Funções Inorgânicas - Ácidos

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Funções da Química inorgânica - Prof. Fábio Pereira Ramanery 
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Apostila de Química - Funções Inorgânicas - Prof. Fábio Pereira Ramanery - 2013 
 
1 - FUNÇÕES QUÍMICAS 
Funções Químicas é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades 
funcionais. 
As principais funções que iremos estudar são: Ácidos, Bases, Sais e óxidos. 
TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARREHENIUS. 
Arrhenius verificou, no fim do século passado, que algumas soluções aquosas conduzem corrente elétrica e outras não. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A lâmpada se mantém apagada na solução de água e açúcar, provado que esta solução não permite a passagem de corrente elétrica, 
em quanto que a solução de água e sal permite a passagem de corrente elétrica. 
Como se explica essa diferença? 
Arrhenius explicou do seguinte modo: o açúcar (e outros não-eletrólitos), quando dissolvidos na água se subdivide em moléculas 
(C12H22O11) que são eletricamente neutras e, portanto, insensíveis ao campo elétrico. Sendo assim, a corrente elétrica não pode 
fluir pela solução. 
O sal (e demais eletrólitos), quando dissolvido em água, se subdivide em partículas carregadas eletricamente e denominadas íons 
(no caso do sal, temos Na
+
 e Cl
-
). Os íons positivos ou cátions Caminham em direção ao pólo negativo; os íons negativos ou 
ânions, deste modo, a corrente elétrica poderá fluir pele solução e, como o circuito elétrico não fica interrompido, a lâmpada irá 
acender. 
É interessante ainda notar que dentre os eletrólitos existem substâncias iônicas e moleculares. 
 
Substância iônica apenas separa os íons já existentes: 
Na
+
Cl
-
  Na+ + Cl- (essa separação chama-se dissociação iônica ou eletrolítica) 
 
 
 
 
 
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Em outros casos, o eletrólito é formado por moléculas; a água é que irá quebrar as moléculas, produzindo os íons . Por 
exemplo: 
Ex: água 
 HCl  H+ + Cl- (essa quebra de moléculas com formação 
de íons chama-se ionização). 
 
Nesse caso, a água pode “quebrar” todas as moléculas ou apenas parte delas. Define-se então O chamado GRAU DE 
IONIZAÇÃO () para indicar a extensão da ionização da seguinte maneira: 
  = Nº de moléculas ionizadas 
 Nº de moléculas dissolvidas 
 
Por exemplo, se de cada 100 moléculas de HCl “quebram-se” 80 , dizemos que: 
 = 80/100 = 0,8 ou 80% 
Quando o  é próximo de 1 (ou 100%), dizemos que o eletrólito é forte; quando é próximo de zero, dizemos que o eletrólito é 
fraco 
 
 
2 - ÁCIDOS 
 
2.1. Definição 
 
Segundo Arrhernius: 
Ácidos são compostos que em solução aquosa, se ionizam produzindo íon positivo apenas cátios hidrogênio (H
+
). 
O H
+ 
será, então, o Radical funcional dos ácidos. 
Exemplos: 
 água 
 HCl  H+ (aq) + Cl
- 
(aq)
 
 
 
 água 
 HNO3  H
+
 (aq) + NO3
- 
(aq)
 
 
 
 água 
 H2SO4  H
+2
 (aq) + SO3
- 2 
(aq) 
 
 
Os ácidos são substâncias moleculares, em geral solúveis em água; suas soluções são eletrólitas e apresentam um sabor azedo 
característico. 
 
 
 
 
 
 
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2.2 Classificação dos ácidos 
 
a) Dê acordo com o número de hidrogênios ionizáveis 
 
 monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas um H
+
 : Ex.: HCl, HNO3, etc. 
 diácidos: na ionização, a molécula produz dois H
+
 : Ex.: H2SO4, etc. 
 triácidos: na ionização, a molécula produz três H
+
 : Ex.: H3PO4 etc. 
 tetrácidos: na ionização, a molécula produz quatros H
+
 : Ex.: H4P2O7 etc. 
 
 
b) Dê acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula 
 
 hidrácidos: não contêm oxigênio: HCl, HBr, etc. 
 oxiácidos: contêm oxigênio: H2SO4, etc. 
 
 
c) Dê acordo com o grau de ionização 
 
 ácidos fortes: quando   50%: HCl (  = 92% ) 
 ácidos semifortes: quando 5    50%: H3PO4 (  = 27% ) 
 ácidos fracos: quando   5%: HCN (  = 0,008% ) 
 
 
 
2.3 Formulação dos ácidos 
 
Regra geral de formulação dos ácidos 
 H X A 1 ou seja Hx A ,onde x  4 
 
2.4 Nomenclatura dos ácidos 
 
A) HIDRÁCIDOS ( ácidos não oxigenados HX E) 
 
O nome é feito com a terminação ídrico 
ácido..............................ídrico 
nome do ânion 
HCl - Ácido clorídrico H2S - Ácido Sulfídrico 
HI - Ácido iodídrico HCN - Ácido cianídrico 
 
 
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B) OXIÁCIDOS ( ácidos oxigenados HxEOy ) 
 
 
B1) Oxiácidos HxEOy , nos quais E pertence ao grupo VII da tabela periódica 
A partir do nox máximo (+7) e à medida que seu valor decresce, a nomenclatura é feita de acordo com o esquema a seguir : 
Ácido Per + nome de E + ico NOX de E +7 HClO4 Ácido perclórico 
Ácido nome de E + ico Decrescente +5 HClO3 Ácido clórico 
Ácido Nome de E + oso +3 HClO2 Ácido cloroso 
Ácido Hipo + nome de E + oso +1 HClO Ácido hipoclóroso 
 
B2) Oxiácidos HxEOy , nos quais E pertence ao grupo VII da tabela periódica 
A partir do nox máximo, igual ao número do grupo na tabela periódica, os ácidos recebem nome de acordo com o esquema abaixo: 
Ácido Nome Nox HxEOy Grupo de E Nox de E Nome do HxEOy 
Ácido Nome de E + ico 
Nome de E + oso 
 H2SO4 
H2SO3 
VIA 
 
+6 
+4 
ácido sulfúrico 
ácido sulfuroso 
 
 
Ácido 
 
 
Hipo nome de E + 
oso 
 H3PO4 
H3PO3 
H3PO2 
 
VA 
 
+5 
+3 
+1 
ácido fosfórico 
ácido fosfóroso 
ácido hipofosforoso 
 HNO3 
HNO2 
VA +5 
+3 
ácido nítrico 
ácido nitroso 
Ácido H2CO3 IVA +4 ácido carbôico 
 
 
C) Oxiácidos HxEyOz , com diferentes graus de hidratação e nox de E constante 
 
Tomamos, por exemplo, o H3PO4, o HPO3 e o H4P2O7 . O H3PO4 é o ácido mais hidratado. Por sua desidratação se obtêm o 
HPO3 e o H4P2O7 : 
 
 1(H3PO4) - 1H2O 1( HPO3 ) 
 
 2(H3PO4) = H6P2O8 - 1H2O 1( H4P2O7 ) 
 
Os nomes dos ácido que diferem pelo sua desidratação recebem os prefixos: 
Ácido mais hidratado 
orto 
H3PO4 ácido ortofosfórico 
 1 (orto) - 1H2O 
meta 
HPO3 ácido metafosfórico 
2 (orto ) - 1H2O 
piro 
H4P2O7 ácido pirofosfórico 
 
O prefixo orto é comumente omitido. Assim, o nome fosfórico é muito mais usado de que ortofosfórico. 
 
 
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Ionização dos ácidos 
Na maioria dos ácido o número de átomos de H ionizáveis é igual ao número de átomos de H na molécula . 
EX: 
H2O 
H2S 2H
+1
(aq) + S
-2
(aq)
 
H2O 
H3PO4 3H
+1
(aq) + PO4
-2
(aq) 
Nomenclatura dos ânions 
sufixo do ânion Sufixo do ácido 
eto Ídrico 
ato Iço 
ito Oso 
 
Na tabela a seguir, temos os principais ânios. 
Monovalentes(
-
) Bivalentes (
--
) Trivalentes (
---
) Tetravalentes (
----
) 
F
-
 
Cl
-
 
Br-
 
I
-
 
ClO
-
 
ClO2
-
 
ClO3
-
 
ClO4
-
 
BrO
-
 
BrO3
- 
 
IO
-
 
IO3
-
 
IO4
-
 
CN
-
 
CNO
-
 
CNS
-
 
NO2
- 
NO3
-
 
H2PO2
-
 
PO3
-
 
H
-
 
OH
-
 
MnO4
-
 
AlO2- 
H3CC
OO
-
 
Fluoreto 
Cloreto 
Brometo 
Iodeto 
Hipoclorito 
Clorito 
Clorato 
Perclorato 
Hipobromito 
Bromato 
Hipoiodito 
Iodato 
Periodato 
Cianeto 
Cianato 
Tiocianato 
Nitrito 
Nitrato 
Hipofosfito 
Metafosfato 
Hidreto 
Hidróxido 
Permaganato 
Aluminato 
Acetato 
CO3
-- 
C2O4
-- 
HPO3
-- 
S
— 
SO3
-- 
SO4
-- 
S2O3
-- 
O
— 
O2
-- 
CrO4
--
 
Cr2O7
-- 
MnO4
--
 
MnO3
-- 
ZnO2
-- 
SiO3
-- 
SnO2
-- 
SnO3
-- 
PbO2
-- 
PbO3
-- 
SiF6
-- 
PtCl6
-- 
 
Carbonato 
Oxalato 
Fosfito 
Sulfeto 
Sulfito 
Sulfato 
Tiossulfato 
Óxido 
Peróxido 
Cromato 
Dicromato 
Manganato 
Manganito 
Zincato 
Metassilicat
o 
Estanito 
Estanato 
Plumbito 
Plumbato 
Fluorsilicato 
Cloroplatinat
o 
 
Fe(CN)
--- 
PO4
--- 
AsO3
--- 
AsO4
--- 
SbO3
--- 
SbO4
--- 
BO3
--- 
 
Ferricianeto 
(orto)fosfato 
Arsenito 
Arseniato 
Antimonito 
Antimoniato 
Borato 
Fe(CN)6
---- 
SbO7
----
 
SiO4
---- 
 
P2O6
---- 
P2O7
---- 
 
Ferrocianeto 
Piroantimoniato 
(orto)ssilicato 
Hipofosfato 
Pirofosfato 
 
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3 - BASES OU HIDRÓXIDOS 
 
3.1 Definição 
 
Segundo Arrhenius 
Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iônica, liberam como íon negativo apenas o ânion hidróxido OH
-
, 
também , chamado oxidrila ou hidroxila. 
O OH
-
 será, então, o radical funcional das bases. 
 
3.2.classificação das bases 
a) De acordo com o número de oxidrilas (OH)
-
 
 monobases : possuem apenas uma oxidrila(OH)
-
 : Na(OH), NH4(OH), etc. 
 dibases : possuem duas (OH)
-
 : Ca(OH)2 , Fe(OH)2 , etc. 
 tribases : possuem três (OH)
-
 : Fe(OH)3, Al(OH)3, etc. 
 tetrabases : possuem quatro (OH)
-
 : Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc. 
 
b) De acordo com o grau de ionização 
(É importante relembrar a definição de grau de ionização:  
 bases fortes: O grau de ionização é maior que 50%. É o caso dos Hidróxidos dos metais alcalinos(NaOH, KOH, etc.) e dos 
metais alcalinos-terrosos (Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc.). que já são iônicos de natureza. 
 bases fraca : O grau de ionização é menor que 50%. São todas as demais. 
 
3.3. Fórmula geral das bases: 
 
 B(OH)y , onde y é a carga do cátion B
+y 
, y = 4.
 
 
Ex.: NaOH  Na+ + OH- 
 Ca(OH)2  Ca
+2
 + 2(OH)
-
 
 
Assim, as bases são formadas por um METAL (ou NH4
+
) , que constitui o cátion, ligado ao ânion OH
-
 
 
3.4 Nomenclatura das bases 
 
Para dar nome a uma base, basta escrever: 
Hidróxido de ( nome do cátion ) 
Exs.: 
Cátion de Sódio (Na
+
) NaOH, Hidróxido de sódio 
Cátion de Cálcio (Ca
+2
) Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio 
 
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Se o cátion apresentar duas valências (cargas), recomenda-se a nomenclatura de Stock, que indica o uso de algarismos romanos. 
Uma alternativa de nomenclatura mais antiga faz o uso do sufixo ico para o cátion de maior valência e do sufixo oso para o de 
menor valência. Veja alguns exemplos: 
Cátion Base 
Cobre I (cuproso) Cu
+ 
 
Cobre II (cúprico) Cu
2+
 
 
Chumbo II (plumboso) Pb
2+
 
 
Chumbo IV (plumboso) Pb
4+
 
CuOH 
 
Cu(OH)2 
 
Pb(OH)2 
 
Pb(OH)4 
Hidróxido de cobre I ou 
Hidróxido cuproso 
Hidróxido de cobre II ou 
Hidróxido cupríco 
Hidróxido de chumboII ou 
Hidróxido plumboso 
Hidróxido de chumbo IV ou 
Hidróxido plúmbico 
 
A tabela de cátions a seguir poderá ser utilizada na formação das bases e na formação dos sais: 
MONOVALENTES (-) BIVALENTES (+2) TRIVALENTES (+3) TETRAVALENTES 
(+4) 
H
+
(HO3)
+
 
Hidrogênio 
NH4
+
 
Amônio 
Li
+
 Lítio 
Na
+ 
 Sódio 
K
+
 
Potássio 
Rb
+ 
 
Rubídio 
Cs
+
 Césio 
 
Ag
+
 Prata 
BE
+2
 Berílio 
Mg
+2
 Magnésio 
Ca
+2
 Cálcio 
Sr
+2
 Estrôncio 
Ba
+2
 Bário 
Ra
+2
 Rádio 
Zn
+2
 Zinco 
Cd
+2
 Cádmio 
B
+3 
 Boro 
Al
+3
 
Alumínio 
Bi
+3 
 
Bismuto 
Cr
+3 
 
Cromo 
 
 
Cu
+
 
Cuproso 
Hg2
+
 
Mercuroso 
Cu
+2
 Cúprico 
Hg2
+2
 Mercúrico 
 
Au
+
 Auroso Au
+3
 
Áurico 
 
 Fe
+2
 Ferroso 
*Co
+2
 Cobaltoso 
*Ni
+2
 Niqueloso 
*Fe
+3
 Férrico 
Co
+3
 
Cobáltico 
Ni
+3
 
Niquélico 
 
 Sn
+2
 Estanoso 
*Pb
+2
 Plumboso 
*Mn
+2
 Manganoso 
Pt
+2
 Platinoso 
 Sn
+4
 Estánico 
Pb
+4
 
Plúmbico 
Mn
+4
 
Mangánico 
Pt
+4
 Platínico 
* indica a valência mais comum. 
 
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As bases reagem com os ácidos neutralizando-os e formando sais, como veremos a seguir. 
Elas também modificam a coloração dos indicadores de modo oposto ao dos ácidos. Assim, por exemplo, uma solução de 
fenolftaléina, que é incolor em meio ácido, torna-se vermelha em meio básico. O tornassol, que é vermelho em meio ácido, 
torna-se azul em meio básico. 
Como todas as substância IÔNICAS as bases sofrem dissociação iônica em solução aquosa, originando os íons Baq
+y
 e OHaq
-
 . 
Genericamente: 
H2O 
B(OH)y Baq
+y
 + y(OH
-
)aq 
Dissociação iônica 
 
Ex: 
H2O 
Ca(OH)2 Caaq
+2
 + 2 (OH
-
)aq 
Dissociação iônica 
A única base não-metalica é também a única que apresenta ligações covalentes entre alguns de seus átomos: o hidróxido de 
amônio NH4OH. Essa base só existe em solução aquosa, sendo obtida pela reação do gás amônia (NH3) com água: ocorre 
ionização, como vimos no primeiro item desta apostila. 
NH3(g) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
- 
As bases também podem ser classificadas quanto à solubilidade em água: 
 Bases de metais alcalinos e NH4OH : muito solúveis. 
 Bases de metais alcalino-terrosos : solúveis, porém menos do que as bases de metais alcalinos. 
 Demais bases: muito pouco solúveis, praticamente insolúveis. 
 
 
4 - SAIS 
Os sais são compostos iônicos muito encontrados n a natureza, seja na forma sólida (sais insolúveis), seja dissolvidos na água dos 
mares, oceanos e lagos. 
São obtidos em laboratório e na indústria por diversos tipos de reação química. 
Um dos tipos de reação é aquela entre ácidos e bases, a chamada salificação. 
As reações de salinação seguem o esquema geral: 
 ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA 
 y.HxA + xB(OH)y BxAy + x.yH2O 
 
 
 
 
 
 
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4-1 Sais normais ou sais neutros 
São aqueles nos quais só há cátions provenientes da base e só há ânions provenientes do ácido. Todos os H
+
 do ácido e os OH
-
 da 
base foram neutralizados formando H2O. Dizemos que houve salificação com neutralização total. 
 Ex: HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 Cloreto de sódio 
A Formação dos sais, como em toda substância iônica, obedece ao equilíbrio entre as cargas positivas e as cargas negativas ( 
(conjuntos eletricamente neutros). 
Genericamente, B
+y
 + A
-x
  BxAy 
Ex: Ca
+2
 + Cl
- 
  CaCl2 (cloreto de cálcio) 
 
4.2 - Hidrogenossais (ou sais ácidos) 
São também provenientes de reações de salificação, porém sem a total neutralização dos cátions 
H
+
 do ácido pelos ânions OH
-
 da base. Assim, ocorre a neutralização parcial. 
a) Formando sal normal (neutralização total ácido/base): 
1 H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O 
b) Formando hidrogenossal (neutralização parcial do ácido): 
 1 H2SO4 + 1 NaOH  NaHSO4 + H2O 
 (mono-)hidrogenossulfato de sódio 
Recomenda-se usar antes do nome do sal, as palavras: 
(mono-)hidrogeno 1H
+
 Remanescentes 
di-hidrogeno 2H
+
 do ácido 
tri-hidrogeno 3H
+
 original 
 
 
5 - ÖXIDOS 
Óxido é todo composto binário que contém oxigênio e no qual ele é o elemento mais eletronegativo 
Cl2O , SO2 , CO2 , NO , P2O5 , K2O , CaO 
 único elemento mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor, por isso o OF2 não é considerado um óxido. 
 
NOMENCLATURA 
Regra geral 
 Para um óxido EXOY : 
Mono 
Di 
Tri 
Etc 
 
óxido 
 
mono 
di 
tri 
etc 
 
nome de E 
 
 
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Os Prefixos MONO, DI , TRI, etc . indica os valores de X e Y na fórmula do óxido . O prefixo MONO 
diante do nome E é comumente omitido. 
 
Fórmula molecular Nome do óxido 
CO Monóxido de monocarcono ou 
monóxido de carbono 
CO2 Dióxido de monocarbono ou 
dióxido de carbono 
N2O3 Trióxido de dinitrogênio 
Fe3O4 Tetróxido de Triferro 
 
 Para um óxido de metal com nox fixo e no qual o oxigênio tem nox = - 2 : 
ÓXIDO DE Nome de E 
Fórmula Nome do óxido 
Al2O3 óxido de alumínio 
Ag2O óxido de prata 
BaO óxido de bário 
Li2O óxido de lítio 
 
 
 Para óxidos de elementos com nox variável e nos quais o oxigênio tem nox = - 2: 
ÓXIDO DE Nome de E (nox de E (alg. 
Romano) 
Fórmula Nome do óxido 
FeO óxido de ferro II 
Fe2O3 óxido de óxido de Ferro III 
CO óxido de carbono II 
CO2 óxido de Carbono IV 
Mn2O7 óxido de manganês VII 
 
 Óxidos cujo oxigênio tem nox = - 1 (peróxidos) : 
 
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Peróxido de nome de E 
Fórmula Nome do óxido 
Na2O2 peróxido de sódio 
H2O2 peróxido de hidrogênio 
 
5.1 - Caráter do óxido 
5.1.1 Óxidos ácidos 
A maioria dos óxidos dos elementos fortemente eletronegativos Têm Caráter ácido. Esses óxidos reagem 
com água, produzindo ácidos. 
Óxido ácido + água ácido 
Ex: 
 CO2 + H2O H2CO3 
 SO3 + H2O H2SO4 
N2O5 + H2O 2HNO3 
 
Os óxidos ácidos resultam da desidratação dos óxidos e, por isso , 
são chamados de anidridos de ácidos: 
 
H2CO3 - H2O CO2 anidrido de carbônico 
 H2SO4 - H2O SO3 anidrido de 
sulfúrico 
 2HNO3 - H2O N2O5 anidrido 
de nítrico 
Óxido ácido + Base SAL e 
ÁGUA 
 
 CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O 
 SO3 + Ba(OH)2 BaSO4 + H2O 
 
 
 
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5.1.2 Óxidos Básicos 
 
São óxidos com caráter básico. São iônicos e o ânion é O
-2
 . AS REAÇÕES dos óxidos básicos com água 
e ácidos são: 
BaO + H2O Ba(OH)2 
Os óxidos básicos reagem com ácidos, dando sais e água . 
 MgO + 2HCl MgCl2 + H2O 
 Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O 
 3CaO + 2H3PO4 Ca3 (PO4)3 +3H2O 
 
5.1.3 Peróxidos 
São óxidos nos quais o NOX do oxigênio é -1 e que apresentam o grupo (O - O). 
H2O2 H - O - O - H Molecular 
N2O2 (Na+)2 ( O - O ) 
-2 iônico 
 
Os peróxidos iônicos reagem com água , dando os respectivos hidróxidos com liberação de O2(g) 
N2O2 + H2O 2NaOH + ½ O2(g) 
 
Os peróxidos iônicos reagem com ácidos, dando sais e H2O2. 
 
N2O2 + 2HCl 2NaCl + H2O2 
 
5.1.4. Ocorrências dos óxidos na natureza 
 
Os Óxidos são muito abundantes na crosta terrestre. Inúmeros são os minerais e minérios constituídos por 
óxidos. 
Veja: 
 Quartzo , cristal de rocha, sílica (SiO2); 
 Hematita (Fe2O3 ,principal minério do ferro); 
 Pirolusita ( MnO2 minério de manganês); 
 Cassiterita (SnO2 , minério de estanho); 
 Bauxita (Al2O3 , minério de alumínio ); 
 Magnesita ( Fe3O4 , pedra-ímã natural ). 
 
óxido mais abundante na crosta terrestre é o SiO2 . O oxigênio e silício participam com 50% e 25% , 
respectivamente de sua constituição, restando apenas 25% para os demais elementos. 
A areia e o quartzo - um dos componentes do granito- são variedades de SiO2 , e os silicatos naturais são , na 
realidade, óxidos duplos dos quais SiO2 é componentes obrigatório 
 
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Óxidos mais comuns na química do cotidiano 
Dióxido de carbono - CO2 
CO2 é um gás incolor, inodoro e mais denso que o ar. Não é combustível nem comburente e por isso é 
utilizando em extintores de incêndio. 
Por ser mais denso que o ar, o CO2 pode acumular-se próximo ao solo e, se a sua concentração for maior que 
0,5% em volume, pode causar asfixia. Mas não é um gás tóxico, não é poluente. O ar contendo maior teor de 
CO2 que o normal (0,03%) é impróprio para a respiração porque contém menor teor de O2. 
O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Nesse caso, ocorre a reação 
CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbônico) 
 
Forma-se CO2 no processo de respiração dos seres vivos 
(animais e vegetais) e é consumido no processo de fotossíntese, 
realizado pelas plantas. 
Forma-se também na queima dos combustíveis ( carvão , gasolina querosene, óleo diesel, álcool , etc.). 
Monóxido de carbono - CO 
CO é um gás incolor extremamente tóxico. Forma-se na queima incompleta de combustíveis, como gasolina, 
óleo diesel, querosene, etanol, etc., constitui um serio poluente atmosférico 
Monóxido de carbono é muito venenoso, pois tem 250 vezes mais afinidade com a hemoglobina que o 
oxigênio. A reação entre hemoglobina e o CO pode ser revertida, por isso é bom respirar bastante ar fresco 
em caso de envenenamento. 
A quantidade de CO lançada na atmosfera pelos escapamentos dos automóveis, ônibus e caminhões cresce 
na seguinte ordem , em relação ao combustível utilizado 
Álcool (etanol) < gasolina< querosene < óleo diesel 
Dióxido de enxofre - SO2 
SO2 é um gás incolor , tóxico, de cheiro forte e irritante. Forma-se na queima do enxofre e dos seus 
compostos. 
Queima 
 S + O2 SO2 
 (ar) 
SO2 é um seríssimo poluente atmosférico . É o principal poluente 
do ar nas regões onde há fábricas de H2SO4 . 
 
Funções da Química inorgânica - Prof. FábioPereira Ramanery 
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Os combustíveis derivados do petróleo (gasolina, querosene, óleo diesel ) contêm compostos de enxofre. 
Sua queima lança SO2 na atmosfera . O teor de enxofre nesses combustíveis cresce na seguinte ordem: 
gasolina< querosene < óleo diesel 
O impacto ambiental provocado pelo SO2 na queima desses combustíveis crescem na mesma ordem. 
álcool (etanol) usado como combustível não contém compostos de enxofre e, por isso em sua queima 
não há liberação de SO2. Essa é uma vantagem do uso do álcool sobre o da gasolina. 
SO2 no ar oxida-se parcialmente, a SO3 . Este dissolve-se na água da chuva , produzindo a chuva ácida , 
que contém H2SO2 . 
 2SO2 + O2 2SO3 
 SO3 + H2 O H2SO4 
 (Chuva ácida) 
Dióxido de nitrogênio - NO2 
NO2 é um óxido de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico. É o principal 
poluente do ar nas regiões onde há fábricas de ácido nítrico. 
Nos motores de explosão dos caminhões, automóveis, etc., devido á temperatura muito elevada, o nitrogênio 
e o oxigênio do ar se combinam , dando óxidos de nitrogênio, particularmente NO2 , que poluem a 
atmosfera. 
NO2 liberado pelos escapamentos reage com o O2 do ar, produzindo O3 que é outro sério poluente 
atmosférico. 
Veja que contraste da natureza: o ozônio forma-se nas camadas inferiores da atmosfera, onde é totalmente 
indesejável (poluente), e é destruído na alta atmosfera, onde é absolutamente necessário. 
Os automóveis modernos têm dispositivos especiais (catalisadores especiais ) que transformam os óxidos de 
nitrogênio em N2 antes de serem lançados na atmosfera. Os catalisadores de automóveis também fazem a 
conversão do CO em CO2 , diminuindo assim a poluição pelo CO e NO2. 
 
Óxido de cálcio - CaO 
CaO é um dos óxidos de maior aplicação. Não existe na natureza; é fabricado por decomposição térmica do 
calcário. 
 CaCO3  CaO + CO2 
 Calcário Cal virgem 
É usado na obtenção do Ca(OH)2 
 
CaO + H2O Ca(OH)2 
Tanto o Ca(OH)2 como o CaO são utilizados na preparação de argamassa, na pintura a cal (caiação) ou para 
diminuir a acidez do solo na agricultura.