9_Compostos_Inorganicos

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COMPOSTOS INORGÂNICOS 
Compostos orgânicos são aqueles constituídas pelo elemento carbono, estudados pela química 
orgânica. Compostos inorgânicos são os compostos constituídos por todos os demais elementos 
químicos. Constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela química inorgânica 
abrangendo o estudo dos não metais, metalóides e dos metais. 
ÁCIDOS E BASES 
Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam 
comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Tais como: 
• o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a 
palavra ácido é proveniente do latim acidus que significa azedo); 
• formar soluções aquosas condutoras de eletricidade; 
• provocar efervescência, quando em contato com o calcário; 
• produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base. 
• Essas substâncias foram denominadas de ácidos. 
Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja, o limão e as demais 
frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico, o vinagre 
contém ácido acético, o ácido clorídrico é constituinte do suco gástrico no estômago, o ácido nítrico 
é utilizado para produzir explosivos como o TNT. 
 
Conceito ácido-base de Arrhenius 
Baseado em seus estudos sobre dissociação eletrolítica de algumas substâncias Svante Arrhenius 
(1859 – 1927) propôs algumas definições sobre ácidos e bases. 
• Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo 
exclusivamente como cátion o H+. 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) 
HCN(aq) → H+(aq) + CN–(aq) 
• O íon H+ produzido pelo ácido é tão reativo que ele não pode existir em água; 
o Íons H+ são prótons!! 
• Ao invés disso, ele reage com as moléculas de água para produzir íons complexos, 
principalmente o íon hidrônio, H3O+; 
H+(aq) + H2O(aq) → H3O+(aq) 
 
• Bases se dissociam em água para produzir íons OH- e cátions; 
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq) 
• O H+ do ácido se combina com o OH- da base para formar uma molécula de H2O; 
• O cátion da base se combina com o ânion do ácido para formar um sal; 
ácido + base → sal + água 
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HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Desvantagens do conceito de Arrhenius 
• Não explica as reações ácido-base que ocorrem fora do meio aquoso. 
• Não explica porque substâncias moleculares, como o NH3, se dissolvem em água para 
formar soluções básicas – Mesmo não tendo íons OH–; 
• Não explica como alguns compostos iônicos, como o Na2CO3 ou Na2O, se dissolvem em 
água para formar soluções básicas – Mesmo não tendo íons OH–; 
• Não explica por que substâncias moleculares, como o CO2, se dissolvem em água para 
formar soluções ácidas – Mesmo não tendo íons H+; 
 
Conceito ácido base: Brønsted-Lowry 
Tendo como base o fato de que as reações químicas não estão restritas ao meio aquoso, em 
1923, Johannes Nicolaus Brønsted (1879 – 1936) e Thomas Martin Lowry (1879 – 1949) 
desenvolveram de maneira independente uma nova teoria sobre o comportamento ácido-base das 
substâncias. 
• Segundo o conceito de de Brønsted-Lowry, ácidos são doadores de H+; 
o Qualquer substância que tenha H pode ser um potencial ácido de Brønsted-Lowry; 
• Devido à estrutura molecular, normalmente um H em uma molécula é mais fácil de 
transferir do que em outras; 
• O HCl(aq) é ácido por que o HCl transfere um H+ para a H2O, formando íons H3O+; 
 
(1) 
• Segundo o conceito de de Brønsted-Lowry, bases são aceitadores de H+; 
o Qualquer substância que tenha átomos com pares isolados pode potencialmente 
ser uma base de Brønsted-Lowry; 
• Devido à estrutura molecular, normalmente um átomo em uma molécula está mais 
propenso a receber H+ do que outras; 
• O NH3(aq) é básico por que o NH3 aceita um H+ da H2O, formando OH–(aq); 
 
(2) 
Observe que: 
• Na reação (1) a água age como uma base, aceitando um H+ do acido; 
• Na reação (2) a água age como ácido, doando o H+ para a base. 
HCl se ioniza em água produzindo 
íons H+ e Cl–.
NaOH se dissocia em água 
produzindo íons Na+ e OH–.
Ácido de Arrhenius Base de Arrhenius
HCl(aq) + H2O(l) ! Cl–(aq) + H3O+(aq)
ácido base
NH3(aq) + H2O(l) ! NH4+(aq) + OH–(aq)
base ácido
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o A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. 
• Substâncias que podem se comportar tanto como ácidos quanto como bases são 
chamadas de substâncias anfóteras; 
 
Pares Conjugados de Brønsted-Lowry 
Considere 
 
(3) 
• Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). Conseqüentemente o 
HA e o A- são pares ácido-base conjugados. 
• Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O+ (ácido). 
Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são pares ácido-base conjugados. 
• Pares ácido-base conjugados são espécies químicas que diferem entre si apenas em um 
íon hidrogênio, H+. 
 
Exemplos: 
 
 
Doa H+
ácido
Recebe H+
base
Recebe H+
base
Doa H+
ácido
Pares ácido-base conjungados
Pares ácido-base conjungados
Pares ácido-base conjungados
Pares ácido-base conjungados
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• De acordo com a definição de Brønsted-Lowry, ácidos e bases estão intimamente 
relacionados, pois, se alguma espécie atua como ácido, uma outra substância deve atuar 
como base para aceitar o próton. 
• Uma das vantagens da teoria de Brønsted-Lowry é que as reações são reversíveis 
H–A + :B ↔ :A– + H–B+ 
• A base original tem um H+ extra depois da reação – logo, passará a ser um ácido na 
reação inversa; 
• O ácido original tem agora um par isolado de elétrons depois da reação – logo será uma 
base na reação inversa 
:A– + H–B+ ↔ H–A + :B 
Teoria ácido-base de Lewis 
Gilbert Newton Lewis (1875 – 1946) propôs uma nova definição mais geral de ácidos e bases 
Baseia-se no compartilhamento de um par de elétrons; 
• Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons (eletrófilo); 
o Espécie deficiente em elétrons; 
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons (nucleófilo); 
o Deve ter um par de elétrons isolados; 
• Quando uma base de Lewis doa elétrons do par isolado para o ácido de Lewis, forma-se 
uma ligação covalente coordenada entre as moléculas; 
 
• Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto (por exemplo, BF3). 
• Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis. 
 
• Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de elétrons possam 
ser doados). 
 
Ácido de Lewis Base de Lewis Ácido sulfúrico
• BF3 + HF ! H+1BF4-1 
• CaO + SO3 ! Ca+2SO4-2 
• KI + I2 ! KI3 
F
B F
F
H F
••
••
•• +
F
B F
F
F
-1
H+1
Base 
de 
Lewis
Ácido 
de 
Lewis
O
S O
O
••
••
Ca+2 O -2•• •• +
O
S O
O
O
-2
Ca+2
I I K+1 I -1
••
••
•• •• + K+1 I I I -1
Ácido 
de 
Lewis
Base 
de 
Lewis
Base 
de 
Lewis
Ácido 
de 
Lewis
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• Os compostos com ligações π podem agir como ácido de Lewis.• O sistema de pares ácido e base de Lewis contempla todos os tipos de comportamentos 
ácido-base descritos anteriormente. Alem disso, pode ser aplicado independentemente do 
solvente e do estado de agregação da matéria. 
 
A força dos ácidos 
Ionização dos Ácidos 
• A ionização de um ácido é a reação do ácido com a molécula de água, produzindo o cátion 
H3O+. A ionização também é uma maneira de determinar a força de um ácido. Quanto 
maior a capacidade de se ionizar (grau de ionização, α) em água, mais forte é um ácido. 
• Para ácidos polipróticos, ácidos que possui mais de um hidrogênio ionizável, a ionização 
ocorre em etapas sendo que para cada etapa temos um valor para α. 
Força de um ácido segundo o grau de ionização (α) 
• Ácidos fortes α > 50% Exemplos: HClO4, HNO3, H2SO4, HBr, HCl; 
• Ácidos moderados 5% < α < 50% Exemplos: H3PO4, H2SO3, HF; 
• Ácidos fracos α < 5% Exemplos: H2CO3, HCN, CH3COOH. 
o Para que possamos comparar a força dos ácidos por meio do grau de dissociação 
torna-se necessário que todos estejam na mesma concentração. 
 
Força dos ácidos de Bronsted-Lowry 
• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base 
conjugada; 
o O H+ é o ácido mais forte que pode existir 
no equilíbrio em solução aquosa; 
o O OH- é a base mais forte que pode existir 
no equilíbrio em solução aquosa. 
• A base conjugada de um ácido forte (por exemplo, 
Cl-) tem propriedades ácido-base desprezíveis. 
• O ácido conjugado de uma base forte tem 
propriedades ácido-base desprezíveis. 
• Uma maneira mais adequada de definir 
quantitativamente a força de ácidos (moderados e 
fracos) é por meio do conceito de constante de 
equilíbrio que será visto mais adiante. 
 
 
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Classificação dos ácidos e nomenclatura 
Quanto à natureza do ácido 
• Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento carboxílico: 
 
o O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o 
hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos: 
-COOH → H+ + -COO- 
• Inorgânicos - são de origem mineral. 
Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, etc. 
 
Quanto à presença de oxigênio na molécula 
Ácidos binários ou hidracidos – ácidos que possuem o hidrogênio ácido ligado a um não -metal; 
 
Oxiácidos – ácidos que possuem o hidrogênio ácido ligado a um átomo de oxigênio 
 
Nomenclatura 
• O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma: 
Ácido + nome do elemento + terminação ídrico, ico ou oso; 
Ácidos binários ou hidrácidos: 
Ácido + nome do elemento + terminação ídrico 
Exemplos: 
HCl = ácido clorídrico; HBr = ácido bromídrico; HCN = ácido cianídrico; H2S = ácido sulfídrico; 
HI = ácido iodídrico 
Oxiácidos: Em geral, um mesmo elemento pode formar mais de uma tipo de oxiácido (HClO4, 
HClO3, HClO2 e HClO). Neste caso, para nomeá-los, utiliza-se a derivação da nomenclatura do 
ânion que compõe o ácido. 
Ácido clorídrico
Ácido sulfúrico Ácido nítrico
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o Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm oxigênio têm a 
terminação -ato ou -ito. (Aquele com mais oxigênio é chamado -ato) 
Exemplos: NO3- = nitrato, NO2- = nitrito. 
• Os ânions poliatômicos contendo oxigênio com mais de dois membros na série são 
denominados como se segue (em ordem decrescente de oxigênio): 
 
• A nomenclatura de oxiácidos está relacionada com os nomes dos ânions: 
o -ato transforma-se em ácido -ico; 
o -ito transforma-se em ácido -oso. 
• Em resumo: 
 
Alguns ânions poliatômicos: 
AsO33- arsenito 
AsO43- arseniato 
BO33 borato 
CH3COO- ou C2H3O2- acetato 
CN- cianeto 
CO32- carbonato 
HCO3- hidrogeno carbonato ou bicarbonato 
C2O42- oxalato 
ClO- hipoclorito 
ClO2- clorito 
ClO3- clorato 
ClO4- perclorato 
CrO42- cromato 
Cr2O72- dicromato 
MnO4- permanganato 
________eto
(cloreto, Cl-)
per________ato
(perclorato, ClO4-)
________ato
(clorato, ClO3-)
________ito
(clorito, ClO2-)
hipo________ito
(hipoclorito, ClO-)
Ânion simples
+ átomo de O - átomo de O - átomo de O
Oxiânion
Ânion
H+_______eto
(cloreto, Cl-)
Ácido _______ídrico
(ácido clorídrico, HCl)
Ácido
_______ato
(clorato, ClO3-)
Ácido _______ico
(ácido clorico, HClO3)
-[O]
per_______ato
(cloreto, ClO4-)
Ácido per_______ico
(ácido perclorico, HClO4)
+[O]
_______ito
(clorito, ClO2-)
Ácido _______oso
(ácido cloroso, HClO2)
-[O]
hipo_______ito
(hipoclorito, ClO-)
Ácido hipo_______oso
(ácido hipocloroso, HClO)
H+
H+
H+
H+
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MnO42- manganato 
MoO42- molibidato 
NO2- nitrito 
NO3- nitrato 
O22- peróxido 
OH- hidróxido 
PO43- fosfato 
HPO42- hidrogeno fosfato ou bifosfato 
H2PO4- dihidrogeno fosfato 
SCN- tiocianato 
SO32- sulfito 
HSO3- hidrogeno sulfito 
SO42- sulfato 
HSO4- hidrogeno sulfato ou bissulfato 
S2O32- tiossulfato 
 
Classificação das bases 
Quanto ao número de hidroxilas 
• Monobase → uma hidroxila na fórmula da base. 
o Ex.: NaOH, KOH, AgOH, etc. 
• Dibase → duas hidroxilas na fórmula da base. 
o Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, etc. 
• Tribase → três hidroxilas na fórmula da base. 
o Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3, etc. 
• Tetrabase → quatro hidroxilas na fórmula da base. 
o Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)2, etc. 
Nomenclatura de bases 
Dependendo do cátion que vai formar a bases, podemos ter dois procedimentos para nomeá-la: 
• Para cátions que apresentam apenas uma valência: 
Hidróxido de nome do cátion 
o Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+, 
Al3+ e NH4+ (amônio). 
Exemplos: 
NaOH → hidróxido de sódio 
AgOH → hidróxido de prata 
Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio 
Zn(OH)2 → hidróxido de zinco 
Al(OH)3 → hidróxido de alumínio 
NH4OH → hidróxido de amônio 
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• Para cátions que apresentam mais de uma valência: 
• Nesse caso, existem dois procedimentos para nomear a base: 
• O método atualmente preferido para nomear íons de metais que têm cargas diferentes é 
denominado sistema Stock. 
o Utiliza-se o nome do metal seguido, sem nenhum espaço, pelo valor da carga 
(valência do cátion) em algarismos romanos entre parênteses. 
Hidróxido de nome do cátion(valência do cátion em algarismo romano) 
• Outra maneira é utilizar os sufixos ico e oso para indicar qual será a valência dos cátions: 
Hidróxido de nome do cátion + sulfixo 
• ico – valência maior 
• oso – valência menor 
Exemplos: 
AuOH → hidróxido de ouro(I) ou auroso 
Au(OH)3 → hidróxido de ouro(III) ou aúrico 
CuOH → hidróxido de cobre(I) ou cuproso 
Cu(OH)2 → hidróxido de cobre(II) ou cúprico 
Fe(OH)2 → hidróxido de ferro(II) ou ferroso 
Fe(OH)3 → hidróxido de ferro(III) ou férrico 
Pb(OH)2 → hidróxido de chumbo(II) ou 
plumboso 
Pb(OH)4 → hidróxido de chumbo(IV) ou 
plúmbico 
 
COMPOSTOS IÔNICOS BINÁRIOS 
• Ácidos e bases muitas vezes são vistos como opostos pois dependendo da proporção em 
que são misturados, um anula o efeito do outro. Esse tipo de reação é conhecida como 
reação de neutralização. 
• Nesta classe de reação o cátion H+ do ácido combina-se com o ânionOH- da base, 
formando água. O ânion resultante da ionização do ácido e o cátion da base forma um 
composto iônico denominado sal. 
ácido + base → sal + água 
• Sais são substâncias iônicas que apresentam um cátion diferente de H+ e um ânion 
diferente de OH-. 
2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) 
• São constituídos de partículas carregadas (íons); 
• Quando o resultado da reação for um sal pouco solúvel, observa-se a formação de um 
precipitado em solução. 
 
Fórmula e Nomenclatura 
Formula dos compostos iônicos 
• Para que os compostos iônicos sejam eletricamente neutros, a soma das cargas no cátion 
e no ânion em cada unidade da fórmula deve ser igual a zero. 
• Ex: Brometo de potássio. 
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O cátion K+ e o ânion Br- se combinam para formar o composto iônico brometo de potássio. 
A soma das cargas é (+1) + (-1) = 0. A fórmula será KBr. 
• Se as cargas no cátion e no ânion forem numericamente diferentes, aplicamos a seguinte 
regra para tornar a fómula eletricamente neutra: O subscrito do cátion será numericamente 
igual à carga do ânion e o subscrito do ânion será numericamente igual à carga do cátion. 
• Ex: Óxido de alumínio: O cátion Al3+ e o ânion O2-. 
 
A soma das cargas será 2(+3) + 3(-2) = 0, a fórmula do composto é Al2O3. 
• O iodeto de zinco: O cátion Zn2+ e o ânion I- se combinam para formar o composto iodeto 
de zinco. A soma das cargas deve ser igual a zero, (+2) + (-1) = +1. Para torná-lo neutro, 
multiplicamos a carga negativa por 2 então: (+2) + (2x-1) = 0. A fórmula do composto será 
ZnI2. 
 
Nomenclatura dos compostos iônicos 
• A nomenclatura é obtida a partir do nome do ânion (o nome do ânion se origina na 
nomenclatura 
• do ácido, substituindo-se os sufixos). O nome do ânion será derivado do ácido, conforme a 
tabela abaixo: 
 
 
• Para determinar o nome dos sais utiliza-se o seguinte esquema: 
Nome do sal : ........................................... de ................................... 
nome do ânion nome do cátion 
Ex: NaCl – cloreto de sódio KNO2 – nitrito de potássio 
 SnCl2 – cloreto de estanho II ou cloreto estanoso Na2HPO3 – fosfito de sódio 
• Para hidrogeno-sais, indica-se o número de H+ pelas expressões (mono), di, tri-hidrogeno. 
Nome do sal :.......................... hidrogeno ........................................... de 
................................... 
mono, di ou tri nome do ânion nome do cátion 
Ex: NaH2PO4 – dihidrogeno fosfato de sódio Na2HPO4 – (mono)hidrogeno fosfato de 
sódio 
 KHCO3 – hidrogeno carbonato de potássio Ca(H3P2O7)2 – trihidrogeno pirofosfato de 
cálcio 
Al3+ O2-
Al2O3
Ânion
H+_______eto
(cloreto, Cl-)
Ácido _______ídrico
(ácido clorídrico, HCl)
Ácido
_______ato
(clorato, ClO3-)
Ácido _______ico
(ácido clorico, HClO3)
-[O]
per_______ato
(cloreto, ClO4-)
Ácido per_______ico
(ácido perclorico, HClO4)
+[O]
_______ito
(clorito, ClO2-)
Ácido _______oso
(ácido cloroso, HClO2)
-[O]
hipo_______ito
(hipoclorito, ClO-)
Ácido hipo_______oso
(ácido hipocloroso, HClO)
H+
H+
H+
H+
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 Sn(HSO4)2 – hidrogeno sulfato de estanho II ou hidrogeno sulfato estanoso 
• Detalhe: Os hidrogeno sais derivados de diácidos (2 hidrogênios ionizáveis), recebem o 
prefixo bi em substituiçãoo ao prefixo (mono) hidrogeno: 
Ex: NaHCO3 – Bicarbonato de sódio 
• Indica-se o número de hidroxilas (OH ) pelas expressões (mono), di, tri hidroxi. 
Nome do sal :.......................... hidroxi ........................................... de ................................... 
mono, di ou tri nome do ânion nome do cátion 
Ex: 
Al(OH)Cl2 – hidroxi cloreto de alumínio Al(OH)2Cl – dihidroxi cloreto de alumínio 
• Nos sais duplos quanto ao cátion: usa-se o nome do ânion seguido dos nomes dos dois 
cátions. 
Ex: 
KNaSO4 – sulfato de sódio e potássio 
K2NaPO4 – fosfato de dipotássio e sódio ou fosfato dipotássico monosódico. 
• Nos sais duplos quanto ao ânion : usa-se o nome dos dois ânions seguido do nome do 
cátion. 
Ex: CaBrCl – cloreto brometo de cálcio Al(SO4)Cl – cloreto sulfato de alumínio 
• Quando o metal apresentar mais de uma valência, devemos indicá-la em algarismo 
romano (sistema Stock) ou utilizar-se dos sufixos ico (valência maior) ou oso (valência 
menor). 
Ex: FeCl3 – cloreto de ferro(III) ou cloreto férrico FeCl2 – cloreto de ferro(II) ou cloreto ferroso. 
• No caso de hidratos (sais hidratados), as moléculas de água fazem parte da estrutura 
cristalina do sal. A quantidade dessas moléculas de água na estrutura recebem um prefixo 
grego mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6) seguido da palavra hidratado. 
Ex: CuSO4.5H2O – sulfato de cobre pentaidratado CaSO4.2H2O – sulfato de cálcio diidratado 
 
Solubilidade dos sais 
• Muitos compostos iônicos, como o NaCl, possuem boa solubilidade em água temperatura 
ambiente. Dependendo da substância haverá uma quantidade máxima que se dissolverá 
em uma certa quantidade de água – limite de solubilidade. 
• Outros compostos iônicos, como o AgCl, é praticamente insolúvel em água a temperatura 
ambiente; 
• Dizemos que, quando compostos se dissolvem perceptivelmente em um solvente trata-se 
de substâncias solúveis; 
• Se a dissolução é tão pequena que não conseguimos perceber, dizemos tratar-se de uma 
substância praticamente insolúvel. 
o O grau de solubilidade depende da temperatura. 
 
Quando um composto se dissolverá? 
• A melhor maneira de prever a solubilidade é realizar alguns experimentos para testar qual 
composto se dissolverá em água e, então, desenvolver algumas regras baseadas nos 
resultados dos experimentos (método empírico). 
Solubilidade de algumas substâncias 
Todos os ácidos inorgânicos são solúveis. 
Todos os nitratos (NO3-), nitritos (NO2-), permanganatos (MnO4-) são solúveis. 
Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH4+ ) são solúveis. 
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Exceções: Alguns sais de Li Ex: LiCO3, LiF 
Os cloretos (Cl-), brometos (Br-), e iodetos (I-) geralmente são solúveis. 
Exceções: prata (Ag+), mercúrio(I) (Hg+) e chumbo(II) (Pb+). 
Os sulfatos geralmente são solúveis. 
Exceções: bário (Ba2+), estrôncio (Sr2+) e chumbo(II) (Pb2+). 
Os acetatos (CH3COO-) são solúveis 
Exceção: prata (Ag+) 
Os hidróxidos (OH-) são insolúveis. 
Exceções: os de metais alcalinos, o de amônio (NH4+) e o de bário (Ba+2), de cálcio (Ca+2) e 
o de estrôncio (Sr+2). 
Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-), cianetos (CN-), oxalatos (C2O42-) são insolúveis. 
Exceções: os de metais alcalinos e de amônio. 
Os sulfetos (S2-) são geralmente insolúveis. 
Exceções: os de metais alcalinos, de amônio e de metais alcalinos terrosos. 
 
 
Eletrólitos – fortes e fracos 
• O conteúdo de íons livres que uma substância apresenta determinará se ela é uma 
solução de eletrólito forte ou fraco. 
• Substância que se dissolvem em água formando uma solução que conduz eletricidade são 
chamados eletrólitos. 
o Se a dissociação dos íons é completa – o eletrólito é forte; 
o Se a dissociação dos íons é incompleta – o eletrólito é fraco; 
• Substância que se dissolvem em água formando uma solução que não conduz eletricidade 
são chamados não-eletrólitos. 
 
 
Não-eletrólito Eletrólito forteEletrólito fraco
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Fluxograma para dar nomes aos compostos moleculares e iônicos 
 
 
ÓXIDOS 
• Óxidos são substâncias nas quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
• Existe uma grande diversidade de compostos diferentes classificados como óxidos, uma 
vez que o único elemento mais eletronegativo do que o oxig6enio é o flúor; 
• Devido à alta reatividade do oxigênio, este reage com praticamente todos os elementos 
formando óxidos; 
• Os óxidos podem ter: 
• Caráter mais iônico: Óxidos formados por metais; 
• Caráter mais covalente: Óxidos formados por não-metais. 
Exemplos: CO, CO2, SO2, CaO, Li2O, Fe2O3, AlO3, HgO, ZnO, LiCoO2 
Nomenclatura 
Óxidos formados por oxigênio ligado a não–metal 
Prefixo que indica o no. de 
átomos de O 
Mono, di, tri, tetra etc. 
Óxido de + 
Prefixo grego que 
indica o no. de átomos 
do outro elemento 
di, tri, tetra etc. 
Nome do outro 
elemento menos 
eletronegativo 
 
O composto contém 
um metal?
É um composto 
iônico.
O metal forma mais de um 
íon positivo?
Use o sistema Stock
para identificar a carga 
do íon metálico.
Use o nome do metal em
português.
O ânion consiste em apenas
um elemento?
Nomeie o ânion como um 
dos ânions poliatômicos.
Nomeie o ânion 
não-metálico 
adicionando 
eto ao nome do não-
metal.
O composto 
contém o íon 
amônio, 
NH4+
É um composto iônico
É um composto molecular.
Nomeie o composto como
-eto de hidrogênio inserindo 
o nome do não-metal no lugar
do hífen.
Nomeie o composto usando
os prefixos di, tri etc.
INÍCIO
SIM
SIM
SIM
SIM
SIM
NÃO
NÃO
NÃO
NÃO
NÃO
Um dos elementos é o 
hidrogênio?
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Exemplos: 
CO → monóxido de carbono 
CO2 → dióxido de carbono 
NO2 → dióxido de nitrogênio 
N2O → monóxido de dinitrogênio 
N2O3 → trióxido de dinitrogênio 
 
Óxidos formados por oxigênio ligado a metal. 
• Para óxidos onde o metal tem valência fixa: 
Óxido de nome do metal 
• Metais com carga fixa: 
Metais alcalinos (1A) + 1 
Metais alcalinos terrosos (2A) + 2 
Ag = +1, Zn = +2 e Al = +3 
Exemplos: 
Na2O → óxido de sódio 
CaO → óxido de cálcio 
Al2O3 → óxido de alumínio 
K2O → óxido de potássio 
MgO → óxido de magnésio 
• Para óxidos onde o metal tem valência variável. 
o Utiliza-se o sistema Stock. 
Óxido de nome do metal(valência do metal em algarismos romanos) 
Ou ainda, 
Óxido de nome do metal sufixo ico ou oso 
• Metais com carga variável: 
Ouro (Au+ e Au3+) 
Cobre (Cu+ e Cu2+) 
Ferro (Fe2+ e Fe3+) 
Chumbo (Pb2+ e Pb4+) 
Exemplos: 
Au2O3 → óxido de ouro(III) ou aúrico 
Cu2O → óxido de cobre(I) ou cuproso 
Fe2O3 → óxido de ferro(III) ou férrico 
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PbO2 → óxido de chumbo(IV) ou plúmbico 
 
Comportamento químico dos óxidos 
Óxidos ácidos ou anidros 
• São óxidos moleculares que quando reagem com a água, produzem um ácido 
correspondente, ou reagem com uma base, produzindo sal e água. 
• Os óxidos ácidos, como são obtidos a partir dos ácidos, pela retirada de água, são 
denominados de anidridos de ácidos. 
• Geralmente são óxidos de elementos não metálicos que apresentam caráter covalente. 
óxido ácido + água → ácido 
H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O 
óxido ácido + base → sal + água 
CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O 
Óxidos básicos 
• São óxidos iônicos de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, que quando dissolvidos 
em água, produzem uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água. 
• A maioria dos óxidos metálicos tem caráter predominantemente iônico, sendo o oxigênio 
na forma aniônica O2-. 
óxido básico + água → base 
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 
óxido básico + ácido → sal + água 
3 CaO + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3 H2O 
Óxidos anfóteros 
• São óxidos que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido. 
Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2. 
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
 
Óxidos neutros 
• São óxidos que não reagem com água, base ou ácido. Tem caráter covalente onde o não 
metal apresenta baixo numero de oxidação. 
• São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O. 
 
 
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Óxidos mistos 
• São óxidos de fórmula geral M3O4 (sendo M um metal dos grupos III e IVA ou de 
transição), 
• formados pela associação de dois óxidos diferentes do elemento M. Correspondem aos 
minérios onde óxidos do mesmo metal, com valências diferentes, encontram-se misturados 
e cristalizados numa proporção constante. 
• São óxidos metálicos, iônicos e sólidos nas condições ambientes. 
• O exemplo mais comum desse tipo de óxido é o Fe3O4, constituído pelos óxidos FeO + 
Fe2O3. O Fe3O4 é denominado magnetita, pois é a "pedra-ímã natural”. 
• Um outro exemplo é o Pb3O4, constituído pelos óxidos 2PbO + PbO2. O Pb3O4 é conhecido 
como zarcão e é normalmente utilizado para pintura de fundo em superfícies metálicas, 
com a finalidade de evitar a formação de ferrugem. 
Estrutura dos óxidos 
• De acordo com a estrutura, os óxidos podem ser classificados em óxidos normais, 
peróxidos e superóxidos; 
Óxidos normais 
• Considerando a fórmula empírica MxOy, os óxidos normais são aqueles que apresentam 
apenas ligações M – O ou M = O nos compostos covalentes ou o íon O2-(número de 
oxidação = -2) nos compostos iônicos. 
Peróxidos 
• São óxidos que apresentam a estrutura -O – O-, O2-2, isto é, dois átomos de oxigênio 
ligados diretamente. 
• Os peróxidos mais comuns envolvem o hidrogênio, os metais alcalinos e os metais alcalino 
– terrosos. 
• A nomenclatura de um peróxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra 
óxido por peróxido: 
o H2O2 → peróxido de hidrogênio (água oxigenada) 
o Na2O2 → peróxido de sódio 
o CaO2 → peróxido de cálcio 
• Apenas o H2O2 é molecular, todos os demais são iônicos. 
Os peróxidos que reagem com: 
• água, produzindo base e peróxido de hidrogênio: Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 
• ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio: Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 
• Os peróxidos são agentes oxidantes fortes. 
o Peróxidos como o Na2O2 são usados para purificar o ar em ambientes fechados 
como em submarinos, retirando o CO2 e produzindo O2: 
2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2 
Superóxidos 
• Os superóxidos são óxidos iônicos que possuem valência -1/2. São formados pelos metais 
alcalinos e alcalino-terrosos. 
• A nomenclatura de um superóxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a 
palavra óxido por superóxido: 
o Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio 
o CaO4 → superóxido de cálcio.