Aula 2 sais e óxidos

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Sais
• São os compostos que em água se dissociam, liberando pelo menos 
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH ̄.
• A reação entre um ácido e uma base recebe o nome de neutralização 
ou salificação.
• Quando diluídos em água se dissociam, liberando pelo menos um 
cátion e um ânion diferentes de H+ e do OH ̄ 
Creme dental contendo NaF
Propriedades:
• Possuem sabor salgado;
• Diluídos em água são bons condutores de eletricidade;
• Um sal pode reagir com um ácido e originar outro sal e outro ácido;
• Um sal pode reagir com uma base e formar outro sal e outra base;
• Se um sal reagir com outro sal dará origem a dois novos sais;
• Se um sal reagir com um metal dará origem a outro metal e outro sal.
Classificação dos sais
• Quanto a presença de oxigênio
Oxissais: CaSO4 ; CaCO3 ;KNO3
Halóides: NaCl; CaCl2; KCl
• Quanto a presença de água:
Hidratados: CuSO4.5H2O ; CaSO4.2H2O
Anidros: CaSO4; NaCl; KCl
• Quanto a natureza:
Neutros ou normais: sais que não possuem o ânion OH ̄e o cátion H3O
+.
Ex.: NaBr ; CaCO3
Ácidos ou Hidrogenossais: sais que possuem dois cátions, sendo um deles o 
H3O
+ . Ex.: NaHCO3 ; CaHPO4
Básicos ou Hidroxissais: sal que possui dois ânions, sendo um deles o OH ̄. 
Ex.: Ca(OH)Br
Duplos ou mistos: apresenta dois cátions diferentes do H3O
+.
Ex.: NaKSO4 
Nomenclatura dos Sais
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ídrico eto
ico ato
oso ito
A nomenclatura dos sais obedece a seguinte expressão:
Nome do ânion de Nome do cátion
• Os sais são obtidos a partir da reação de um ácido com uma base, 
dando origem a diversos tipos de sais:
a) Reação dos hidrácidos com monobases:
HCl + NaOH NaCl + H2O
Nomenclatura: ídrico  êto – cloreto de sódio (normal - halóide)
HA + BOH BA + H20
b) Reação dos oxiácidos com monobases:
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
Nomenclatura: ico ato – sulfato de sódio (normal – oxi-sal)
H2SO3 + 2 NaOH  Na2SO3 + 2H2O
Nomenclatura: oso ito – sulfito de sódio (normal – oxi-sal)
H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O
Nomenclatura: hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou 
bisulfato de sódio (sal ácido ou hidrogeno sal – oxi-sal)
c) Reação dos hidrácidos ou oxiácidos com polibases:
HCl + Ca(OH)2  CaOHCl + H2O
Nomenclatura: hidróxi cloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio (hidroxi
sal ou sal básico)
Obs. O caráter ácido ou básico do sal (pH superior ou inferior a 7) depende 
da força do ácido ou da base que lhe deram origem e não da presença do 
H+ e OH- no sal.
d) Formação de sais hidratados
CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O 
Nomenclatura: sulfato de cobre II pentahidratado ou sulfato cúprico
pentahidratado (oxi-sal hidratado).
Óxidos
São compostos binários, isto é, são substâncias formadas por dois
elementos químicos, sendo que um deles será o oxigênio (elemento
mais eletronegativo).
Propriedades:
Alguns óxidos reagem com água formando ácidos;
Alguns óxidos reagem com água formando bases;
Alguns óxidos reagem ácidos formando sal e água;
Alguns óxidos reagem com bases formando sal e água. 
Classificação dos Óxidos
Óxidos básicos: são formados por metais (grupos 1, 2 ou 13), que reagem 
com água formando uma base ou com ácido formando sal e água. 
Reações: 1) Na2O + H2O  2NaOH
2) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O
Óxidos ácidos ou anidridos: são formados por não metais, que reagem
com água formando ácidos e com bases formando sal e água
Reações: Óxido ácido + H2O  ácido
SO3 + H2O  H2SO4
N2O5 + H2O  2HNO3
Chuva ácida
Óxidos anfóteros: óxidos metálicos com caráter ácido e básico.
Reações: 1) ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O
2) ZnO + NaOH  Na2ZnO2 + H2O
Óxidos neutros ou indiferentes: óxidos moleculares que não reagem com
água nem com ácido ou base: CO, NO e N2O.
Óxidos duplos, mistos ou salinos: óxidos metálicos de fórmula geral Me3O4,
corresponde a soma de dois óxidos do elemento.
Exemplos: Fe2O3 + FeO Fe3O4 (magnetita ou ímã)
PbO2 + 2PbO Pb3O4 (zarcão)
Reações: 1) Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
2) Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O
Peróxidos: são formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio 
e possuem oxigênio com Nox = -1.
M2O2 - MO2 
M. Alcalinos M. Alc. Terrosos
Na2O2, Li2O2 CaO2, MgO2
H2O2 – Ag. Oxidante e bactericida
Superóxidos: óxidos iônicos de caráter básico em que o oxigênio apresenta
Nox = -1/2. 
M2O4 - MO4 
Metais alcalinos Metais alcalinos terrosos
Na2O4, Li2O4 CaO4, MgO4
Nomenclatura dos Óxidos
• Para ametais
(Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento
CO monóxido de monocarbono
N2O5 pentóxido de dinitrogênio
P2O3 trióxido de difósforo
H2O monóxido de dihidrogênio
Nox fixo (grupos 1 e 2): óxido de elemento
• Para metais 
Nox variável: óxido de elemento + nox
Na2O óxido de sódio
Al2O3 óxido de alumínio 
FeO óxido de ferro II (óxido ferroso)
Fe2O3 óxido de ferro III (óxido férrico)
• Os óxidos ácidos são denominados de anidros e ganham as terminações 
em função do Nox, conforme apresenta a tabela a seguir:
(+3) ico apenas para o -B
(+4) ico apenas para o carbono -C
Terminação Nox
Per ico +7
ico (+3 +4) +5 e +6
oso +3 e +4
Hipo oso +1 e +2
Referências Bibliográficas
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química geral. 2. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 1986. 2 v.
RUSSELL, John Blair; GUEKEZIAN, Maria Elisabeth. Química geral. 2. ed.
São Paulo: Makron Books, c1994. 2 v.
MAIA, Daltamir J.; BIANCHI, J. C. de A. Química Geral : Fundamentos.
São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.