Teoria Sal e Oxido

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Estudo das Funções: Sais e Óxidos 
 
Sais 
 
Em 1814, Gay-Lussac, observou experimentalmente que as propriedades de um ácido eram 
neutralizadas pela reação com uma base e vice-versa. Denominou esta reação de Reação de 
Neutralização. 
 A reação de neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius, resulta na formação de 
sal e água. 
ácido + base  sal + água 
 A água é formada pela combinação do H
+
 do ácido e do OH
-
 da base, e o sal é formado pela 
união do cátion da base e do ânion do ácido. Esta reação de neutralização entre o ácido e a base pode 
ser total ou parcial. 
 
1- Reação de Neutralização. 
 A reação de neutralização entre um 
ácido e uma base de Arrhenius, resulta na 
formação de sal e água. 
 
 
ácido + base  sal + água 
 
 
 A água é formada pela combinação do 
H
+
 do ácido e do OH
-
 da base, e o sal é 
formado pela união do cátion da base e do 
ânion do ácido. Esta reação de neutralização 
entre o ácido e a base pode ser total ou parcial. 
 
Neutralização total. 
 Uma reação de neutralização é total 
quando reagem todos os H
+
 do ácido e todos 
os OH
-
 da base. O sal assim formado é 
classificado como sal neutro ou normal por 
não apresentar grupos OH
-
 e nem hidrogênios 
ácidos. 
Obs.: Se o número de H
+
 no ácido for 
diferente do número de OH
-
 da base, devemos 
“ajustá-los” de modo a obter a neutralização 
total. 
 
H A + B(OH) sal + águayxy x
 
 
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6 H2O
 
Exemplos: 
HCl + NaOH NaCl + H2O
a) 
b) 2HIO3 + Ca(OH)2 Ca(IO3)2 + 2 H2O
c) H3PO4 + 3 KOH K3PO4 + 3 H2O 
d) H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O 
 
Neutralização Parcial. 
 Uma reação de neutralização é parcial 
quando não reagem todos os H
+
 do ácido ou 
todos os OH
-
 da base. 
 Quando ocorre neutralização parcial do 
ácido, o sal formado é classificado como 
hidrogeno-sal (ou sal ácido). Quando ocorre 
neutralização parcial da base, o sal formado é 
classificado como hidroxi-sal (ou sal básico). 
 
Exemplos: 
 
a) 1H2SO4 + 1KOH KHSO4 + H2O
 
b) 1H2CO3 + 1NaOH NaHCO3 + H2O
 
c) 1H3PO4 + 1NH4OH
 
d) 1H3PO4 + 2NH4OH
 
e) 1HNO3 + 1Ca(OH)2 Ca(OH)NO3 + H2O
 
f) 1H2SO4 + 1Fe(OH)3 Fe(OH)SO4 + 2H2O
 
g) 1HCl + 1Al(OH)3
 
h) 2HCl + 1Al(OH)3
 
 
3. Nomenclatura e formulação. 
 Os sais são compostos formados por 
um cátion e por um ânion. A nomenclatura e 
formulação dos sais podem ser obtidas através 
da tabela de cátions e ânions. 
 
Nomenclatura: 
 
 
__________________ de _______________ 
 nome do ânion nome do cátion 
 
 
Exemplos: 
 ânion Cl- cloreto
 cátion Na+ sódio
 
Nome do sal cloreto de sódio=
=
={a) NaCl
 
 ânion NO3 
 nitrato
 cátion K+ potássio
 
Nome do sal nitrato de potássio=
=
=
b) KNO3{
-
 
 ânion SO4 
 sulfato
 cátion Fe2+ ferro II
 
Nome do sal sulfato de ferro II=
=
={c) FeSO4
2-
 
 
Formulação: 
A formulação dos sais baseia-se no equilíbrio 
das cargas, onde a carga total do cátion (A
x+
) é 
igual a carga total do ânion (B
y-
). 
 
 
cátion A 
ânion B
x
y
+
-
fórmula do sal A By x
 
 
Exemplos: 
a) cloreto de potássio 
cátion K+
ânion Cl- } fórmula KCl 
 
b) cromato de magnésio 
} fórmula MgCrO4
cátion Mg2+
 
ânion CrO4
2-
 
 
c) nitrato de ferro III 
 
} fórmula Fe(NO3)3
cátion Fe3+
 
ânion NO3
-
 
 
d) Fosfato de cálcio 
 
} fórmula Ca3(PO4)2
cátion Ca2+
 
ânion PO4
3-
 
4. Classificação e propriedades dos sais. 
a) Quanto ao estado físico. 
 Os sais são compostos 
predominantemente iônicos, por isso são 
sólidos. 
 
b) Quanto à solubilidade em água. 
 Podem ser solúveis ou insolúveis. 
Os sais solúveis sofrem grande dissociação 
iônica em água e os insolúveis sofrem 
pequeníssima dissociação iônica (na prática 
considera-se que não a sofrem). 
 
Exemplos: 
a) NaCl(s)
 
 Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)
H2O
 
 
b) Na2SO4(s)
 
 2 Na
+
(aq) + SO4(aq)
H2O -2
 
 
c) K3PO4(s)
 
 3 K
+
(aq) + PO4(aq)
H2O -3 
H2Od) CaCO3(s) não ocorre 
 
e) Ca(NO3)2(s)
 
f) FeCl3(s)
 
g) CuSO4(s)
 
h) (NH4)3BO3(s)
H2O
H2O
H2O
H2O
 
 
Tabela de solubilidade 
Sais Solubilidade 
em água 
Exceção 
Nitratos 
Acetatos 
Cloratos 
 
solúveis 
 
Cloretos 
Brometos 
Iodetos 
 
solúveis 
 
Ag
+
, Pb
2+
, 
Hg2
2+
 
Sulfatos solúveis Ca
2+
, Ba
2+
, 
Sr
2+
, Pb
2+
, 
Sulfetos insolúveis alcalinos e de 
NH4
+
 
Outros sais insolúveis alcalinos e de 
NH4
+
 
 
c) Quanto à natureza. 
 Sal neutro ou normal: resultante da 
neutralização total do ácido e da base. 
Exemplos: 
a) NaCl  cloreto de sódio 
b) CaCO3  carbonato de cálcio 
c) KNO3  nitrato de potássio 
d) KI  iodeto de potássio 
 
 Sal ácido ou hidrogeno-sal: resulta da 
neutralização parcial do ácido: 
 
Exemplos: 
a) KHSO4  sulfato ácido de potássio, 
bissulfato de potássio ou hidrogeno sulfato 
de potássio. 
b) NaHCO3  carbonato ácido de sódio, 
bicarbonato de sódio, ou hidrogeno 
carbonato de sódio. 
c) NaH2PO4  fosfato diácido de sódio ou 
di-hidrogeno-fosfato de sódio. 
d) Na2HPO4  fosfato ácido de sódio ou 
hidrogeno fosfato de sódio. 
 
 Sal básico ou hidroxi-sal: resulta da 
neutralização parcial da base pelo ácido. 
 
Exemplos: 
a) Ca(OH)NO3  nitrato básico de cálcio 
ou hidróxi-nitrato de cálcio. 
b) Fe(OH)SO4  sulfato básico de ferro 
III ou hidróxi-sulfato de ferro III. 
c) Al(OH)2Cl  cloreto dibásico de 
alumínio ou di-hidróxi-cloreto de alumínio. 
 
d) Quanto à presença ou não de água. 
 Sal anidro: não apresentam água na 
estrutura cristalina. 
 
Exemplos: NaCl, KI, AgNO3, CuSO4, etc. 
 
 Sal hidratado: apresenta moléculas de 
água na estrutura cristalina. A molécula 
combinada é denominada água de cristalização 
ou água de hidratação, existente em 
quantidades definidas. 
Exemplos: 
a) CuSO4.5H2O  sulfato de cobre 
penta-hidratado. 
b) CaCl2.6H2O  cloreto de cálcio 
hexa-hidratado. 
c) Na2SO4.10H2O  sulfato de sódio 
deca-hidratado. 
Obs.: Certos sais, denominados de 
higroscópicos possuem uma grande tendência 
à hidratação que passa a absorver água da 
atmosfera (umidade). 
Em certos sais a quantidade de água 
absorvida é tão grande que o sal chega até a 
escorrer. Estes sais são denominados 
deliquescentes. 
 
Exemplo: 
 
CaCl2 CaCl2.2H2O CaCl2.4H2O CaCl2.6H2O
+ H2O+ H2O
+ H2O
 
e) Soluções de sais: ácida, básica ou neutra. 
 A natureza da solução aquosa dos sais 
normais depende da força do ácido e da base 
de origem. 
 Um sal formado por um ácido forte e 
uma base fraca quando dissolvido em água 
produz uma solução de caráter ácido. 
 Um sal formado por um ácido forte e 
uma base forte quando dissolvido em água 
produz uma solução de caráter neutro. 
 Um sal formado por um ácido fraco e 
uma base forte quando dissolvido em água 
produz uma solução de caráterbásico. 
 
 
Exemplos: 
a) CuSO4
H2SO4: ácido forte
Cu(OH)2: base fraca
solução 
 ácida{ } 
 
b) Na2CO3
H2CO3: ácido fraco
NaOH : base forte
solução 
 básica{ } 
 
c) NaCl
HCl: ácido forte
NaOH : base forte
solução 
 neutra{ } 
 
 
 
Alguns sais são muito utilizados no nosso estudo. Estes sais são obtidos através da tabela de 
ácidos e bases mais utilizados. Por esta razão procure memorizar o nome e a fórmula dos ânions e 
cátions provenientes desses ácidos e bases. 
 
Ácido Ânion Base Cátion 
HF: ácido fluorídrico F
-
: fluoreto NaOH: hidróxido de sódio Na
+
: sódio 
HCl: ácido clorídrico Cl
-
: cloreto KOH: hidróxido de potássio K
+
: potássio 
HBr: ácido bromídrico Br
-
: brometo NH4OH: hidróxido de amônio NH4
+
: amônio 
HI: ácido iodídrico I
-
: iodeto Ca(OH)2: hidróxido de cálcio Ca
2+
: cálcio 
H2S: ácido sulfídrico S
2-
: sulfeto Mg(OH)2: hidróxido de magnésio Mg
2+
: magnésio 
HCN: ácido cianídrico CN
-
: cianeto Al(OH)3: hidróxido de alumínio Al
3+
: alumínio 
HNO3: ácido nítrico NO3
-
: nitrato Cu(OH)2: hidróxido de cobre II Cu
2+
: cobre II 
H2SO4: ácido sulfúrico SO4
2-
: sulfato AgOH: hidróxido de prata Ag
+
: prata 
H2CO3: ácido carbônico CO3
2-
: carbonato Fe(OH)3: hidróxido de ferro III Fe
3+
: ferro III 
H3PO4: ácido fosfórico PO4
3-
: fosfato 
H3BO3: ácido bórico BO3
3-
: borato 
 
Obs.: cada ânion pode combinar-se com todos os cátions originando diferentes sais: 
 
 Como exemplo, vamos considerar a combinação do ânion nitrato, com esses cátions: 
 
NaNO3: nitrato de sódio Ca(NO3)2: nitrato de cálcio Cu(NO3)2: nitrato de cobre II 
KNO3: nitrato de potássio Mg(NO3)2: nitrato de magnésio AgNO3: nitrato de prata 
NH4NO3: nitrato de amônio Al(NO3)3: nitrato de alumínio Fe(NO3)3: nitrato de ferro III 
 
 
EXERCÍCIOS 
01) Classifique os sais quanto a sua 
solubilidade em água. 
a) KCl _______________________ 
b) (NH4)2SO4 _____________ 
c) AgNO3 ___________________ 
d) PbSO4 ___________________ 
e) CaSO4 ___________________ 
f) FePO4 ___________________ 
g) CaCO3 ___________________ 
h) Zn(ClO4)2 ___________________ 
i) Ba(ClO3)2. ___________________ 
 
02) Dar a fórmula dos seguintes sais: 
a) brometo de sódio ________ 
b) dicromato de potássio ________ 
c) sulfato de zinco ________ 
d) permanganato de potássio ________ 
e) perclorato de prata ________ 
f) hidróxi-cloreto de cálcio ________ 
g) cloreto de estanho IV ________ 
h) fosfato de chumbo II ________ 
i) pirofosfato de zinco ________ 
j) sulfato ferroso ________ 
 
03) Dê o nome dos seguintes sais: 
a) Al2(SO4)3 ________________________ 
b) NH4Br ________________________ 
c) MgCO3 ________________________ 
d) CaCO3 ________________________ 
e) Ca3(PO4)2 ____________________ 
f) Fe(NO3)3 ____________________ 
g) Na2SO4 ____________________ 
h) AgNO3 ____________________ 
i) Cu(NO3)2 ____________________ 
4) Equacione as reações de neutralização total 
entre os compostos, fornecendo o nome do 
ácido, da base e do sal formado: 
a) NaOH e HClO2 
 
 
 
b) H2SO4 e Ca(OH)2 
 
 
 
c) HNO3 e Ba(OH)2 
 
 
 
d) H3PO4 e Mg(OH)2 
 
 
 
e) Al(OH)3 e H2CrO4 
 
 
5) Complete as equações de modo a obter sal 
normal, e para os itens a, b, c, d e e, 
determine o caráter da solução aquosa deste 
sais (ácido, básico ou neutro) 
a) HNO3 + Fe(OH)3  
 
b) HCN + KOH  
 
c) H2S + NaOH  
 
d) HCl + Fe(OH)3  
 
e) H2SO4 + KOH  
 
f) H2CrO4 + Ni(OH)3  
 
g) H4P2O7 + Ca(OH)2  
 
 
 
6) Para as quantidades indicadas, complete as 
equações: 
a) 1 H3PO4 + 1 Ca(OH)2  
b) 1 H2S +1 AgOH.  
c) 2 HBr + 1 Fe(OH)3  
d) 1 H3BO3 + 2 NaOH  
e) 2 HClO + 1 Sn(OH)4  
 
 
 
ÓXIDOS 
 
 
1. Conceito. 
São compostos binários em que o 
oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Praticamente todos os elementos químicos 
formam óxidos. 
 
Exemplos: 
Na2O , Al2O3 , SO2 , SO3 ,CO2. 
 
2. – Nomenclatura e formulação dos óxidos. 
2.1- Geral. 
 Pode ser através do número de átomos de 
oxigênio e o número de átomos do elemento 
químico ligado ao oxigênio. 
OBS: o prefixo mono antes do nome do elemento 
pode ser omitido: 
 
Exemplos: 
a) CO2: dióxido de (mono) carbono. 
b) CO: monóxido de (mono) carbono. 
c) CaO: monóxido de (mono) cálcio. 
d) SO3: trióxido de (mono) enxofre. 
e) Fe2O3: trióxido de diferro. 
f) Cl2O5: 
g) N2O4: 
h) SO2: 
i) Cl2O7: 
j) P2O5: 
k) Au2O3: 
l) tetróxido de triferro: Fe3O4 
m) monóxido de dicloro: Cl2O 
n) dióxido de carbono: CO2 
o) monóxido de nitrogênio 
 
2.2- Óxidos metálicos. 
 A nomenclatura do óxido formado por 
metais pode ser feita através da seguinte regra: 
Exemplos: 
a) Na2O : óxido de sódio. 
b) Fe2O3: óxido de ferro III. 
c) K2O: óxido de potássio. 
d) FeO: 
e) CaO: 
f) BaO: 
g) Al2O3: 
A formulação dos óxidos metálicos pode ser obtida 
pela combinação do ânion óxido com o cátion 
correspondente, ou seja: 
 
Exemplos: 
a) óxido de magnésio: MgO 
b) óxido de cobre II: CuO 
c) óxido de bismuto: Bi2O3 
mono 
 di mono
 tri óxido de di .............................
 tetra tri nome do elemento
penta
( ) )( Óxido de ............................... nome do cátion cátion: Ex+
 óxido: O
2- }E2Ox
fórmula 
do óxido
 
d) óxido de prata: 
e) óxido de zinco: 
f) óxido de potássio: 
g) óxido de chumbo IV: 
h) óxido de mercúrio I: 
i) óxido de cobalto III: 
3- Classificação e propriedades dos óxidos. 
3.1 - Óxidos Básicos. 
São óxidos formados por metais 
alcalinos, alcalinos terrosos e outros metais, em 
geral com eletrovalência +1 e +2. São compostos 
iônicos, sólidos, e que apresentam ponto de fusão 
e ponto de ebulição elevados. 
Exemplos: Na2O, K2O, CaO, BaO,MgO, CuO, 
Ag2O. 
São óxidos que reagem com água formando bases 
e reagem com ácidos formando sal e água. 
Exemplos 
Reação de óxido básico com água. 
Este tipo de reação ocorre diretamente. 
a) CaO + H2O  Ca(OH)2 
b) Na2O + H2O  2 NaOH 
c) MgO + H2O  
d) K2O + H2O  
e) CuO + H2O  
 
Reação de óxido básico com ácido. 
A reação do óxido básico com ácido 
ocorre por etapas. Na primeira etapa o óxido 
básico reage com água formando a base 
correspondente. Na Segunda etapa esta base é 
neutralizada pelo ácido. 
Exemplos: 
a) CaO e H2SO4 
b) Na2O e HCl 
c) MgO e HNO3 
 
 
 
 
 
d) K2O e H2SO4 
 
 
 
 
 
 
3.2 - Óxidos ácidos ou anidridros. 
 São óxidos formados por não-metais e por 
metais com eletrovalência elevada (+6 ,+7). São 
compostos moleculares, em geral gasosos e solúveis 
em água. 
Exemplos: 
CO2, N2O5, Cl2O3, SO3, Mn2O7, CrO3. 
Os óxidos ácidos reagem com água formando 
ácidos e reagem com bases formando sal e água. 
 
Reação do óxido ácido com água. 
 Este tipo de reação ocorre diretamente. 
a) CO2 + H2O  H2CO3 
b) SO2 + H2O  H2SO3 
c) N2O5 + H2O  2 HNO3 
d) SO3 + H2O  
e) N2O3 + H2O  
f) Cl2O5 + H2O  
Reação do óxido ácido com base. 
A reação do óxido ácido com base ocorre 
por etapas. Na primeira etapa o óxido ácido reage 
 óxidobásico{+ água base+ ácido sal + água 
{ Na2O + H2O 2 NaOH 2 NaOH + 2 HCl 2 NaCl + 2 H2O 
 
 Na2O + 2 HCl 2 NaCl + H2O
+
{ CaO + H2O Ca(OH)2 Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2 H2O 
 
 CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O
+
 óxido 
 ácido{+ água ácido+ base sal + água 
 
com água formando o ácido correspondente. Na 
Segunda etapa este ácido é neutralizada pela base. 
 
Exemplos: 
a) CO2 e NaOH 
 
 
 
b) N2O5 e Ca(OH)2 
 
c) SO2 e KOH 
 
 
 
 
 
d) SO3 e Ba(OH)2 
 
 
 
 
 
e) N2O3 e Mg(OH)2 
 
 
 
 
 
f) Cl2O5 e NaOH 
 
 
 
 
 
Obs.: Os óxidos ácidos também são chamados de 
anidridos (anidro = sem água) pois podem ser 
considerados como provenientes de um ácido pela 
retirada de água. 
 
Exemplos: 
 
3.3 – Óxidos anfóteros. 
São óxidos, em geral, sólidos, moleculares e 
insolúveis na água. Formados por metais, como Zn, 
Al, Sn e Pb e por semimetais, como As e Sb. 
Exemplos: 
ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2As2O3, As2O5, 
Sb2O3 e Sb2O5. 
Os óxidos anfóteros apresentam duplo 
comportamento, ora comportam-se como óxido 
ácido, ora comportam-se como óxido básico. 
 Os óxidos anfóteros não reagem com água. 
Reagem com ácido forte ou base forte formando sal 
e água. Por isso, estes óxidos podem se comportar 
como óxido básico ou como óxido ácido, 
dependendo do caráter químico pronunciado da 
substância com quem irá reagir. 
 
Reação de óxidos anfóteros com ácido e base forte. 
{ CO2 + H2O H2CO3 H2CO3 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 H2O 
 
 CO2 + 2 NaOH Na2CO3 + H2O
+
{ N2O5 + H2O 2 HNO3 2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O 
 
 N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O
+
a) H2CO3 - H2O CO2
 ácido anidrido 
 carbônico carbônico
b) 2 HNO3 - H2O N2O5
 ácido anidrido 
 nítrico nítrico
c) H2SO3 - H2O
d) HNO2 - H2O
e) HClO3 - H2O
f) H3BO3 - H2O
g) H2CrO4 - H2O
 
 
3.4 – Óxidos duplos ou mistos. 
 São óxidos formados por metais. 
Possuem caráter iônico, são sólidos e comportam-
se como se fossem formados por dois outros 
óxidos do mesmo elemento. 
Os principais óxidos são: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4. 
Exemplos: 
a) Pb3O4 
 
b) Fe3O4 
 
c) Mn3O4 
 
3.5 – Óxidos neutros ou indiferentes. 
 São óxidos formados por não metais. São 
moleculares, gasosos, e não reagem com água, 
ácido ou base. 
Os principais óxidos neutros são: CO, NO, N2O. 
 
3.6 – Peróxidos. 
 São compostos formados pelo ânion 
peróxido O2
2-
 ( 
1-
OO1-) e por cátions de metais 
alcalinos, alcalinos terrosos ou pelo hidrogênio. 
Os peróxidos metálicos são sólidos e iônicos. O 
peróxido de hidrogênio (H2O2) é líquido e 
molecular. 
A nomenclatura destes compostos é feita de 
acordo com: 
 
Peróxido de .................................. 
 (nome do elemento químico) 
Exemplos: 
a) Na2O2: peróxido de sódio. 
b) K2O2: peróxido de potássio. 
c) CaO2: peróxido de cálcio. 
d) BaO2: peróxido de bário. 
e) H2O2: peróxido de hidrogênio 
Obs.: A solução aquosa de peróxido de hidrogênio 
(H2O2) é denominada de água oxigenada. 
Os peróxidos metálicos reagem com água 
produzindo base e H2O2 e reagem com ácidos, 
produzindo sal e H2O2. 
Obs.: O H2O2 é instável e se decompõe de acordo 
com a equação: 
 
Reações de Peróxidos com água e com ácido. 
 
Algumas óxidos são muito utilizados no nosso 
estudo, por esta razão procure memorizar o nome e 
a fórmula dos seguintes óxidos: 
 
 
Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O
{b)
Fe3O4
FeO óxido de ferro II
Fe2O3 óxido de ferro III
Pb3O4
2 PbO óxido de chumbo II
PbO2 óxido de chumbo IV
Mn3O4
2 MnO óxido de manganês II
 MnO2 óxido de manganês IV
{ Peróxido + água base + H2O2 + ácido sal + H2O2 
 
 H2O2 H2O + 1/2 O2 
 
{Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2Na2O2 + 2HCl 2 NaCl + H2O2a)
{CaO2 + 2 H2O Ca(OH)2 + H2O2
CaO2 + 2 HBr CaBr2 + H2O2
b)
{MgO2 + 2 H2O MgO2 + 2 HNO3 c)
ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O
ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O
{a)
{K2O2 + 2 H2O K2O2 + 2 H2SO4 d)
 
Na2O  óxido de sódio 
K2O  óxido de potássio 
CaO  óxido de cálcio 
MgO  óxido de magnésio 
CuO  óxido de cobre II 
CO  monóxido de carbono 
CO2  dióxido de carbono 
SO2  dióxido de enxofre 
SO3  trióxido de enxofre 
H2O2  peróxido de hidrogênio. 
EXERCÍCIOS 
01) Escreva o nome dos seguintes óxidos: 
 
a) SO3 ___________________________ 
b) CO ___________________________ 
c) MnO2 ___________________________ 
d) NO ___________________________ 
e) As2O3 ___________________________ 
f) CuO ___________________________ 
g) CO2 ___________________________ 
h) FeO ___________________________ 
i) N2O5 ___________________________ 
j) Cl2O ___________________________ 
 
02) Escreva a fórmula dos seguintes óxidos: 
a) óxido de sódio ______________ 
b) óxido de prata ______________ 
c) trióxido de diferro ______________ 
d) óxido de magnésio ______________ 
e) óxido de alumínio ______________ 
f) óxido de ferro II ______________ 
g) óxido cobre I ______________ 
h) óxido cúprico ______________ 
i) peróxido de bário ______________ 
j) óxido férrico ______________ 
k) dióxido de enxofre ______________ 
l) óxido de magnésio ______________ 
03) Os óxidos podem ser ácidos, básicos, 
indiferentes, duplos ou peróxidos. Pois bem, cada um 
deles tem um comportamento na presença de ácidos, 
água e bases. Complete as equações abaixo de acordo 
com esta classificação. 
a) CO2 + H2O  
 CO2 + 2KOH  
b) SO2 + H2O  
 SO2 + 2NaOH  
c) K2O + H2O  
 K2O + 2HCl  
d) BaO + H2O  
 BaO + 2HNO3  
e) K2O2 + H2O  
 K2O2 + 2HCl