒ cloreto de sódio
Para dar nome ao sal tomamos como referência o nome do ácido que lhe deu origem, trocando a terminação do
nome conforme a tabela abaixo e adicionamos o nome do cátion proveniente da base, por exemplo:
Ácido Clorídrico + Hidróxido de Ferro II (Ferroso) ⇒ água + Cloreto de Ferro II (Ferroso)
 
Exemplos de nomes de sais neutros
A seguir apresentamos alguns dos principais cátions e ânions e suas fórmulas moleculares.
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Principais Cátions
Principais ânions
Estas tabelas são particularmente úteis quando pretendemos estabelecer a fórmula de um sal à partir de seu nome.
Para tanto definimos a espécie química que vamos utilizar e usamos as cargas para estabelecer as atomicidades
dos elementos,  isto é, considerando que o sal deve ser eletricamente neutro a carga positiva do cátion deve ser
cancelada pela carga negativa do ânion conforme mostra o esquema abaixo.
    C+y + Ax­     ⇒            CxAy
(nome do ânion) de (nome do cátion)
Vejamos alguns exemplos de como utilizar as tabelas para encontrar a fórmula à partir do nome ou o nome à partir
da fórmula:
Exemplo: carbonato de cálcio
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ânion: carbonato — CO3­2
cátion: sódio — Na+1
Na+1 + CO3­2 ⇒ Na2(CO3)1 ⇒ Na2CO3
Exemplo: Fe2(SO4)3
ânion: Férrico (Ferro III) — Fe3+
cátion: Sulfato — SO4­2
O nome do sal é sulfato de ferro III ou sulfato férrico.
Neutralização parcial
⇒ Neutralização parcial do ácido: Alguns ácidos possuem mais de um hidrogênio  ionizável como, por exemplo, o
ácido  carbônico  (H2CO3).  Isto  quer  dizer  que ao  serem dissolvidos  em água é  possível  que  algumas moléculas
mantenham alguns dos seus hidrogênios ligados ao ânion, veja o exemplo:
Quando em contato com uma base é possível que o sal seja formado pela combinação do cátion da base com o
ânion que não foi completamente ionizado:
O NaHCO3 é um sal ácido, ou hidrogenossal, pois apresenta hidrogênio ionizável Neutralização parcial da base:
O Mg(OH)Cℓ é um sal básico, pois apresenta hidroxila (OH­). Este processo é chamado de neutralização parcial e
pode acontecer  tanto com ácidos polipróticos  (mais um hidrogênio  ionizável) como com bases com mais de uma
hidroxila. O resultado é um sal com características ácidas ou básicas chamados de hidrogeno­sais (sais ácidos) ou
hidroxi­ ­sais (sais alcalinos) a depender de qual espécie química foi apenas parcialmente neutralizada.
Sais ácidos e sais básicos: fórmulas e nomenclatura
Tanto a formulação quanto a nomenclatura dos sais produzidos em neutralizações parciais são muito semelhantes.
A  diferença  se  encontra  no  fato  de  que  devemos  indicar  o  número  de  hidrogênios  não  ionizados,  no  caso  de
hidrogeno­sais, e hidroxilas não dissociadas, no caso de hidroxi­sais.
No  caso  dos  hidrogeno­sais  ainda  existe  a  possibilidade  de  se  usar  uma nomenclatura  alternativa,  o  hidrogeno­
carbonato  de  sódio  pode  também  ser  chamado  de  bicarbonato  de  sódio,  sal muito  utilizado  como  antiácido  em
diversos medicamentos.
Exemplos:
NaH2PO4 – di­hidrogeno­fosfato de sódio ou fosfato diácido de sódio
NaHCO3 ­ Hidrogeno carbonato de sódio ou carbonato monoácido de sódio ou bicarbonato de sódio.
Ca(OH)Cℓ ­ cloreto (mono) básico de cálcio ou (mono) hidroxi­cloreto de cálcio
Mg(OH)Cℓ ­ hidróxi­cloreto de magnésio ou cloreto básico de magnésio.
Solubilidade
Quando misturado a  certa  quantidade de água o  cloreto de  sódio  se dissociacompletamente  liberando  íons em
solução aquosa e produzindo uma solução eletrolítica fortemente condutora.
Já o cloreto de prata (AgCℓ) quase não se dissocia, fato evidenciado pela baixíssima condutividade e pelo corpo de
fundo (material sólido depositado no fundo do recipiente) restante no sistema. Em outras palavras o cloreto de sódio
é  muito solúvel em água enquanto o cloreto de prata pode ser considerado praticamente insolúvel.
Existe  uma  série  de  fatores  que  influenciam  na  solubilidade  de  um  sal,  como  energia  reticular,  energia  de
solvatação dentre outras. Uma análise de  todos estes  fatores é por  demais  complexa e,  portanto não é  simples
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prever se um sal é solúvel ou não.
Para contornar esta dificuldade ao longo dos tempos os químicos testaram as solubilidades de diversos compostos
e compilaram tabelas e regras que nos ajudam a saber quão solúvel é um determinado sal ou base.
Solubilidade de alguns sais em água
Sal  duplo  ou misto:    é  um  sal  que  apresenta  dois  cátions  diferentes  (exceto  o  hidrogênio  ionizável  H+)  ou  dois
ânions diferentes (exceto a hidroxila OH–).
Nesse caso, a nomenclatura pode ser feita utilizando­se o seguinte esquema:
sal com dois cátions
nome do ânion...........de..........nome dos cátions
Na+ Li+ SO42– = NaLiSO4 ⇒ sulfato de sódio e lítio 
sal com dois ânions
nome do cátion............de............nome dos ânions
Ca2+ Cl– ClO– = Ca(Cl)ClO ⇒ hipoclorito cloreto de cálcio
Sal  hidratado: Sal  hidratado apresenta,  no  retículo  cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água
combinada dessa maneira chama­se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é  indicada, na
nomenclatura do sal, por prefixos.
Exemplos:
CuSO4 • 5 H2O = sulfato de cobre II penta­hidratado
CaSO4 • 2 H2O = sulfato de cálcio di­hidratado
 
Óxidos
Poluição atmosférica, aquecimento global, chuva ácida. Estes  temas estão na pauta diária de  jornais e revistas e
não  é  por  acaso.  O  estilo  de  vida  sustentado  pela  humanidade  atualmente  consome  imensas  quantidades  de
recursos naturais produzindo em troca lixo, e gases tóxicos.
Mas o que tudo isto tem a ver com funções inorgânicas e mais especificamente com óxidos?!? Na verdade tanto os
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gases responsáveis pelo efeito estufa quanto os que provocam a precipitação de chuva ácida são óxidos. Mas esta
função  química  não  pode  ser  associada  apenas  a  problemas  ambientais.  A  bem  da  verdade  os  óxidos  estão
presentes em diversas aplicações que em muito melhoram a vida do ser humano. Por exemplo, óxidos são usados
como condutores em mostradores de cristal líquido, fazem parte da composição de tintas e materiais cerâmicos de
alta tecnologia e até mesmo as assaduras dos bebês podem ser prevenidas com pomadas que possuem óxido de
Zinco em sua composição.
Pedra Pomes, Hematita e Pomada Hipoglos
Definição: Os óxidos são compostos binários tendo obrigatoriamente o oxigênio como elemento mais eletronegativo.
Na prática  isto  inclui  todos os compostos  formados por oxigênio e mais um outro elemento que não seja o  flúor.
Dentre outras possibilidades estes  compostos podem ser  gerados pela queima de alguns materiais  (MgO, CO e
CO2),  pela  oxidação de metais  (ferrugem, Cr2O,  etc.)  ou  pela  decomposição/desidratação  de  alguns  ácidos. Os
óxidos  também  são  a  principal  fonte  de metais  para  a  indústria  siderúrgica,  a  grande maioria  dos minérios  tem
óxidos metálicos em sua composição.
Classificação  dos Óxidos: Os  óxidos  são  classificados  em  função  do  seu  comportamento  na  presença  de  água,
bases e ácidos.
⇒ Óxidos básicos: Óxidos básicos apresentam caráter iônico, em que o metal terá geralmente “carga” +1 e +2.
Exemplos: Na2O, BaO
Esses óxidos reagem com água, originando bases, e reagem com ácidos, originando sal e água.
Exemplos:
Óxido básico + água à base
Na2O + H2O ⇒ 2 NaOH
Óxido básico + ácido à sal + água
Na2O + H2SO4 ⇒ Na2SO4 + H2O
⇒ Óxidos ácidos: Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente são formados por ametais.
Exemplos: CO2, SO2, N2O5
Esses óxidos reagem com água, produzindo ácido, e reagem com bases, originando sal e água.
Exemplos:
óxido ácido + água à ácido
SO2 + H2O ⇒ H2SO3
óxido ácido + base à sal + água
SO2 + 2 NaOH ⇒ Na2SO3 + H2O
Os óxidos ácidos, como são obtidos a partir dos ácidos, pela retirada de água, são denominados de anidridos de
ácidos.
Exemplos:
H2SO4 ­ H2O = SO3 (anidrido sulfúrico)
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H2SO3 ­ H2O = SO2 (anidrido sulfuroso)
H2CO3 ­ H2O = CO2 (anidrido carbônico)
⇒ Óxidos neutros:  Óxidos neutros são covalentes, isto é, formados por ametais, e não reagem com água, ácido ou
base. Os óxidos neutros são  também chamados de  indiferentes ou  inertes (o que não quer dizer eles não sejam
capazes reagir quimicamente sob determinadas condições). Os mais importantes são: CO, NO e N2O.
⇒ Óxidos anfóteros: Óxidos anfóteros comportam­se como óxidos básicos na presença de um ácido, e como óxidos
ácidos na presença de uma base.
Veja o comportamento desses óxidos nas reações a seguir:
ZnO + 2HCl ⇒ ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH ⇒ Na2ZnO2 + H2O
Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3. Existem outros, menos  importantes, que são  formados por
metais, como SnO, SnO2, PbO, PbO2, ou por semimetais, como As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5.
⇒ Óxidos  duplos  ou  mistos:  Óxidos  duplos  ou  mistos  resultam  da  combinação  de  dois  óxidos  de  um  mesmo
elemento.
Exemplos:
Magnetita: Fe3O4 ⇒ FeO . Fe2O3 (imã natural)
Zarcão: Pb3O4 ⇒ 2PbO . PbO2 (pintura de fundo)
⇒ Peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2–.
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino­terrosos.
Peróxido de hidrogênio à H2O2 → água oxigenada
Peróxido de metal alcalino à Na2O2 → peróxido de sódio
Peróxido de metal alcalino­terroso à CaO2 → peróxido de cálcio
Os peróxidos reagem com:
– água, produzindo base e peróxido de hidrogênio;
– ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.
Exemplo:
peróxido + água → base + água oxigenada
K2O2 + H2O ⇒ 2 KOH + H2O2
Nomenclatura dos Óxidos: os óxidos  formados por ametais  ligados a oxigênio são óxidos moleculares e  têm seu
nome estabelecido pela seguinte regra:
Veja alguns exemplos:
monóxido de carbono = CO
dióxido de carbono = CO2
trióxido de enxofre = SO3
heptóxido de dicloro = Cl2O7
Os óxidos formados por metais geralmente são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga –2. Seu nome é
formado da seguinte maneira:
óxido de (nome do elemento)  =  ..........................
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Veja alguns exemplos:
óxido de sódio = (Na+)2 O2– = Na2O
óxido de cobre I = (Cu+)2O2– = Cu2O
óxido de cálcio = (Ca2+)(O2–) = CaO
óxido de ferro III = (Fe3+)2(O2–)3 = Fe2O3
Propriedades e aplicações de alguns óxidos
⇒ Óxido de cálcio — CaO (Cal)
Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é misturada à água, ocorrendo uma reação que  libera
grande quantidade de calor:
CaO + H2O à Ca(OH)2 + calor
cal extinta ou apagada
A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é encontrado na natureza como constituinte do mármore,
do calcário e da calcita:
CaCO3  Δ  CaO + CO2
Em regiões agrícolas de solo ácido, a cal viva pode ser usada para diminuir sua acidez.
Calagem: adição de cal ao solo para reduzir a acidez.
⇒ Dióxido decarbono — CO2
A água mineral e os refrigerantes gaseificados contêm gás carbônico, que reage com a água, produzindo um meio
ácido. Observe a equação desta reação:
CO2 + H2O D H2CO3 D H+ + HCO3­
O CO2 é mais solúvel em água quando submetido a altas pressões. Por esse motivo, se deixarmos uma garrafa de
refrigerante aberta, parte do CO2 escapa, tornando o refrigerante “choco”, ou seja, menos ácido.
O CO2 sólido é conhecido como gelo­seco e apresenta a propriedade da sublimação, sendo usado como recurso
cênico em filmes de terror e shows de rock.  
O gelo­seco(s), ao passar para o estado de vapor, arrasta consigo moléculas de água, originando uma névoa mais
densa que o ar.
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Aplicações do gelo seco (CO2(s))
Como o CO2 é um óxido ácido e reage com bases, produzindo sal e água, podemos identificar sua presença no ar
expirado, borbulhando­o numa solução aquosa de Ca(OH)2(água de cal):
CO2   +   Ca(OH)2   ⇒   CaCO3   +   H2O
A solução torna­se turva pela presença do sal insolúvel, o CaCO3.
⇒ Peróxido de hidrogênio — H2O2
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. A solução aquosa a 3% de peróxido de hidrogênio é vendida em drogarias e utilizada como anti­séptico e
alvejante.  Os  frascos  de  água  oxigenada  normalmente  são  escuros  ou  opacos,  pois  a  luz  provoca  sua
decomposição:
2 H2O2(aq)   Luz   2 H2O(l) + O2(g)
Algumas pessoas utilizam a água oxigenada para clarear pêlos e cabelos. Soluções cuja concentração seja superior
a  30%  de  peróxido  de  hidrogênio  são  utilizadas  industrialmente  como  alvejante  de  madeiras  e  fibras  têxteis  e,
também, na propulsão de foguetes.
⇒ Chuva Ácida
Os óxidos de enxofre – SOX  (SO2 e SO3)  e  os  óxidos  de  nitrogênio  – NOX  (NO e NO2)  são  poluentes  do  ar.
Quando eles se misturam com a umidade na atmosfera para formar os ácidos (H2SO4, HNO2 e HNO3), a chuva
ácida acontece. Ventos  fortes  transportam o ácido, e a chuva ácida cai,  tanto na  forma de precipitação como na
forma de partículas secas.
A  chuva  ácida  pode  cair  até  3.750  quilômetros  de  distância  da  fonte  original  da  poluição.  As  chaminés  e  os
automóveis do centro  industrial do meio­oeste causam chuva ácida que prejudica o  leste dos Estados Unidos e o
noroeste do Canadá. Grande parte da chuva ácida que cai na Escandinávia vem de origens européias do oeste, do
Reino  Unido  em  particular.  As  áreas  que  recebem  a  chuva  ácida  não  são  igualmente  afetadas  por  ela.  A
capacidade de uma região de neutralizar os ácidos determina o tamanho do prejuízo em potencial. O solo alcalino
neutraliza o ácido, portanto, as áreas com solos altamente alcalinos são menos prejudicadas do que aquelas áreas
onde o solo é neutro ou ácido.
A chuva ácida libera metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais podem alcançar rios e serem utilizados pelo
homem  causando  sérios  problemas  de  saúde.  O  seu  vapor  no  ar  ao  ser  respirado  causa  vários  problemas
respiratórios. Ajuda a corroer os materiais usados nas construções como casas, edifícios e arquitetura, destruindo
represas, turbinas hidrelétricas, monumentos, etc.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102353/ 10/10
Estátuas de mármore (CaCO3) deterioradas pela ação da chuva ácida.