Sais e +¦xidos NOMENCLATURA

Prévia do material em texto

Sais e óxidos NOMENCLATURA
ÁCIDOS 
Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. Exemplo:
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
H2Se – ácido selenídrico
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco.
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO. Exemplo :
H2CO3 – ácido carbônico
HBO3 – ácido bórico
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. Exemplos :
H2SO3 – ácido sulfuroso
H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO2 – ácido nitroso
HNO3 – ácido nítrico
Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem.Exemplos :
HClO – ácido hipocloroso
HClO2 – ácido cloroso
HClO3 – ácido clórico
HClO4 – ácido perclórico
Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO. Exemplos :
H3PO4 – ácido ortofosfórico
HPO3 – ácido metafosfórico
H4P2O7 – ácido pirofosfórico
Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5.
BASES 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo :
NaOH – hidróxido de sódio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo :
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
ÓXIDOS 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo :
BaO – óxido de bário
K2O – óxido de potássio
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo :
Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III
SAIS 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base.
Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo :
CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico
Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo :
Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso
LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso
Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo :
Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.
Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos :
NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico
Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico.
Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras mencionadas acima para as bases e o óxidos, usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos romanos para as valências.
Aplicações dos sais
	PROFESSOR
PAULO CESAR 
	PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
	 
	
	
 
	
	SAIS
INTRODUÇÃO
A importância histórica do sal comum como conservante de alimentos e como moeda permaneceu em várias expressões de linguagem. A palavra salário, derivada do latim, representava originalmente a porção de sal que os soldados da antiguidade romana recebiam como pagamento por seus serviços.
Na linguagem vulgar, o termo sal designa estritamente o cloreto de sódio (NaCl), utilizado na alimentação. Em química, porém, tem um sentido muito mais amplo e se aplica a uma série de compostos com características bem definidas, que têm em comum o fato de se formarem pela reação de um ácido com uma base, através de uma reação denominada neutralização.
 
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
Observe o seguinte experimento:
Em um recipiente contendo solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), adicionou-se o indicador fenolftaleína, observando-se uma coloração avermelhada.
Fenolftaleína em solução de NaOH (meio básico) apresenta coloração avermelhada.
 
Com o auxílio de um conta-gotas, adicionamos vinagre incolor a esta solução e observamos, após um certo tempo de gotejamento, que a solução fica incolor.
vinagre (meio ácido) no conta-gotas adicionado à solução de NaOH (meio básico) em presença do indicador fenolftaleína, ocorre a mudança de cor da solução de avermelhado para incolor.
 
Qual a explicação para este fato?
Quando o vinagre (ácido acético) entrou em contato com a solução de hidróxido de sódio (NaOH), de alguma forma, o vinagre neutralizou o NaOH da solução.
Agora, vamos entender como isto ocorre.
Sabemos que o vinagre é constituído pelo ácido acético (CH3COOH) que sofre ionização segundo a equação:
CH3COOH → CH3COO-(aq) + H+(aq)
E o NaOH da solução sofre dissociação iônica conforme mostra a equação:
NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
Quando as soluções se misturam, ocorre a seguinte reação:
CH3COO-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + Na+(aq) + H2O( )
Como podemos observar, os íons CH3COO-(aq) e Na+(aq) permaneceram inalterados, não participando do processo, ou seja, não reagiram.
Com isso, a reação anterior fica assim equacionada:
Desta forma, a reação de neutralização se caracteriza, quando os íons H+ do ácido reagem com os íons OH- da base, formando água.
Agora que sabemos que na solução resultante temos os íons CH3COO-(aq), Na+(aq) e moléculas de H2O( ), quando esta solução for aquecida e toda a água da solução for evaporada, teremos apenas os íons Na+ e CH3COO- que constituem a fórmula do sal chamado acetato de sódio.
Portanto podemos concluir que a reação entre um ácido e uma base, ou seja, uma neutralização, produz água e também pode ser obtido um sal.
Generalizando a reação de neutralização, ficamos com:
 
CONCEITO DE SAL 
  CONCEITO TEÓRICO SEGUNDO ARRHENIUS
Exemplo: NaCl ou Na+Cl-
 
  CONCEITO PRÁTICO
Exemplo: 
 
 HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido    Base        Sal     Água
 
NOMENCLATURA DOS SAIS
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do cátion proveniente da base.
	Sufixo do ácido
	Sufixo do ânion
	ÍDRICO
	ETO
	OSO
	ITO
	ICO
	ATO
Exemplo: 
HCl     +    NaOH  → NaCl + H2O
           Ácido clorídrico            hidróxido de sódio    cloreto de sódio      água
 
FORMULAÇÃO DE UM SAL
Para entendermos com um sal é formulado, vamos fazer a reação de neutralização entre um ácido genérico HYA e uma base genérica C(OH)X, onde A é o ânion do ácido e C é o cátion da base.
Antes de fazer a reação de neutralização, vamos rever como as cargas dos íons constituintes do ácido e da base estão dispostas:
  Para o ácido genérico HYA, invertendo-se o índice y, teremos a carga do ânion: AY-
  Para a base genérica C(OH)X, invertendo-se o índice X, teremos a carga do cátion: CX+
Desta forma, a reação de neutralização entre o ácido HYA e a base C(OH)X ficará:
Com isso, o sal será representado genericamente assim:
Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero, é necessário inverter as cargas dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao multiplicar o índice pela carga do respectivo íon, teremos soma igual a zero.
Resumindo temos:
Onde: 
C = cátion proveniente da base
A = ânion proveniente do ácido
 
Exemplos: 
1º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:
  Para o ácido H3PO4, invertendo-se o índice 3, teremos a carga do ânion: PO43-
  Para a base Ca(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Ca2+
Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Ca2+PO43-
Observe que a soma das cargas não é igual a zero, para que isto seja possível, vamos inverter as cargas e depois multiplicar o índice pela carga para cada íon:
Multiplicando-seo índice pela carga do cátion temos +6 e multiplicando-se o índice pela carga do ânion temos -6, de modo que a soma das cargas ficou igual a zero. Desta forma, a fórmula do sal ficou assim representada:
2º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2).
Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:
  Para o ácido H2SO4, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do ânion: SO42-
  Para a base Mg(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Mg2+
Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Mg2+SO42-
Observe que a soma das cargas ficou igual a zero, e por isso, não se faz necessário inverter as cargas dos íons, e desta forma a fórmula do sal ficou assim representada:
 
BALANCEANDO AS EQUAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
Como vimos, a reação de neutralização é estabelecida quando ácido reage com base formando água e também sal.  Equacionando a reação de neutralização, ficamos com:
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Onde: 
 
ácido e base são os reagentes
Sal e água são os produtos
 
Segundo a Lei da Conservação das Massas, introduzida por Lavoisier em 1774, estabelecia que: “numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”
Com isso, deduzimos que o número de átomos de um determinado elemento dos reagentes tem que ser igual ao número de átomos deste mesmo elemento dos produtos.
 
  NEUTRALIZAÇÃO TOTAL X NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL
·         Neutralização total
Neste caso os íons H+ do ácido são totalmente neutralizados pelos íons OH da base formando água e um sal normal.
Exemplos:
a) Equacione a neutralização entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido
H2SO4 = SO42-
Al(OH)3 = Al3+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água
H2SO4 + Al(OH)3 → Al3+SO42- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule
H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.
4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H2SO4 + Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal alumínio
H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal enxofre
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + 6 H2O
                                    ác. sulfúrico  hidróxido de    sulfato de alumínio
                                                           alumínio  
Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica automaticamente balanceado.
Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento da reação:
	Elemento
	Nº de átomos
Reagentes
	Nº de átomos
Produtos
	Alumínio
	2
	2
	Enxofre
	3
	3
	Hidrogênio
	12
	12
	Oxigênio
	18
	18
 
a) Equacione a neutralização entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de bário (Ba(OH)2).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido
H3PO4 = PO43-
Ba(OH)2= Ba2+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água
H3PO4 + Ba(OH)2 → Ba2+PO43- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule
H3PO4+ Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + H2O
Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.
4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H3PO4 + Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal bário
H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal fósforo
2 H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
2 H3PO4+ 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + 6 H2O
                                   ác. fosfórico   hidróxido de      fosfato de bário
                                                            bário 
Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica automaticamente balanceado.
Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento da reação:
	Elemento
	Nº de átomos
Reagentes
	Nº de átomos
Produtos
	Bário
	3
	3
	Fósforo
	2
	2
	Hidrogênio
	12
	12
	Oxigênio
	14
	14
 
         Neutralização parcial
Neste caso sobram íons H+ do ácido ou íons OH- da base sem ser neutralizados formando água e um hidrogeno sal ou um hidróxi sal.
Exemplos:
a) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido carbônico (H2CO3) e uma molécula de hidróxido de sódio (NaOH).
Montando a reação química, temos:
1 H2CO3 + 1 NaOH → 
Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H+ do ácido com os íons OH- da base: 
Como você observou, restou um íon H+ do ácido sem ser neutralizado. Após a neutralização, juntamos o cátion da base com o que sobrou do ácido e desta forma temos a fórmula do sal, classificado como hidrogeno sal.
b) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido nítrico (HNO3) e uma molécula de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Montando a reação química, temos:
1 HNO3 + 1 Ca(OH)2 → 
Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H+ do ácido com os íons OH- da base: 
Como você observou, restou um íon OH- da base sem ser neutralizado. Após a neutralização, juntamos o ânion do ácido com o que sobrou da base e desta forma temos a fórmula do sal, classificado como hidróxi sal.
 
FORMULAÇÃO DO SAL A PARTIR DE SEU NOME
Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, segue-se os seguintes passos:
Exemplos
a) Sulfato de ferro-III
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion sulfato  ác. sulfúrico = H2SO4 
Cátion ferro-III  hidróxido de ferro-III = Fe(OH)3
 
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do ácido.
H2SO4 = SO42-  ânion sulfato
Fe(OH)3 = Fe3+  cátion ferro-III
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.
 
b) Carbonato de sódio
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion carbonato  ác. carbônico = H2CO3 
Cátion sódio  hidróxido de sódio = NaOH
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do ácido.
H2CO3 = CO32-  ânion carbonato
NaOH = Na+  cátion sódio
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
Na+ CO32-
4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.
 
c) Bissulfito de potássio ou hidrogeno sulfito de potássio
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion hidrogeno sulfito ou bissulfito  ác. sulfuroso = H2SO3 
Cátion potássio  hidróxido de potássio = KOH
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do ácido.
H2SO3 = HSO3-  ânion hidrogeno sulfito ou bissulfito
KOH = K+  cátion potássio
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
K+ HSO3-
4º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.
 
d) Hidróxi cloreto de cobre-II
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion cloreto  ác. clorídrico = HCl
Cátion cobre-II  hidróxido de cobre-II = Cu(OH)2
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a cargado cátion base e do ânion do ácido.
HCl = Cl  ânion cloreto
Cu(OH)2 = Cu2+  cátion cobre-II
 
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido, não se esquecendo de colocar um ânion hidróxido na fórmula (OH-).
Cu2+ (OH-)Cl-
4º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.
 
APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS SAIS DO COTIDIANO
  Cloreto de sódio – NaCl
·      É conhecido como sal marinho, quando o mesmo é extraído, por evaporação, a partir da água do mar, armazenada em grandes tanques, cavados na areia, chamados de salinas.
sal marinho sendo removido das salinas
 
  ·       O sal marinho é utilizado na alimentação. É um ingrediente indispensável ao organismo humano e animal. O NaCl é um dos constituintes da corrente sanguínea, e dele resulta o ácido clorídrico, existente no suco gástrico. 
Sal de cozinha com seu constituinte básico: NaCl
·      Por lei é obrigatório a adição de certa quantidade de sais de iodo (NaI e/ou KI) ao NaCl destinado à alimentação, porque a falta de iodo no organismo pode acarretar inflamação da glândula tireóide originando uma doença conhecida como Bócio.
Bócio ou papo (inflamação na glândula tireóide por falta de iodo)
 
·       Em Medicina o NaCl é componente do soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,9% de NaCl) utilizado em soros, limpeza de lentes ou no combate a desidratação. 
Soro fisiológico (solução aquosa de NaCl 0,9%)
·       O NaCl é utilizado na conservação de carnes, pescado e peles. O sal absorve a água que existe no alimento, com isso evita a sobrevivência das bactérias e o apodrecimento da carne.
“Carne de sol” ou “charque” (carne curtida com NaCl e colocada ao sol para facilitar a evaporação da água)
·      A solução aquosa de NaCl (salmoura) submetido a eletrólise consiste no processo de obtenção industrial de NaOH (soda cáustica) e também do gás hidrogênio e do gás cloro (Cl2).
 
  Carbonato de sódio – Na2CO3
·      É conhecido como barrilha ou soda.
Barrilha ou soda
·     Utilizado na fabricação do papel, de sabões e do vidro, e também aplicado no tratamento da água de piscina.
Barrilha ou soda utilizado no tratamento da água de piscina
 
  Fluoreto de sódio – NaF
·      Anticárie que entra na composição do creme dental, pois inibe o processo de desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries.
Creme dental contendo NaF
 
 
  Nitrato de sódio – NaNO3
·    É conhecido como Salitre do Chile. Recebe este nome, pois o deserto do Chile é a maior reserva mundial deste sal.
Reservas de NaNO3 na província de Antofagasta no Chile
·     É utilizado na fabricação de fertilizante (adubos), de vidros, da pólvora negra (NaNO3 + carvão + enxofre). Também é utilizado como preservativo de alimentos.
Pólvora negra constituída por NaNO3 + carvão + enxofre
 
  Hipoclorito de sódio – NaClO
·     É um poderoso agente anti-séptico que entra na composição dos alvejantes domésticos (cândida, Q-Bôa, água sanitária, água de lavadeira). 
Água sanitária a base de NaClO
·     Utilizado como alvejante (branqueador), algicida e bactericida. É também um excelente desinfetante de baixo custo. Adicionado à água, mata o vibrião da cólera, usado no tratamento da água das piscinas e também na limpeza de hospitais.
 
  Bicarbonato de sódio – NaHCO3
·     Utilizado em Medicina como antiácido estomacal (Sonrisal, Sal de Frutas Eno, Alka-Seltzer) pois neutraliza o excesso de ácido clorídrico no suco gástrico.
Antiácido a base de NaHCO3
 
Observe a reação que ocorre no estômago, quando uma pessoa ingere o antiácido com bicarbonato de sódio:
NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O( ) + CO2(g)
O CO2 liberado é o responsável pela eructação (arroto) produzida.
O antiácido contém, além do bicarbonato de sódio, ácidos orgânicos (ác. tartárico, ác. cítrico entre outros). Na presença de água o NaHCO3 reage com os ácidos, liberando CO2(g), que é o responsável pela efervescência. 
NaHCO3(s) + H+(aq) → Na+(aq) + H2O( ) + CO2(g)
NaHCO3 em água causando efervescência provocada pela liberação de CO2(g)
·    Utilizado como fermento químico (Pó Royal). A decomposição por aquecimento do NaHCO3 produz CO2(g), responsável pelo crescimento da massa do pão ou do bolo:
2 NaHCO3(S)  Na2CO3(S) + H2O(g) + CO2(g)
Fermento químico a base de bicarbonato de sódio (NaHCO3)
·     Utilizado como extintor de incêndio (espuma química). No extintor há NaHCO3 e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado o NaHCO3 entra em contato com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2(g).
2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O( ) + 2 CO2(g)
Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas, porque a espuma é eletrolítica, conduz corrente elétrica e pode eletrocutar o operador.
Extintor de espuma química a base de NaHCO3
·     Utilizado em desodorantes. Durante a transpiração uma pessoa elimina ácidos orgânicos (representados por -COOH), responsáveis pelo odor característico do suor. O NaHCO3 do desodorante, neutraliza estes ácidos formando sal que é inodoro.
NaHCO3(s) + -COOH(aq) → -COONa+(s) + H2O( ) + CO2(g)
Desodorante contendo NaHCO3
·    Utilizado em creme dental. Quando restos de alimentos não são removidos da cavidade bucal, bactérias promovem a decomposição desta matéria orgânica, formando ácidos orgânicos, tais como o ácido láctico, que são neutralizados pelo NaHCO3, evitando desta forma, a formação da cárie.
Creme dental contendo bicarbonato de sódio
 
  Carbonato de cálcio – CaCO3
·     É encontrado na forma de três variedades polimorfas: calcário, mármore e calcita.
·     Na forma de calcário é adicionado ao solo para reduzir a acidez, utilizado na fabricação do vidro e do cimento Portland.
Formação do vidro: barrilha + calcário + areia à vidro
Formação do cimento: calcário + argila + areia à cimento Portland
·     Na forma de mármore é utilizado na fabricação de pisos, pias, túmulos, estátuas, escadarias, etc.
   
Materiais produzidos pelo homem a partir do CaCO3: estátua, pisos e pias.
·    Na forma de calcita, entra na composição das conchas, corais, pérolas, estalactites (no teto), estalagmites (no solo), casca-de-ovo, etc. 
Materiais produzidos pela natureza que contém CaCO3: conchas, corais e estalactites (teto).
 
  Sulfato de cálcio – CaSO4
·     É conhecido como gipsita.
·    O CaSO4 anidro é utilizado na fabricação do giz escolar, enquanto o CaSO4 hidratado é utilizado na obtenção do gesso.
Giz escolar constituído por CaSO4 anidro
 
 
CaSO4 hidratado utilizado como gesso em Medicina e na construção civil como ornamentos de paredes.
 
CaSO4 hidratado utilizado como gesso na Odontologia na confecção de moldes para dentaduras e pontes.
 
  Sulfato de magnésio – MgSO4
·      É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom.
·      Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante.
Sulfato de magnésio utilizado em Medicina como laxativo.
 
  Sulfato de bário – BaSO4
·    É conhecido popularmente como contraste, pois atua como meio opaco na radiografia gastro-intestinal.
Radiografia de intestino utilizando sulfato de bário
O sulfato de bário constitui o que se chama um agente radiopaco, isto é, opaco aos Raios X e utilizado clinicamente para diagnosticar certas condições patológicas, pois permite realizar radiografias e radioscopias de órgãos moles, que normalmente são transparentes aos Raios X.
Como é insolúvel em água e em gordura, sulfato de bário forma, ao ser misturado com água, uma suspensão densa que bloqueia os Raios X. Em conseqüência, as áreas do corpo em que estiver localizado aparecerão brancas na radiografia.
Isso cria a distinção necessária, ou contraste, entre um órgão e os demais tecidos, ajudando o radiologista a perceber qualquer condição especial existente no órgão ou parte do corpo analisada.
Administrado por via oral ou retal, permite assim exames do trato gastro-intestinal e a detecção de câncer, tumores, úlcerase outras condições inflamatórias como pólipos e hérnias.
 
  Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2
·     Encontra-se sob a forma dos minerais  fosforita e apatita.
·     É um importante componente dos ossos e dos dentes do corpo humano.
O fosfato de cálcio é responsável pela resistência do osso à tração.
·     É utilizado na fabricação de fertilizantes como os superfosfatos ou hiperfosfatos.
·     È o principal componente da mistura conhecida como “farinha de osso”, obtida a partir da calcinação de ossos de animais. 
 
Este site foi atualizado em 
	PROFESSSOR
PAULO CESAR
	PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
	 
	
	
 
	
	ÓXIDOS
INTRODUÇÃO
Os óxidos são compostos muito comuns que estão presentes em nosso cotidiano. Veja alguns exemplos:
A água (H2O) é um óxido vital para nossa sobrevivência.
 
 
O gás carbônico (CO2) é um óxido considerado como a base da vida dos vegetais e dos animais que deles se alimentam, pois participa do processo de fotossíntese.
 
A ferrugem que corrói os objetos de ferro é nada mais que uma variedade de óxido de ferro (Fe2O3) formado  pela reação do ferro com o oxigênio do ar.
 
A quase totalidade dos metais que são utilizados no nosso dia a dia é obtida, por processos de separação, a partir de minérios. Grande parte desses minérios é constituída por óxidos:
 
Bauxita: óxido de alumínio (Al2O3)
 
Hematita: óxido de ferro (Fe2O3)
No entanto, muitos óxidos produzidos por alguns processos de industrialização através da queima dos combustíveis, são substâncias nocivas, considerados como poluentes atmosféricos, que podem causar vários danos ao ambiente.
 
    
Óxidos produzidos pelas chaminés das indústrias que causam danos ao meio ambiente
 
Na queima dos combustíveis ocorre eliminação de óxidos pelo escape dos veículos que causam grande impacto ambiental.
 
 
Efeito produzido na atmosfera por decorrência da poluição causada por substâncias nocivas, dentre as quais citam-se os óxidos de nitrogênio, carbono e enxofre.
 
DEFINIÇÃO E FORMULAÇÃO DOS ÓXIDOS
De acordo com tal definição, os óxidos são formulados da seguinte forma:
Onde: E à representa o elemento ligado ao oxigênio que pode ser um metal ou um ametal;
            O à representa o elemento oxigênio com carga – 2;
            X à indica o número de átomos do elemento ligado ao oxigênio;
            Y à indica o número de átomos de oxigênio da fórmula do óxido.
 
NOMENCLATURA
1º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um ametal.
	Prefixo que indica a quantidade de oxigênio (Y)
Mono, di, tri, tetra, penta, etc.
	Óxido de
	Prefixo que indica a quantidade do outro elemento (X)
Di, tri, tetra
	Nome do elemento
Exemplos: 
CO → monóxido de carbono
CO2 → dióxido de carbono
NO2 → dióxido de nitrogênio
N2O → monóxido de dinitrogênio
N2O3 → trióxido de dinitrogênio
 
2º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.
Metais com carga fixa:
→ Metais alcalinos (1A) e Ag = +1
→ Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2
→ Alumínio = +3
Exemplo:
Na2O → óxido de sódio
CaO → óxido de cálcio
Al2O3 → óxido de alumínio
K2O → óxido de potássio
MgO → óxido de magnésio
 
Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -2 e fazer com que a soma das cargas se anule.
Exemplos: 
Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O
Óxido de bário → Ba2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: BaO
Óxido de alumínio → Al3+O2-, invertendo as cargas: Al2O3
Óxido de zinco → Zn2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: ZnO
Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O
 
3º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável.
ou ainda:
Metais com carga variável:
→ Ouro (Au1+ e Au3+)
→ Cobre (Cu1+ 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
PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS
 
ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS
São óxidos moleculares que reagem com a água, produzindo um ácido, 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.
Exemplos:
H2SO4 - H2O = SO3 (anidrido sulfúrico)
H2SO3 - H2O = SO2 (anidrido sulfuroso)
H2CO3 - H2O = CO2 (anidrido carbônico)
HNO3 + HNO3 = H2N2O6 - H2O = N2O5 (anidrido nítrico)
HNO2 + HNO2 = H2N2O4 - H2O = N2O3 (anidrido nitroso)
H3PO4 + H3PO4 = H6P2O8 - 3 H2O = P2O5 (anidrido fosfórico)
REAÇÕES
Exemplo:
CO2 + H2O → 
CO2 + NaOH →
1º) Equacionar a reação do óxido com água:
CO2 + H2O → H2CO3
2º) Equacionar a reação do ácido produzido na reação anterior com a base:
H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
 
ÓXIDOS BÁSICOS
São óxidos iônicos de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, que reagem com água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água.
Exemplo:
CaO + H2O →
CaO + H3PO4 →
1º) Equacionar a reação do óxido com água:
3 CaO + 3 H2O → 3 Ca(OH)2
2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
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 OU INDIFERENTES
São óxidos que não reagem com água, base ou ácido.
São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O.
 
ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS
Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.
Exemplos:
Fe3O4 → FeO . Fe2O3
Pb3O4 → 2PbO . PbO2
 
PERÓXIDOS
Os peróxidos são formados pelos elementos hidrogênio, metais alcalinos e alcalino-terrosos, sendo apenas o H2O2 molecular e os demais iônicos.
A nomenclatura de um peróxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra óxido por peróxido:
H2O2 → peróxido de hidrogênio (água oxigenada)
Na2O2 → peróxido de sódio
CaO2 → peróxido de cálcio
Os peróxidos que reagem com:
– água, produzindo base e peróxido de hidrogênio;
– ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.
Exemplo:
Na2O2 + H2O → 
Na2O2 + H2SO4 →
1º) Equacionar a reação do peróxido com água:
Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 (H2O + 1/2 O2)
Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2
2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + 1/2 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:
Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio
CaO4 → superóxido de cálcio
Os superóxidos que reagem com:
– água, produzindo base, peróxido de hidrogênio e oxigênio;
– ácido, produzindo sal, peróxido de hidrogênio e oxigênio.
Exemplo:
K2O4 + H2O → 
K2O4 + H2SO4 →
1º) Equacionar a reação do peróxido com água:
K2O4 + 2 H2O → 2 KOH + H2O2 + O2
2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
K2O4 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2 + O2
 
APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS NO COTIDIANO
 
  Peróxido de hidrogênio – H2O2
               Conhecido comercialmente como água oxigenada (solução aquosa);
água oxigenada (solução aquosa de peróxido de hidrogênio)
              A solução aquosa de peróxido de hidrogênio (água oxigenada) possui concentração de oxigênio liberado por unidade de volume da solução. Assim, se 1 mL (ou 1 litro) de uma solução de água oxigenada é capazde liberar 10 mL (ou 10 litros) de oxigênio nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), diz-se que se trata de água oxigenada 10 volumes. 
              Utilizado na desinfecções de feridas (água oxigenada 5 ou 10 volumes), como alvejante de cabelos (água oxigenada 20 volumes), agente de branqueamento e desodorização de tecidos, etc.
              Quando se faz a limpeza (desinfecção) de um ferimento com água oxigenada, no local surgem bolhas, provenientes da decomposição do H2O2:
H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g)
O O2(g) produzido é o responsável pelas bolhas produzidas que mata as bactérias anaeróbicas, ou seja, que não sobrevivem na presença do oxigênio.
 
  Óxido de cálcio – CaO
               Conhecido comercialmente como cal viva ou cal virgem;
              Obtido a partir da decomposição por aquecimento do calcário:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
              O óxido de cálcio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de cálcio):
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
              Utilizado na construção civil no preparo da argamassa e também adicionado ao solo para diminuir a acidez.
Calagem: adição de cal ao solo para reduzir a acidez.
 
  Óxido de magnésio – MgO
               Conhecido comercialmente como magnesia;
              Obtido por queima do magnésio ao ar. Reação do princípio de funcionamento do flash fotográfico:
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)
Flash fotográfico constituído por magnésio que ao queimar produz MgO.
              O óxido de magnésio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de magnésio) utilizado como antiácido estomacal:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
 
  Óxido de silício – SiO2
               Conhecido comercialmente como sílica ou cristal de rocha;
               É o constituinte químico da areia, considerado o óxido mais abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix, opala, etc;
Dunas de areia constituídas por óxido de silício.
              Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, argamassa, lixas, fósforos, saponáceos, etc.
 
  Óxido de alumínio – Al2O3
               Constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3);
Minério bauxita (obtenção de alumínio).
               Utilizado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias (rubi, safira, esmeralda, topázio, turquesa, etc.).
 
  Dióxido de carbono – CO2
               Conhecido gás carbônico;
               É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio;
Ao ser acionado o extintor, o gás é liberado formando uma nuvem que ABAFA e RESFRIA o fogo.
              O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água produz ácido carbônico:
CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3-
Esta reação explica o caráter ácido da chuva em ambientes não poluídos. O gás carbônico do ar reage com a água da chuva, formando ácido carbônico. Esta chuva ácida não causa nenhum dano ao meio ambiente (animais e vegetais) pois forma um ácido fraco e instável.
                O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas, em extintores de incêndio e efeitos especiais em shows;
Efeitos especiais produzidos pelo gás carbônico solidificado (gelo seco).
              O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente, porém uma alta concentração de gás carbônico na atmosfera causa o chamado efeito estufa.
Efeito estufa causado pelo excesso de gás carbônico na atmosfera.
 
 
 
 
O QUE É EFEITO ESTUFA?
Quando se queima óleo, carvão ou madeira, liberamos dióxido de carbono na atmosfera. Esse dióxido de carbono extra cria um "cobertor" ao redor da Terra. A maior parte da radiação de ondas curtas do Sol podem atravessar a camada. Mas a maioria das radiações de ondas longas da Terra não consegue escapar, fazendo com que a Terra fique cada vez mais quente. Isso é chamado de "efeito estufa" e causa aquecimento global.
 
Efeito estufa: o excesso de gás carbônico na atmosfera absorve a radiação refletida pela Terra, originando um aumento da temperatura média do planeta, causando derretimento de gelo dos pólos originando muitos desequilíbrios ecológicos.
As áreas verdes são essenciais para o equilíbrio ecológico e para a saúde humana. A importância do verde é maior nas grandes cidades, onde há grande concentração de poluentes. O oxigênio liberado pelas plantas funciona como um diluidor dos poluentes. Assim, quanto mais parques e praças, menos poluído será o ar que respiramos. Globalmente, uma das conseqüências da diminuição do verde é o efeito estufa - o aquecimento da Terra, que poderá trazer efeitos desastrosos se não for contido a tempo.
 
Causas do Efeito de Estufa
O excesso de dióxido de carbono, expelido pelos automóveis e industrias, está na origem do aumento do efeito de estufa.
A acumulação de CO2 não vai permitir que a Terra liberte a percentagem de calor necessária, para manter a estabilidade a nível da temperatura. O CO2 funciona como um potente filtro que permite a entrada das radiações solares, mas não permite a sua saída.
Por este motivo é aconselhável a utilização dos transportes públicos e a utilização de filtros nas industrias.
  
Consequências do efeito de estufa
O aumento da temperatura terrestre pode provocar importantes alterações climáticas, em todas as regiões da Terra.
Este aumento da temperatura provoca a redução das calotas polares, conseqüentemente estes originam o aumento gradual do nível das águas.
Este aumento pode ser prejudicial para as zonas litorais que ficariam imergidas em água.
O aumento da temperatura nas regiões desérticas e secas provocariam ainda maior secura, provocando fome e mortes.
É por este que devemos preservar o ambiente!
 
 
  Monóxido de carbono – CO
              É um gás incolor extremamente tóxico por inalação, pois se combina com a hemoglobina do sangue, impedindo o transporte de oxigênio às células e aos tecidos, causando hipoxia;
              É considerado um gás inerte, ou seja, não reage com a água, soluções ácidas e soluções básicas;
              É Combustível, ou seja, reage com o oxigênio. Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc;
              A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado: álcool < gasolina < óleo diesel. A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.
 
  Dióxido de enxofe (SO2) e trióxido de enxofre  (SO3)
              São óxidos eliminados dos escamentos dos veículos movidos a derivados do petróleo (óleo diesel, querosene e gasolina) que possuem enxofre como impureza:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
O enxofre (impureza dos derivados do petróleo) é queimado na câmara de explosão do motor, lançando SO2(g) através do escamento na atmosfera.
 
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
O dióxido de enxofre liberado, reage com o oxigênio do ar, produzindo o trióxido de enxofre (SO3).
Observação: O álcool (etanol) não contém enxofre como impureza e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.
              São óxidos de característica ácida, pois reagem com água formando ácidos:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
Neste caso, o SO2(g) e SO3(g) eliminados dos escamentos dos veículos, em contato com a água da chuva causa a chamada chuva ácida.
 
ÓXIDOS DE NITROGÊNIO
  Dióxido de nitrogênio (NO2)
              É um gás de cor castanho-avermelhada,de cheiro forte e irritante, muito tóxico;
              Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, NO e NO2, que poluem a atmosfera:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)
              O NO2(g) é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água, forma uma solução ácida:
Chuva ácida em ambientes não poluídos na presença de raios e relâmpagos.
 
2 NO2(g) + H2O(l) → HNO3(aq) + HNO2(aq)
Neste caso, o NO2 produzido, entra em contato com a água da chuva causando também a chuva ácida.
              O NO2 produzido na queima dos combustíveis, reage com o O2 do ar produzindo O3 (ozônio), que é outro sério poluente atmosférico:
NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
O ozônio produzido é extremamente tóxico, causando inflamações nas vias respiratórias quando inalado.
 
  Monóxido de dinitrogênio (N2O)
              É conhecido como óxido nitroso ou gás hilariante;
              O óxido nitroso é um gás incolor, sem cheiro, não combustível, considerado um óxido neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;
              Inspirado por alguns instantes, o N2O produz uma espécie de embriaguez agradável, acompanhada de insensibilidade e às vezes de um riso espasmódico, o que lhe valeu a denominação de gás hilariante;
              Utilizado em Medicina como anestésico fraco que pode ser utilizado em cirurgias rápidas, pois sua inalação prolongada e repetida pode causar problemas sérios. Além disso, tem a propriedade de causar euforia;
Óxido nitroso – “gás hilariante”
              Em função da baixa toxicidade, o N2O é usado hoje como agente formador de espumas em cremes. Para isso, ele é colocado nas embalagens, sob pressão, junto com o creme. Ao acionar a válvula de liberação, a diferença entre a pressão interna e a do ambiente faz o gás se expandir, e nessa expansão o creme se transforma em espuma. Os cremes podem ser de vários tipos, inclusive alimentícios;
              Outro uso bastante conhecido do gás hilariante está na fabricação de granadas usadas por forças policiais para reprimir desordens e manifestações civis. Seu efeito é mais o de assustar as pessoas que o de causar lesões. As granadas contendo óxido nitroso líquido são usadas para esse fim porque o gás hilariante que liberam provoca sonolência e perturbações motoras, durante alguns minutos, naqueles que o inalam.
  
  Monóxido de nitrogênio (NO)
              É conhecido como óxido nítrico;
              O óxido nítrico é um gás incolor sem cheiro, considerado um óxido neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;
              É uma substância considerada como uma “faca de dois gumes”, ou seja, pode ser benéfica ou potencialmente tóxica conforme a concentração e a forma de disponibilização;
              Formado na atmosfera pela oxidação incompleta do nitrogênio do ar nas combustões em alta temperatura, como em fornos industriais, motores e turbinas a jatos. Altamente tóxico, provoca irritação nas mucosas e pode causar efisema pulmonar;
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
Reação de formação do óxido nítrico a partir da queima do nitrogênio do ar.
              Em 1998 o Prêmio Nobel de Medicina e Fisiologia foi concedido a três norte-americanos descobridores do princípio de como o óxido nítrico transmite sinais pelo corpo e do papel da substância no controle do sistema circulatório. O NO está envolvido em muitos processos fisiológicos dos mamíferos, que incluem a neurotransmissão, controle da pressão sangüínea, inflamação, reações imunológicas e nos mecanismos de defesa contra microorganisnos e tumores.
 
 CHUVA ÁCIDA
COMO SE FORMA?
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 meio-oeste 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.
 
O QUE CAUSA PARA O HOMEM?
  Saúde: 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.
 
  Prédios, casas, arquitetura: a chuva ácida ajuda a corroer os materiais usados nas construções como casas, edifícios e arquitetura, destruindo represas, turbinas hidrelétricas etc.
Estátuas de mármore (CaCO3) deterioradas pela ação da chuva ácida.
 
  Meio ambiente
1.    Lagos: os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito da chuva ácida, pois podem ficar totalmente acidificados, perdendo toda a sua vida. 
2.    Desmatamentos: a chuva ácida faz clareiras, matando duas ou três árvores. Imagine uma floresta com muitas árvores utilizando mutuamente, agora duas árvores são atingidas pela chuva ácida e morrem, algum tempo após muitas plantas que se utilizavam da sombra destas árvores morrem e assim vão indo até formar uma clareira. Essas reações podem destruir florestas.
Floresta com toda vegetação danificada pela ação da chuva ácida.
3.    Agricultura: a chuva ácida afeta as plantações quase do mesmo jeito que das florestas, só que é destruída mais rápido já que as plantas são mesmo do mesmo tamanho, tendo assim mais áreas atingidas. 
 
COMO EVITAR A CHUVA ÁCIDA
  Conservar energia: Hoje em dia o carvão, o petróleo e o gás natural são utilizados para suprir 75% dos gastos com energia. Nós podemos cortar estes gastos pela metade e ter um alto nível de vida. Eis algumas sugestões para economizar energia;
  Transporte coletivo: diminuindo-se o número de carros a quantidade de poluentes também diminui; 
    Utilização do metrô: por ser elétrico polui menos do que os carros; 
Metrô: transporte limpo – não utiliza combustíveis que poluem a atmosfera.
  Utilizar fontes de energia menos poluentes: energia hidrelétrica, energia geotérmica, energia das marés, energia eólica (dos moinhos de vento), energia nuclear (embora cause preocupações para as pessoas, em relação à possíveis acidentes e para onde levar o lixo nuclear). 
  Purificação dos escapamentos dos veículos: utilizar gasolina sem chumbo e conversores catalíticos; 
      Utilizar combustíveis com baixo ou nenhum teor de enxofre.
 
O QUE SÃO CONVERSORES CATALÍTICOS OU “CATALISADORES”
Instalados em alguns modelos a partir de 1992, os catalisadores tornaram-se itens obrigatórios, com o objetivo de transformar grande parte dos gases tóxicos expelidos pelo motor em gases inofensivos. Com a entrada em vigor da inspeção veicular, cresce ainda mais a importância desse item, que se não estiver em ordem terá de ser substituído. Caso contrário, o carro não poderá ser licenciado.
 
 
Embora esquecidos pela maioria dos motoristas, esses redutores de poluição são prejudicados pelos combustíveis de má qualidade e pelas lombadas fora de especificação.
Instalados no sistema de escapamento, os catalisadores trabalham numa temperatura superior a 350º. Assim, devem sempre estar livres de fagulhas, ou combustível não queimado para não pegar fogo. Por isso, manter o sistema elétrico em ordem, verificando o estado das velas, bobinas, distribuidore dos cabos é um dos cuidados que devem ser tomados. 
Outra dica é evitar os combustíveis de qualidade duvidosa e escolher sempre os lubrificantes recomendados no manual do proprietário. Se a combustão e a lubrificação do motor não forem perfeitas, existe o risco dos detritos entupirem o catalisador. No caso da peça ser danificada por batidas em lombadas, o entupimento pode ser causado por pedaços de cerâmica. Um bom catalisador dura cerca de 80 mil quilômetros, mas uma vez danificado, precisará ser trocado. 
 
 
O “catalisador” possui um suporte cerâmico revestido com óxido de alumínio e metais ativos, que convertem os gases tóxicos em vapor d´água, gás carbônico e nitrogênio.
 
 
Este site foi atualizado em 
Funções da química inorgânica: ÓXIDOS 
Nomenclatura 
Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros 
Sais mais comuns na química do cotidiano 
Óxido  Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.
Nomenclatura 
Óxido ExOy: 
nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E] 
O prefixo mono pode ser omitido. 
Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em algarismo romano. 
Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = 2, não há necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E. 
Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = 1: 
nome do óxido = peróxido de + [nome de E ] 
Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros 
Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O. 
Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos básicos. 
Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros. 
	Óxidos ácidos
Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	óxido ácido + água  ácido
óxido ácido + base  sal + água
	SO3 + H2O  H2SO4
SO3 +2KOH  K2SO4 + H2O 
N2O5 + H2O  2HNO3
N2O5 + 2KOH  2KNO3 + H2O 
	
	
	Óxidos ácidos mistos
NO2
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	óxido ácido misto + água  ácido(1) + ácido(2) 
óxido ácido misto + base  sal(1) + sal(2) + água 
	2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2
2NO2 + 2KOH  KNO3 + KNO2 + H2O 
	
	
	Óxidos básicos
Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaO
Cu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	óxido básico + água  base 
óxido básico + ácido  sal + água 
	Na2O + H2O  2NaOH
Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O 
CaO + H2O  Ca(OH)2
CaO + 2HCl  CaCl2
	
	
	Óxidos anfóteros
As2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	óxido anfótero + ácido  sal + água 
óxido anfótero + base  sal + água 
	ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O 
Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O 
Al2O3 + 2KOH  2KAlO2 + H2O 
	
	
	Óxidos neutros
NO N2O CO
	Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
	
	
	Óxidos salinos
Fe3O4 Pb3O4 Mn3O4
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	óxido salino + ácido  sal(1) + sal(2) + água
	Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O 
	
	
	Peróxidos
Li2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2
	Reações caraterísticas
	Exemplos de reações
	peróxido + água  base + O2 
peróxido + ácido  sal + H2O2
	Na2O2 + H2O  2NaOH + 1/2 O2 
Na2O2 + 2HCl  2NaCl + H2O2
Óxidos mais comuns na química do cotidiano 
Óxido de cálcio (CaO) 
É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário. 
Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. 
Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes. 
Pintura a cal (caiação). 
Na agricultura, para diminuir a acidez do solo. 
Dióxido de carbono (CO2) 
É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. 
O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2 que o normal. 
O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:
CO2 + H2O  H2CO3 (ácido carbônico) 
O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas. 
Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa. 
Monóxido de carbono (CO) 
É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico. 
Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc. 
A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:
álcool < gasolina < óleo diesel. 
A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental. 
Dióxido de enxofre (SO2) 
É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. 
Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar)  SO2 
O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre. 
A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina. 
O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica. 
O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:
2SO2 + O2 (ar)  2SO3
SO3 + H2O  H2SO4 
Dióxido de nitrogênio (NO2) 
É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico. 
Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera. 
O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente atmosférico
NO2 + O2  NO + O3 
Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes). 
Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental. 
[Índice]