quimica geral unidade 2

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UNIDADE 2
FUNÇÕES INORGÂNICAS
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
•	 identificar	as	principais	funções	inorgânicas;
•	 conhecer	os	grupos	funcionais	pertencentes	à	química	inorgânica;	
•	 nomear	as	funções	inorgânicas	conforme	as	regras	da	IUPAC;
•	 estudar	as	propriedades	dos	compostos	inorgânicos.
A	unidade	de	 ensino	 a	 seguir	 contempla	 quatro	 tópicos	 e,	 ao	final	desses	
tópicos,	você	encontrará	atividades	que	irão	contribuir	para	a	compreensão	e	
fixação	dos	conteúdos	estudados.
TÓPICO	1	–	ÁCIDOS
TÓPICO	2	–	BASES	OU	HIDRÓXIDOS
TÓPICO	3	–	SAIS	
TÓPICO	4	–	ÓXIDOS
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TÓPICO 1
ÁCIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro	acadêmico,	seja	bem-vindo	à	Unidade	2	do	nosso	caderno	de	estudos.	
Neste	 primeiro	 tópico	 iremos	 estudar	 as	 funções	 inorgânicas	 que	 contemplam	
centenas	de	compostos	que	utilizamos	em	nosso	dia	a	dia.	Bom	estudo!
Função	química	é	um	conjunto	de	substâncias	com	propriedades	químicas	
funcionais	semelhantes.	Iremos	estudar	quatro	importantes	funções	inorgânicas:	
Os Ácidos, As Bases ou Hidróxidos, Os Sais e Os Óxidos.
As	 funções	 inorgânicas	 são	 compostos	 com	 propriedades	 químicas	
semelhantes,	que	pertencem	à	parte	da	química	inorgânica,	ou	seja,	dos	compostos	
minerais.	 Diferente	 da	 química	 orgânica,	 na	 qual	 as	 suas	 funções	 orgânicas	
são	 compostos	 derivados	 do	 elemento	 carbono.	 Nas	 funções	 inorgânicas,	 as	
substâncias	 apresentam	 grupos	 funcionais	 em	 comum.	 Por	 exemplo,	 os	 ácidos	
apresentam	 um	 único	 cátion,	 o	H+1,	 e	 as	 bases	 ou	 hidróxidos	 apresentam	 um	
único	 ânion,	 a	 hidroxila	OH-1.	 É	 através	 da	 presença	destes	 grupos	 funcionais	
que	poderemos	 caracterizar	 as	 funções	 inorgânicas.	É	de	 suma	 importância,	no	
estudo	de	qualquer	função	inorgânica,	conhecer	a	sua	formulação,	ou	seja,	a	sua	
composição	molecular.	O	conhecimento	do	número	de	oxidação	(nox)	das	espécies	
químicas	é	indispensável	para	tal	formação.
2 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) – CARGA DOS ÍONS
O	nox	(número	de	oxidação)	é	a	carga	positiva	ou	negativa	que	um	átomo	
adquire	ao	realizar	uma	ligação	química,	iônica,	por	exemplo.	No	geral,	nox	é	o	
valor	da	carga	de	uma	espécie	química.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Ao realizar uma ligação química e adquirir carga positiva ou negativa (nox) o 
átomo torna-se um íon..
Exemplos:
1º)	No	composto	NaCl.
						O	sódio	(Na)	está	presente	na	família	1A	da	Tabela	Periódica	e	por	isso	
se	estabiliza	formando	um	cátion	monovalente,	com	nox	=	+1	(Na+),	e	o	cloro	que	
pertence	à	família	7A	se	estabiliza	formando	um	ânion	monovalente,	com	nox	=	-1	
(Cl-).
Assim	a	fórmula	molecular	é:
NaCl
 
Logo,	as	cargas	ou	nox	(números de oxidação)	desses	íons	se	anulam,	pois	
possuem	valores	iguais	e	sinais	contrários.
2º)	Na	molécula	da	água,	H2O:
Neste	 caso,	de	uma	 fórmula	molecular,	devemos	 imaginar	que	o	par	de	
elétrons	da	 ligação	 covalente	ou	dativa	 será	 compartilhado	 com	o	átomo	mais	
eletronegativo:	
 
			 		H																																															O																																										H
“perde” o elétron “ganha” os pares de elétrons “perde” o elétron
											+1																																													-2																																										+1
Em	cada	 ligação	 covalente,	 o	par	de	 elétrons	 será	 compartilhado	 com	o	
oxigênio,	que	é	mais	eletronegativo	que	o	hidrogênio.
Assim,	cada	hidrogênio	“ficará”	com	carga	(+	1)	e	o	oxigênio	“ficará”	com	
carga	(-	2).
Estas	cargas	(nox)	teóricas,	então,	serão	os	números	de	oxidação	de	cada	
átomo:
Cada	hidrogênio		NOX 	=			+	1
Cada	oxigênio					NOX			=				-2
ATENCAO
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
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2.1 DETERMINAÇÃO DO NOX (NÚMERO DE OXIDAÇÃO)
Algumas	 regras	 podem	 ser	 utilizadas	 para	 facilitar	 a	 determinação	 do	
número	de	oxidação.
1°-	Toda	substância simples	apresenta	número	de	oxidação	(nox)	igual	a	ZERO.
QUADRO 9 - EXEMPLOS DE NOX DE SUBSTÂNCIAS SIMPLES
Átomo Substância simples NOX
Hidrogênio H2 zero
Oxigênio O2,	O3 zero
Cloro Cl2 zero
Ferro Fe zero
FONTE: A autora
2°	-	Em	relação	aos	elementos	do	grupo	A	(elementos	representativos)	da	Tabela	
Periódica,	podemos	verificar	os	números	de	oxidação	conforme	o	Quadro	10.
QUADRO 10: NOX DOS ELEMENTOS DO GRUPO A DA TABELA PERIÓDICA
Famílias	grupo	A 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A
Nox +1 +2 +3
+4
-4
-3 -2 -1
FONTE: A autora
Obs.:	O	nox	do	hidrogênio	 (H+)	normalmente	 é	+1, podendo	em	alguns	
casos	apresentar nox = -1.	
Note	 no	 Quadro	 10	 que	 até	 a	 família	 3A	 os	 números	 de	 oxidação	 são	
positivos	(cátions)	e	a	partir	da	família	5A	os	números	de	oxidação	são	negativos	
(ânions).	 Já	na	família	4A	o	número	de	oxidação	pode	ser	positivo	ou	negativo,	
isso	depende	da	composição	molecular	da	substância	formada,	porém	geralmente	
o	nox	usado	é	o	positivo.	
Caro acadêmico, consulte em sua Tabela Periódica, na parte posterior, a tabela de 
cátions e ânions, lá você encontrará íons com nox fixos e íons com nox variáveis.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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3°	-	Nas	fórmulas	moleculares	(moléculas),	a	soma	dos	números	de	oxidação	de	
todos	os	átomos	deve	ser	igual	a zero.
Exemplo:	Determine	o	nox	de	todos	os	átomos	formadores	do	ácido	nítrico	
(HNO3).
QUADRO 11 - NOX DOS ÁTOMOS QUE COMPÕEM O HNO3
Fórmula H S O4
Cada	átomo +1 ? -2
+1 +7 -8
FONTE: A autora
	Para	que	a	soma	de	todos	os	nox	seja	igual	a	zero,	o	enxofre	(S)	apresentará	
NOX=	+7.
Observe	que	ao	somarmos	os	valores	de	nox	positivos	tem-se	+1	+	+7	=	+8.	
Como	tem-se	quatro	átomos	de	oxigênio,	multiplicamos:	4	x	-2	=	-8.	Assim,	+8	-	8	=	
0.	Logo,	na	soma	as	cargas	positivas	e	negativas	devem	se	anular.
Quando a fórmula molecular apresentar três elementos, teremos que encontrar 
um valor de nox para o elemento central (do meio) de tal forma que as cargas (nox) positivas 
sejam iguais à carga negativa, para que no final as cargas sejam zeradas.
4º	-	No	caso	de	íons	oxigenados,	a	soma	das	cargas	(nox)	deve	ser	igualada	à	carga	
do	íon,	para	que	no	final	a	soma	total	seja	nula.
 
Exemplo:	Cr2O7	
-2	
Neste	caso,	teremos	que	determinar	o	nox	do	cromo	(Cr)	para	que	a	soma	
total	das	cargas	(nox)	seja	nula.	Como	o	Cr2O7	
-2	é	um	íon,	a	soma	das	cargas	será	
igual	à	sua	carga,	-	2.
Assim:
Cr2	
x
 O7	
-2		-------	2x	–	14	=	-2
--------	2x	=	-	2	+	14
--------	2x	=	+	12	-------	x	=	12/2	-----	x	=	+6.
ATENCAO
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
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Na	 química,	 uma	 das	maiores	 preocupações	 é	 a	 de	 verificar	 todas	
as	 características	 químicas	 e	 físicas	 das	 substâncias	 existentes	 na	 natureza.	
Caracterizando	quimicamente	uma	substância,	conseguimos	diferenciá-la.	Como	
exemplo,	podemos	citar	as	substâncias	eletrolíticas,	que	conduzem	corrente	elétrica,	
e	as	substâncias	não	eletrolíticas,	que	não	conduzem	corrente	elétrica.
A	verificação	de	condução	elétrica	de	uma	substância	deve	ser	realizada	em	
soluções	aquosas,	ou	seja,	deve-se	dissolver	a	substância	em	água. 
2.2 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
	A	palavra	 ionização	 se	 refere	 aos	 íons,	 cátions	 e	 ânions,	 já	 a	 palavra	
dissociação	significa	a	separação,	dissipação.	Quando	dissolvemos	compostos	iônicos	
(formados	por	um	metal	(cátion)	e	um	não	metal	(ânion))	em	água,	como	o	sal	de	
cozinha	 (NaCl),	 teremos	uma	solução eletrolítica,	 ou	 seja,	que	 conduz	corrente	
elétrica	devido	às	diferenças	de	cargas	(polos	contrários	se	atraem).
Exemplo:	água	do	mar,	rica	em	sais	minerais,	cátions	como	Na+1,	K+1,	Ca+2 e 
ânions	como	Cl-1,	NO3
-1.
Já	 nos	 compostos	moleculares,	 que	 não	 apresentam	metais	 em	 sua	
composição,	ou	seja,	não	apresentam	íons,	a	condução	de	corrente	elétrica	é	muito	
baixa,	 ainda	 somente	quando	dissolvidos	em	água.A	 solução	que	não	 conduz	
corrente	elétrica	é	chamada	de	solução não eletrolítica.
Exemplo:	açúcar	em	água.	
Quando	compostos	iônicos	são	dissolvidos	(misturados)	em	água,	ocorre	
um	fenômeno	chamado	de	dissociação iônica	ou	dissociação eletrolítica,	onde	o	
cátion	se	dissocia	(se	separa)	do	ânion.	Note	no	exemplo	a	seguir	que	o	sal,	cloreto	
de	potássio,	se	dissociou.
Exemplo:	
																																												água
																		K+Cℓ- (s) 						K+ (aq)		+				Cℓ-(aq)
Em	relação	às	substâncias	moleculares,	não	podemos	garantir	a	ocorrência	
da	dissociação.
Os	ácidos,	por	exemplo,	são	substâncias	que	quando	dissolvidas	em	água	
sofrem	o	processo	da	 ionização	gerando	 como	único	 cátion	o	 íon	hidrônio	ou	
hidroxônio	(H3O
+).	
Verifique	a	seguir	como	ocorre	a	ionização do	ácido	bromídrico,	gerando	
uma	solução	eletrolítica,	ou	seja,	que	conduz	corrente	elétrica:
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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		HBr			+				H2O										 				H3O
+															+																	Br-
																																																											Cátion	hidroxônio		ânion	brometo	(ânion)
São	 esses	 íons	 formados	 através	 da	 dissociação	 os	 responsáveis	 pela	
condução	de	corrente	elétrica.
O	cientista	Svante	August	Arrhenius	estabeleceu	conceitos	sobre	os	ácidos	e	
bases	ou	hidróxidos	(funções	inorgânicas)	e	também	sobre	o	grau de ionização ( α ).
2.3 GRAU DE IONIZAÇÃO ( α )
O	 grau	 de	 ionização	 é	 calculado	 para	medir	 a	 “força”	 da	 ionização	 ou	
dissociação	iônica.	A	força	dos	ácidos,	por	exemplo,	pode	ser	determinada	através	
do	grau	de	ionização.		
O	 cálculo	 do	 grau	 de	 ionização	 é	 realizado	 através	 da	 relação	 entre	
o número total de moléculas ionizadas (final) e o número total de moléculas 
dissolvidas (inicial), no final multiplica-se o resultado por cem, para se ter a 
relação em porcentagem, conforme	representado	abaixo:
QUADRO 12 - FÓRMULA PARA O CÁLCULO DO GRAU DE IONIZAÇÃO
 Número total de moléculas ionizadas
 α = ----------------------------------------------------------
 Número total de moléculas dissolvidas
FONTE: A autora
Exemplo	1:	100	moléculas	de	ácido	clorídrico	(HCℓ)	foram	misturadas	em	
água,	e	92	moléculas	se	ionizaram	(H+		e			Cℓ-).
Para	medirmos	o	grau	de	ionização	(ou	grau	de	dissociação)	faremos:
α		=		 ⇒				0,92	x	100	=	92%	de	ionização
 
Exemplo	2:	100	moléculas	de	ácido	fluorídrico	(HF)	foram	dissolvidas	em	
água	e	apenas	8	moléculas	se	ionizaram	(H+ e F-).
Logo:						
α	=		 ⇒				0,08	x	100	=	8%
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
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Dependendo	do	grau	de	ionização,	os	eletrólitos	podem	ser	classificados	
em:	
• Eletrólito forte: quando o α ≥ 50%
• Eletrólito moderado: quando o α variar de 5% ≤ α < 50%
• Eletrólito fraco: quando o α < 5%
3 ÁCIDOS
Caro	acadêmico,	todos	nós,	em	algum	momento	da	vida,	já	experimentamos	
alguma	substância	ácida,	seja	uma	fruta,	um	alimento	ou	uma	substância	química	
que	sentimos	o	odor.	Neste	momento	iremos	estudar	exatamente	o	que	são	essas	
substâncias	ácidas,	para	que	elas	servem,	quais	seus	benefícios	e	seus	malefícios.	
“Ácido	é	toda	substância	que,	ao	ser	dissolvida	em	água,	sofre	ionização	e	
apresenta	como	único	tipo	de	íon	positivo	o	cátion	hidrogênio	(H+1)”	(COVRE,	Geraldo	
José,	2011,	pag.	151).
Exemplo:	HNO3	-----------	H+1	e	NO3-1
Note que os ácidos apresentam como primeiro elemento na fórmula molecular 
o único cátion o H+, seguido de um ânion qualquer. Para verificar a carga do ânion (nox) 
consulte sua tabela de cátions e ânions.
Os	ácidos	são	substâncias	que	no	geral	apresentam	sabor	azedo,	como	no	
vinagre	 (ácido	 acético),	 na	 laranja,	 limão,	 abacaxi	 (ácido	 cítrico),	 na	 uva	 (ácido	
tartárico),	na	vitamina	C	(ácido	ascórbico).	São	corrosivos	aos	metais	e	apresentam	
baixos	valores	de	pH.
pH	=	Potencial	hidrogeniônico,	ou	seja,	é	uma	medida	de	acidez.	Quanto	menor	o		
	 	 	 valor	do	pH,	mais	ácida	é	a	substância.
Na	figura	a	seguir	podemos	notar	a	ordem	crescente	de	pH.	De	zero	a	6,9	
temos	valores	pH	ácidos.	Acima	de	sete	temos	valores	de	pH	básicos	ou	alcalinos.	
Repare	que,	quanto	menor	o	valor	do	pH,	mais	ácida	será	a	substância,	e	quanto	
maior	o	valor	do	pH,	mais	alcalina	ou	básica	será	a	substância.	No	sete	encontra-se	
o	valor	de	pH	neutro.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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FIGURA 30 - ESCALA DE PH
FONTE: Disponível em: <http://www.blog.mcientifica.com.br/wp content/uploads/2013/10/
escala-de-ph-01.jpg.>. Acesso em: 29 jan. 2016. 
Exemplo: um	refrigerante	à	base	de	cola	apresenta	pH	=	2,5	-	o	que	o	torna	
muito	ácido	e	agressivo	ao	nosso	estômago,	que	 já	produz	o	ácido	clorídrico,	o	
qual	auxilia	na	reação	de	digestão.	
FIGURA 31 - EXEMPLOS DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS E VALORES DE PH
FONTE: Disponível em: <http://www.sobiologia.com.br/figuras/Oitava_quimica/pH.gif.>. 
Acesso em: 29 jan.2016. 
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
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3.1 DEFINIÇÃO SEGUNDO ARRHENIUS
Os	 ácidos	 são	 compostos	 moleculares,	 que	 sofrem	 ionização	 quando	
misturados	em	água,	gerando	como	único	 íon	positivo	o	H3O
+	 (íon	hidrônio	ou	
hidroxônio).
“Ionização	é	o	nome	dado	ao	processo	pelo	qual	a	água	forma	íons	que	não	
existiam”	(COVRE,	Geraldo	José,	2011,	pag.	151).	
Exemplo:	 Reação	 de	 ionização	 do	 ácido	 clorídrico	 (HCl),	 repare	 que	 o	
hidrogênio	do	ácido	se	separa	do	ânion	Cl-	e	se	liga	aos	dois	hidrogênios	da	água,	
formando	assim	o	íon	hidrônio	ou	hidroxônio	H3O
+.
HCl(l)				+				H2O(l) 				H3O+(aq)				+				Cl-(aq)
ESPÉCIE	RESPONSÁVEL	
PELO	CARÁTER	ÁCIDO:	
ÍON	HIDRÔNIO	OU	
HIDROXÔNIO.
A	ionização	ocorre	em	etapas,	o	que	depende	do	número	de	hidrogênios	
ionizáveis,	ou	seja,	se	o	ácido	apresenta	um	hidrogênio	ionizável,	a	ionização	ocorrerá	
em	uma	única	etapa,	se	apresentar	três	hidrogênios	ionizáveis	a	ionização	ocorrerá	
em	três	etapas.	E	ainda,	o	número	de	hidrogênios	ionizáveis	indicará	o	número	de	
íons	H3O
+	formados.
Exemplo: 
H2SO4		+	H2O	-------------		H3O+	+	HSO4											1ª	etapa	–	saída	do	1º	hidrogênio
HSO4		+	H2O	-------------			H3O+	+	SO4																	2ª	etapa	–	saída	do	2º	hidrogênio
 2 H3O+ + SO4 -2
Obs.:	Ocorreu	a	formação	de	dois	íons	hidrônios	ou	hidroxônios (2 H3O+),	
justamente	porque	o	ácido	sulfúrico	(H2SO4)	possui	dois	hidrogênios	ionizáveis.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Construção da fórmula molecular de um ácido
Formulação	Geral	=		 HxA ONDE: H = H
+
 x = NOX de A 
 
não oxigenado
 A = ânion { oxigenado
Obs.:	O	número	de	hidrogênios	do	ácido	deriva	da	carga	(nox)	do	ânion.	
Basta	fazer	a	inversão	de	cargas	de	cima	para	baixo	na	diagonal.	
Exemplos:
Ácido	bromídrico:					HBr				 				H+								CN-1
Ácido	bórico:											H3BO3 				H+							(BO3)3-
Repare	que	no	ácido	bromídrico	as	cargas	se	anulam,	pois	têm	o	mesmo	valor,	
porém,	com	sinais	contrários.	Já	no	ácido	bórico	a	carga	do	ânion	(BO3)
3-	desceu	na	
diagonal,	formando	três	hidrogênios.
3.2 CLASSIFICAÇÃO
Os	 ácidos	 podem	 ser	 classificados	 através	 de	 alguns	 critérios	 citados	 a	
seguir:
3.2.1 Quanto ao número de elementos diferentes
• Binários:	 são	 ácidos	 que	 apresentam	 dois	 elementos	 diferentes.	 Exemplo:	 HI	
(ácido	iodídrico).	
• Terciários:	são	ácidos	que	apresentam	três	elementos	diferentes.	Exemplo:	HCN	
(ácido	cianídrico).
• Quaternários:	são	ácidos	que	apresentam	quatro	elementos	diferentes.	Exemplo:	
HSCN	(ácido	tiocianídrico).
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
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3.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
• Monoácidos:	são	ácidos	que	apresentam	apenas	um	hidrogênio	ionizável.
	 Exemplo:	HNO2	(ácido	nitroso); H3PO2	(ácido	hipofosforoso,	este	ácido	é	uma	
exceção,	pois	sóioniza	um	hidrogênio	em	água).
• Diácidos:	são	ácidos	que	apresentam	dois	hidrogênios	ionizáveis.
	 Exemplo:	 H2SO3	 (ácido	 sulfuroso),	 H3PO3	 (ácido	 fosforoso,	 este	 ácido	 é	 uma	
exceção,	pois	só	ioniza	dois	hidrogênios	em	água).
• Triácidos:	são	ácidos	que	apresentam	três	hidrogênios	ionizáveis.
	 Exemplo:	H3BO3		(ácido	brômico);		H3PO4	(ácido	fosfórico).
• Tetrácidos:	são	ácidos	que	apresentam	quatro	hidrogênios	ionizáveis.		
	 Exemplo:	H4SiO4	(ácido	silícico) 
3.2.3 Quanto à presença de oxigênio
• Hidrácidos:	ácidos	que	não	possuem	oxigênio	na	molécula.	
	 Exemplo:	HF	(ácido	fluorídrico).
• Oxiácidos:	ácidos	que	possuem	oxigênio	na	molécula.	
	 Exemplo:	H2SO4	(ácido	sulfúrico).
3.2.4 Quanto à força
A	força	dos	ácidos	está	relacionada	com	o	grau	de	ionização	(α).	Assunto	
já	visto	anteriormente.
No	geral,	seguimos	a	regra	descrita	abaixo,	porém	a	maneira	de	se	determinar	
a	força	dos	hidrácidos	difere	dos	oxiácidos:
• Ácidos Fortes	–			α	>	50%
• Ácidos Moderados	–	5%		≤		α		≤	50%	
• Ácidos Fracos	–			α	<	5%
Força dos oxiácidos:
Para	determinar	a	força	dos	oxiácidos	usaremos	a	fórmula	Y- X,	onde:
Y	=	número	de	oxigênios	e	X =	número	de	hidrogênios.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Quando:
Y – X = 3 - oxiácido muito forte
Y – X = 2 – oxiácido forte
Y – X = 1 – oxiácido moderado
Y – X = 0 – oxiácido fraco
Exemplo: H3PO4	-----	Y	–	X	----	4	–	3	=	1	----	oxiácido moderado
Muitas vezes a força dos ácidos, quanto ao grau de ionização, não influencia 
diretamente outras propriedades químicas, como, por exemplo, a corrosão, a toxicidade de 
inalação etc.
Veja	alguns	exemplos:
•	 O	ácido	cianídrico	(HCN)	apresenta	um	α	=	0,008%,	que	o	classifica	como	fraco,	
contudo,	quando	o	 seu	gás	é	 inalado,	 causa	a	morte	em	pouco	 tempo.	É	um	
ácido	muito	usado	nas	câmaras	de	gás	aplicadas	à	pena	de	morte.
•	 O	ácido	sulfúrico	(H2SO4)	apresenta	um	α	=	61%,	que	o	classifica	como	um	ácido	
forte,	porém	é	extremamente	corrosivo.
•	 O	ácido	sulfídrico	(H2S)	apresenta	um	α	=	0,08%,	que	o	classifica	como	fraco,	
porém	 o	 seu	 gás	 libera	 um	 odor	 desagradável	 (“ovo	 podre”),	 que	 pode	 ser	
sentido	nos	esgotos,	pois	é	um	produto	formado	a	partir	da	decomposição	da	
matéria	orgânica.	A	inalação	do	ácido	sulfídrico	na	forma	de	gás	pode	levar	à	
morte	de	forma	tão	rápida	quanto	o	ácido	cianídrico.
Força dos hidrácidos:
Devido	aos	valores	do	grau	de	ionização	(α)	de	cada	hidrácido,	a	definição	
das	forças	pode	assim	ser	resumida:
a)	Hidrácidos	fortes:	HCl,	HBr	e	HI.
b)	Hidrácido	moderado:	HF.
c)	Hidrácidos	fracos:	os	demais	HCN,	HSCN,	H2S	e	etc.
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
69
3.3 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
a) Nomenclatura dos Hidrácidos
Caro	acadêmico,	para	nomear	os	hidrácidos	basta	seguir	a	regra	abaixo:
Ácido + nome do ânion + a terminação: ídrico
Exemplos: 
HBr	–	Ácido	+	brometo	+	terminação:	ídrico	=
Ácido	bromídrico.
H2S		-		Ácido	+	sulfeto	+	terminação:	ídrico	=
Ácido	Sulfídrico
Note que na nomenclatura todos os hidrácidos apresentam a terminação ídrico.
b) Nomenclatura dos Oxiácidos
Caro	acadêmico,	para	nomear	os	oxiácidos	basta	seguir	a	regra	abaixo:
Ácido + nome do ânion + a terminação: ico para o maior ânion
+ a terminação: oso para o menor ânion
Exemplos: 
H2SO4	–	Ácido	+	sulfato	+ a terminação: ico	=
Ácido	sulfúrico
H2SO3	–	Ácido	+	sulfito+ a terminação: oso	=
Ácido	sulfuroso
Para	definir	 o	maior	 e	 o	menor	 ânion,	 deve-se	 observar	 o	 número	de	
oxigênios.	O	ânion	que	apresentar	um	número	maior	de	oxigênio	será	o	maior.	
Assim	como	o	ânion	que	apresentar	um	número	menor	de	oxigênio	será	o	menor.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
70
Caro acadêmico, consulte sua tabela de ânions para verificar os ânions e suas 
variações quanto ao número de oxigênios.
Ainda	em	relação	à	nomenclatura,	caso	o	nome	do	ânion	iniciar	com	o	prefixo	
“Per”	o	sufixo	será:	ico.	Caso	iniciar	com	o	prefixo	“Hipo”	o	sufixo	será:	oso.
Exemplos: 
HClO4	–	Ácido	perclorato	–	Ácido	perclórico
HClO	–	Ácido	hipoclorito	–	Ácido	hipocloroso
Obs.:	Quando	o	ânion	for	fixo,	ou	seja,	não	apresentar	variação	quanto	ao	
número	de	oxigênios,	usa-se	a	terminação ico.
Exemplos:
H2CO3		-		Ácido	Carbônico
H3BO3		-		Ácido	Bórico
Verifique a terminação dos nomes dos ânions em sua tabela e saiba qual a 
terminação utilizar na nomenclatura do respectivo ácido.
Terminação nome Terminação nome
dos ânions: dos ácidos:
ato ............................................................. ico
ito .............................................................. oso
eto ............................................................. ídrico
Caro	acadêmico,	para	complementar	seu	estudo	sobre	a	aplicação	do	pH,	
segue	abaixo	um	experimento.	Boa	prática!
NOTA
DICAS
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
71
EXPERIMENTO: Indicador Ácido-Base de repolho roxo
Os	indicadores	ácido-base	são	substâncias	que	mudam	de	cor,	informando	
se	o	meio	está	ácido	ou	básico.	Existem	indicadores	sintéticos,	como	a	fenolftaleína,	
o	azul	de	bromotimol,	o	papel	de	tornassol	e	o	alaranjado	de	metila.	Porém,	
existem	também	algumas	substâncias	presentes	em	vegetais	que	funcionam	como	
indicadores	ácido-base	naturais.	Geralmente,	essas	substâncias	estão	presentes	em	
frutas,	verduras,	folhas	e	flores	bem	coloridas.	Alguns	exemplos	são	a	beterraba,	
a	jabuticaba,	a	uva,	amoras,	folhas	vermelhas,	entre	outras.
Aqui	aprenderemos	a	fazer	um	indicador	ácido-base	com	repolho	roxo	
e	veremos	como	ele	muda	de	cor	à	medida	que	alteramos	o	pH	do	meio	através	
de	alguns	produtos	que	usamos	no	dia	a	dia.
Materiais e reagentes:
•	 repolho	roxo;
•	 água
•	 liquidificador;
•	 coador;
•	 11	copos	transparentes	ou	béqueres;
•	 caneta	e	etiquetas	para	enumerar	os	copos;
•	 limão;
•	 vinagre;
•	 bicarbonato	de	sódio;
•	 sabão	em	pó;
•	 água	sanitária;
•	 detergente;
•	 açúcar;
•	 leite;
•	 sal	amoníaco;
•	 soda	cáustica	(tome	muito	cuidado	ao	manipulá-la	e	sempre	use	luvas,	pois	
a	soda	cáustica	é	corrosiva,	podendo	causar	queimaduras	graves	na	pele).
Procedimento experimental:
•	 Bata	1	folha	de	repolho	roxo	com	1	litro	de	água	no	liquidificador;
•	 Coe	esse	suco,	pois	o	filtrado	será	o	nosso	indicador	ácido-base	natural	(se	
não	for	usar	o	extrato	de	repolho	roxo	na	hora,	guarde-o	na	geladeira,	pois	
ele	decompõe-se	muito	rápido);
•	 Enumere	cada	um	dos	copos;
•	 Coloque	o	extrato	de	repolho	roxo	nos	11	copos;
•	 Acrescente	nos	copos	2	a	11	as	seguintes	substâncias,	na	respectiva	ordem:	
soda	 cáustica,	 água	 sanitária,	 sabão	 em	pó,	 bicarbonato	 de	 sódio,	 sal	
amoníaco,	açúcar,	leite,	detergente,	vinagre	e	limão.
•	 Observe	as	cores	das	soluções.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
72
Soluções com extrato de repolho roxo funcionando como indicador de 
pH*
Assim,	 no	 experimento	 realizado,	 as	 cores	 observadas	 devem	 ser	
parecidas	com	as	mostradas	a	seguir:
Resultados e Discussão:
As	substâncias	presentes	nas	folhas	de	repolho	roxo	que	o	fazem	mudar	
de	cor	em	ácidos	e	bases	são	as	antocianinas.	Esse	indicador	está	presente	na	
seiva	de	muitos	vegetais,	tais	como	uvas,	jabuticabas,	amoras,	beterrabas,	bem	
como	em	folhas	vermelhas	e	flores	de	pétalas	coloridas,	como	as	flores	de	azaleia	
e	quaresmeira.	As	antocianinas	são	responsáveis	pela	coloração	rosa,	laranja,	
vermelha,	violeta	e	azul	da	maioria	das	flores.
Em	água	(pH	neutro	=	7),	esse	indicador	tem	coloração	roxa,	mas	conforme	
a	imagem	a	seguir	mostra,	ele	muda	de	vermelho	em	solução	ácida	(pH	<	7)	
para	púrpura	e	depois	verde	em	solução	básica	(pH	>	7).	No	caso	da	solução	ser	
fortemente	básica,	ele	torna-se	amarelo:
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
73
Resultado de experimento com indicador de repolho roxo em soluções 
ácidase básicas
Observe	que,	geralmente,	os	produtos	de	 limpeza	são	básicos.	A	soda	
cáustica,	por	exemplo,	é	a	base	hidróxido	de	sódio	(NaOH).	Em	contrapartida,	
muitos	 alimentos	 possuem	 caráter	 ácido,	 como	 é	 o	 caso	 do	 vinagre,	 que	 é	
composto	pelo	ácido	acético,	e	o	limão,	que	possui	ácido	cítrico	e	ácido	ascórbico	
(vitamina	C),	tendo	um	pH	muito	baixo	(pH	do	limão	=	2).	Já	o	açúcar	e	o	leite	
possuem	pH	próximo	ao	básico.
FONTE: FOGAÇA, J. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/
indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm.>. Acesso em: 29 jan. 2016. 
74
RESUMO DO TÓPICO 1
Com este tópico você aprendeu que:
•	 Os	ácidos	são	compostos	moleculares	que	possuem	um	único	cátion,	H+.
•	 Os	ácidos	sofrem	ionização	em	água,	gerando	um	único	íon	positivo,	o	H3O
+.
 
•		Os	 ácidos	 são	 classificados,	 quanto	 ao	 número	 de	 elementos,	 em	 binários,	
ternários	e	quaternários.
•	 Os	 ácidos	 são	 classificados	quanto	 ao	número	de	hidrogênios	 ionizáveis	 em:	
monoácidos,	diácidos,	triácidos	e	tetrácidos.
•	 Os	ácidos	 são	 classificados	quanto	à	presença	de	oxigênio	em:	hidrácidos	ou	
oxiácidos.
•	 Os	 ácidos	 são	 classificados	quanto	à	 força,	devido	ao	grau	de	 ionização,	 em:	
fracos,	moderados	ou	fortes.
•	 Os	hidrácidos	recebem	nomenclaturas	distintas	das	dos	oxiácidos.
75
AUTOATIVIDADE
Através	desta	autoatividade,	coloque	em	prática	e	fixe	tudo	o	que	você	
aprendeu	sobre	os	ácidos.
1	 Realize	a	nomenclatura	dos	ácidos	a	seguir:
a)		HF:
b)		HNO3	:	
 
2	 Monte	a	fórmula	molecular	dos	seguintes	ácidos:
a)	ácido	tiocianídrico:	
b)	ácido	sulfuroso:	
3	 Com	relação	à	força,	classifique	os	ácidos	abaixo:
a)	HCl	(α	=	92%):	
b)		HCN	(	α	=	0,008%):	
 
4	 O	sulfato	de	hidrogênio	 (H2SO4)	é	um	líquido	 incolor,	oleoso	e	solúvel	em	
água,	formado	da	solução	aquosa	denominada	de	ácido	sulfúrico.	Esse	ácido	
é	muito	importante	em	todos	os	setores	da	química	e,	por	isso,	é	fabricado	em	
grandes	quantidades.	Um	dos	indicadores	do	desenvolvimento	econômico	de	
um	país	é	o	consumo	desse	ácido.
	 Ele	é	usado,	por	exemplo,	na	fabricação	de	fertilizantes,	velas,	explosivos,	
corantes	e	baterias	de	automóveis.
	 Quando	 concentrado	 é	um	poderoso	oxidante	 e	desidratante;	 açúcares,	
algodão,	 papel,	madeira	 e	 tecidos	 podem	 ser	 destruídos	 por	 sua	 ação	
desidratante.	Como	esse	 ácido	 é	 classificado	 com	 relação	 ao	número	de	
hidrogênios	ionizáveis,	quanto	à	presença	de	oxigênio	e	força?
76
77
TÓPICO 2
BASES OU HIDRÓXIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
As	bases	ou	hidróxidos	são	funções	inorgânicas	que	apresentam	pH	básico	
ou	alcalino,	ou	seja,	na	escala	de	pH	possuem	valores	acima	de	oito,	são	corrosivas,	
e	apresentam	sabor	adstringente	ou	cáustico,	como	as	bananas	verdes,	caqui,	caju.	
Ao	tato,	as	bases	ou	hidróxidos	são	escorregadias,	ensaboadas.	
	As	bases	são	formadas	por	um	cátion	qualquer	menos	o	H+,	e	o único ânion 
monovalente,	a	hidroxila ou hidróxido (OH-).
Os	metais	alcalinos	(1A),	metais	alcalinos	terrosos	(2A)	e	os	outros	metais	da	
Tabela	Periódica,	como	os	metais	de	transição	(grupo	B),	aparecem	como	os	cátions	
das	bases	ou	hidróxidos,	ou	seja,	o	primeiro	elemento	da	fórmula	molecular.
Para	montar	a	fórmula	molecular	de	uma	base	ou	hidróxido	basta	colocar	a	
carga	(nox)	do	cátion	após	a	hidroxila	(OH-).	Obedecendo	à	mesma	regra	já	utilizada	
para	os	ácidos:	a	soma	total	das	cargas	deve	ser	nula.
Exemplo:	Na+1	-----------NaOH,
Ca+2		------------------Ca	(OH)2,
Al+3	------------	Al	(OH)3	,
Pb+4	-----------	Pb	(OH)4	,etc.
Observe que quando a fórmula molecular terminar com OH-, o composto é uma 
base ou hidróxido!
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
78
Os	indicadores	ácido/base	são	substâncias	que	apresentam	a	propriedade	
de	mudar	de	cor	em	presença	de	meio	ácido	ou	básico.	A	fenolftaleína,	por	exemplo,	
é	um	indicador	que	em	meio	ácido	permanece	incolor	e	em	meio	básico	ou	alcalino	
apresenta	coloração	vermelha,	rósea	ou	violácea.
A	maioria	dos	indicadores	usados	em	laboratório	é	artificial;	porém	alguns	
são	encontrados	na	natureza,	como	o	tornassol,	que	é	extraído	de	certos	líquens.	
No	nosso	dia	a	dia	encontramos	esses	indicadores	presentes	em	várias	espécies:	
no	repolho	roxo,	na	beterraba,	nas	pétalas	de	rosas	vermelhas,	no	chá-mate,	nas	
amoras	etc.,	sendo	que	sua	extração	é	bastante	fácil.	A	maceração	de	uma	folha	
de	repolho	roxo,	seguida	de	sua	diluição	com	água,	permite	obter	uma	solução	
roxa	que	mudará	de	cor	 tanto	na	presença	de	um	ácido	como	na	de	uma	base.	
(USBERCO;	SALVADOR,	1999)
QUADRO 13 - INDICADORES ÁCIDO/BASE MAIS UTILIZADOS EM EXPERIMENTOS 
QUÍMICOS
Indicador Ácido Base
Tornassol Rosa Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado	de	metila Vermelho Amarelo
Azul	de	bromotimol Amarelo Azul
FONTE: A autora 
2 DEFINIÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS SEGUNDO 
ARRHENIUS
“Bases	 são	 compostos	 iônicos,	que	quando	em	água	 sofrem	dissociação	
iônica,	gerando	um	único	íon	negativo,	o	OH-	(hidroxila	ou	hidróxido)”.	
•	 A	dissociação	iônica	ocorre	quando	uma	base	ou	hidróxido	entra	em	contato	com	
a	água	e	ocorre	a	separação	dos	íons,	os	cátions	e	os	ânions.
Exemplo:
Ca	(OH)2(s)	+	H2O(l) 			Ca+2(aq)	+	2OH-
Dissociação	do	cátion	
Ca+2	e	do	ânion	2	OH-.
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
79
2.1 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS
2.1.1 Quanto ao número de hidroxilas (oh-1)
• Monobases:	 apresentam	 apenas	 uma	 hidroxila	 em	 sua	 fórmula	 molecular.	
Exemplo:		NaOH,	LiOH,	KOH.	
• Dibases:	 apresentam	 duas	 hidroxilas	 em	 sua	 fórmula	 molecular.	 Exemplo:	
Ca(OH)2,,	Mg	(OH)2,	Fe(OH)2	.
• Tribases:	 apresentam	 três	 hidroxilas	 em	 sua	 fórmula	 molecular.	 Exemplo:	
B(OH)3	,	Al(OH)3.
• Tetrabases:	apresentam	quatro	hidroxilas	em	sua	fórmula	molecular.	Exemplo:	
Pb(OH)4	.
2.1.2 Quanto à solubilidade em água
• Solúveis:	 	O	 hidróxido	 de	 amônio	 (NH4OH),	 hidróxidos	 de	metais	 alcalinos	
(1A).	Exemplo:	RbOH.
• Pouco solúveis:	Os	hidróxidos	dos	metais	alcalinos-terrosos	(2A),	com	exceção	
do	Mg.	Exemplo:	Ba(OH)2.
• Insolúveis:	Os	hidróxidos	de	outros	metais.	Exemplo:	Pb(OH)2.
2.1.3 Quanto à força
Caro	acadêmico,	a	força	das	bases	está	relacionada	ao	grau	de	dissociação	
iônica	(α),	que	é	a	separação	do	cátion	e	ânion	em	água,	porém	utilizaremos	uma	
regra	prática	para	definir	essa	classificação.
• Bases fortes:	 formadas	 por	 cátions	 das	 famílias	 dos	 metais	 alcalinos	 (1A)	 e	
metais	alcalinos	terrosos	(2A).
 Exemplo: 	NaOH,	KOH,	Ca(OH)2	e	Ba(OH)2.
• Bases fracas:	as	demais	e	o	hidróxido	de	amônio.
 Exemplo:	Al	(OH)3		Fe(OH)2		e	NH4OH.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
80
Caro acadêmico, para que você possa aprofundar seus conhecimentos, seguem 
abaixo algumas informações sobre as bases mais comuns em nosso cotidiano:
Hidróxido de sódio:
1. Fórmula: NaOH.
2. Fontes: ele é produzido por meio da eletrólise (passagem de corrente elétrica através da 
solução com separação de seus íons) de uma solução de sal de cozinha (cloreto de sódio) e 
água:
2 NaCl + 2 H
2
O → 2 NaOH + H
2
 + Cl
2
3. Aplicações: é comercialmente conhecido como soda cáustica e é utilizado na purificação de 
óleos vegetais, de derivados do petróleo, na fabricação de papel, celulose, tecidos, corantes e 
produtos para desentupir pias. A sua aplicação mais importante é na fabricação de sabão, sendo 
misturada com gorduras ou óleos, sob aquecimento:
Óleo ou gordura + NaOH → sabão + glicerina
FIGURA 32 - HIDRÓXIDO DE SÓDIO (SODA CÁUSTICA), 
QUE MISTURADA COM ÓLEOS OU GORDURAS ORIGINA O 
SABÃO
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/
quimica/bases-mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso 
em: 03 fev. 2016.
Hidróxido de cálcio:
1. Fórmula: Ca(OH)
2
.
2. Fontes: é obtido por meio da hidratação da cal vivaou cal virgem, que é o óxido de cálcio 
(CaO):
CaO +H
2
O → Ca(OH)
2
3. Aplicações: conhecido comercialmente por vários nomes, como cal extinta, cal hidratada, 
cal extinta ou cal apagada. Quando esse sólido branco é misturado com água, é denominado 
DICAS
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
81
água de cal e é usado principalmente em pinturas do tipo caiação, na produção de argamassa 
para construções, para diminuir a acidez do solo, em tratamentos odontológicos, como 
inseticida, como fungicida e no tratamento de água e esgotos.
FIGURA 33 - CA(OH)
2
 SENDO UTILIZADA NA PRODUÇÃO DE 
ARGAMASSA E CAL
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/
bases-mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso em: 03 fev. 2016.
Hidróxido de magnésio:
1. Fórmula: Mg(OH)
2
.
2. Fontes: pode ser encontrado naturalmente sob a forma do mineral brucita e também 
pode ser obtido por meio da decomposição térmica da magnesita e reação com vapor de 
água.
3. Aplicações: quando misturado com água, ele dá origem ao leite de magnésia, usado como 
antiácido estomacal em pequenas quantidades. Em grandes quantidades, ele é utilizado 
como laxante. Também pode ser usado como desodorante, pois ele torna o meio básico, 
diminuindo a proliferação das bactérias responsáveis pelo cheiro desagradável do suor, que 
se desenvolvem em meio ácido.
Hidróxido de amônio:
Fórmula: NH
4
OH (Observação: na verdade, essa solução não existe isolada, mas existem os 
íons NH
4
+ e OH- em solução. Veja o próximo item.)
Fontes: na realidade, o que acontece é que quando se mistura a amônia (NH
3
) com a água 
(H
2
O), suas moléculas reagem formando os íons NH
4
+ e OH-.
Portanto, para se obter essa solução, basta borbulhar a amônia, que é um gás, em água, 
ocorrendo as seguintes reações:
NH
3
 + H
2
O → NH
3
 . H
2
O → NH
4
+ + OH-
Já a amônia é obtida pela síntese direta conhecida como processo de Haber-Bosch:
N
2
 + 3 H
2
 → 2 NH
3
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
82
3. Aplicações: Usado para produzir ácido nítrico, fertilizantes agrícolas, explosivos, amaciantes 
de roupas, tintas e alisantes de cabelos, desinfetantes, além de ser usado em limpeza 
doméstica, na produção de compostos orgânicos e em sistemas de refrigeração.
FIGURA 34 - UTILIZAÇÃO NA FABRICAÇÃO DE FERTILIZANTES 
AGRÍCOLAS
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/bases-
mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso em: 03 fev. 2016.
3 NOMENCLATURA DAS BASES OU HIDRÓXIDOS
Quando	o	cátion,	primeiro	elemento,	apresentar	nox	(carga)	fixa,	a	regra	de	
nomenclatura	é:
Hidróxido	de	……………………………
	 Nome	do	cátion
Exemplos:
LiOH			-			Hidróxido	de	lítio
NaOH					-			Hidróxido	de	sódio
NH3OH		-		Hidróxido	de	amônia
Quando	o	cátion,	primeiro	elemento,	apresentar	nox	(carga)	variável,	usa-se	
a	terminação	ico para	o	maior	(carga	maior)	e	oso	para	o	menor	(carga	menor).	E	
ainda,	indica-se	a	numeração	do	nox	(carga)	em	algarismos	romanos.
Exemplos:
CuOH	–	Hidróxido	Cuproso	ou	de	Cu I
Cu	(OH)2	–	Hidróxido	Cúprico	ou	de	Cu II
 
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
83
Obs.: em	relação	aos	ácidos	que	possuem	sabor	azedo,	a	maior	parte	é	solúvel	
em	água,	são	moleculares	e	só	conduzem	corrente	elétrica	em	solução	aquosa;	as	
bases	apresentam	sabor	 cáustico	ou	adstringente,	 a	maior	parte	 é	 insolúvel	 em	
água,	são	iônicas	ou	moleculares	e	conduzem	corrente	elétrica	em	água	e	no	estado	
fundido.	Ao	juntarmos	um	ácido e uma base	ocorrerá	uma	reação de neutralização, 
também chamada de reação de salinificação,	que	irá	gerar	como	produtos	um	sal 
e água.	Os	sais	são	as	próximas	funções	inorgânicas	que	iremos	estudar.
84
RESUMO DO TÓPICO 2
Com este tópico você aprendeu que:
•	 As	bases	ou	hidróxidos	são	compostos	que,	ao	se	dissociarem	em	água,	fornecem	
o	único	ânion	hidroxila	ou	hidróxido	(OH-).
•	 As	bases	podem	ser	classificadas	quanto	ao	número	de	hidroxilas:	em	monobases,	
dibases,	tribases	ou	tetrabases.
•	 As	bases	podem	ser	solúveis	em	água,	pouco	solúveis	ou	insolúveis.
•	 As	bases	podem	ser:	fortes	ou	fracas.	
•	 Os	indicadores	ácido-base	são	usados	para	identificar	o	pH	ácido	ou	básico	de	
uma	solução.
85
AUTOATIVIDADE
1	 Dê	a	nomenclatura	para	as	seguintes	bases:
a)		Ca(OH)2	:												
b)		Fe(HO)3		:	
2	 Monte	as	fórmulas	moleculares	das	bases	a	seguir:
a)	Hidróxido	de	alumínio:	
b)	Hidróxido	de	rubídio:	
3	 Usando	os	 cátions	 a	 seguir,	monte	 as	 fórmulas	moleculares	 e	nomeie	 as	
respectivas	bases:
a)	Au+		: 
b)	Sn4+		:	
86
87
TÓPICO 3
SAIS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro	 acadêmico,	 os	 sais	 são	 funções	 inorgânicas	 (compostos),	 muito	
frequentes	em	nosso	dia	a	dia.	Eles	podem	ser	encontrados	nos	alimentos,	pela	
função	de	realçar	o	sabor,	como	conservantes	e,	ainda,	como	um	dos	ingredientes	
fundamentais	 de	 vários	 produtos,	 tais	 como	 em	 xampus,	 pastas	 dentais	 etc.	
O	 bicarbonato	 de	 sódio	 (NaHCO3),	 por	 exemplo,	 é	 um	 sal	muito	 utilizado	 em	
limpezas	dentárias.
Os sais são higroscópicos, ou seja, absorvem a umidade do ambiente. Por esse 
motivo, devem ser guardados em recipientes fechados, caso contrário eles se encontrarão 
“molhados”.
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS SAIS
Os	sais	são	compostos	iônicos	formados	com	um	cátion	qualquer,	menos	
o	hidrogênio	(H+),	e	por	um	ânion	qualquer	menos	a	hidroxila	(OH-).	Lembre-se,	
para	montar	a	fórmula	molecular	deve-se	descer	no	sentido	inverso	às	cargas	do	
cátion	e	do	ânion.
Exemplos: 
	Na+1			+	Cl-1 	NaCl
Ca2+					+			(NO3)
-1 	Ca(NO3)2
Ca2+					+	(PO4)
-3 	Ca3(PO4)2
DICAS
88
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
3 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
Os	sais	são	gerados	a	partir	da	reação de neutralização	entre	um	ácido e 
uma base,	que	formará	como	produto	um sal e água.	As	reações	de	neutralização	
podem	ser:	neutralização	total	ou	neutralização	parcial.
ÁCIDO	+	BASE					 SAL	+	ÁGUA
3.1 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL E PARCIAL
Quando	o	número	de	hidrogênio	 (H+)	 do	 ácido	 for	 igual	 ao	número	de	
hidroxilas	(OH-)	da	base	tem-se	um	sal normal ou neutro, neste caso temos uma 
reação de neutralização total.	Quando	o	número	de	hidrogênio	(H+)	do	ácido	for	
superior	ao	número	de	hidroxilas	(OH-)	da	base,	o	sal	será	ácido ou hidrogenossal;	
se	o	número	de	hidroxila	(OH-)	da	base	for	superior	ao	número	de	hidrogênio	(H+)	
do	ácido,	o	sal	será	básico ou alcalino, também chamado de hidróxissal, nesses 
casos temos reações de neutralização parcial. 
Veja	na	figura	abaixo	a	reação	de	neutralização	entre	o	ácido	clorídrico	e	o	
hidróxido	de	sódio.	Como	o	número	de	hidrogênio	do	ácido	é	igual	ao	número	de	
hidroxila	da	base,	temos	uma	reação	de	neutralização	total,	assim,	forma-se	um	sal	
normal	ou	neutro,	nesse	caso,	o	cloreto	de	sódio,	conhecido	como	sal	de	cozinha,	
e	água.
FIGURA 35 - REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO DO HCL E NAOH GERANDO O 
NACL E H
2
O
FONTE: Disponível em: <https://upload.wikimedia.org/
math/7/1/2/7121b5f34cfd59df566c8989a36c72dc.png.>. Acesso em: 1 fev. 
2016.
Outros exemplos:	Nas	duas	reações	a	seguir	temos	exemplos	de	reações de 
neutralização parcial.	Há	formação	de	um	sal	ácido	ou	hidrogenossal,	e	de	um	sal	
básico	ou	hidróxissal.
TÓPICO 3 | SAIS
89
FIGURA 36 - REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÕES PARCIAIS
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/acidosbasessais-
130130105340-phpapp02/95/acidos-bases-sais-29-638.jpg?cb=1359543284.>. 
Acesso em: 1 fev. 2016.
4 NOMENCLATURA DOS SAIS
Para	realizarmos	a	nomenclatura dos sais normais ou neutros	devemos	
utilizar	a	seguinte	regra:
Nome do ânion + Nome do cátion
Exemplos:
KCl	–	Cloreto	de	potássio
CaNO3	–	Nitrato	de	cálcio
Na3PO4	–	Fosfato	de	sódio
Obs.:	Caso	o	cátion	tenha	carga	(nox)	variável,	usa-se	sufixo	(terminação)	
icopara	o	maior	e	o	sufixo	(terminação)	oso	para	o	menor.	E	ainda,	 indica-se	o	
valor	do	nox	(carga)	em	algarismos	romanos.	Para	verificar	a	variação	do	nox	dos	
cátions,	basta	consultar	sua	tabela	de	cátions	e	ânions.
Exemplos:
CuCl	-	Cloreto	cuproso	ou	de	Cu I
CuCl2	-	Cloreto	cúprico ou	de	Cu II
• Nomenclatura dos sais ácidos (hidrogenossais)
90
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Para	realizar	a	nomenclatura	dos	sais	ácidos	(hidrogenossais)	mantemos	a	
regra	geral:	nome	do	ânion	+	nome	do	cátion,	porém	adiciona-se	o	infixo	ácido ou 
hidrogeno	à	nomenclatura.
Exemplo:			NaH2PO4	-	Ortofosfato	diácido de	sódio	ou
Di-hidrogeno-ortofosfato	de	sódio
Obs.:	o	prefixo	“di”	foi	utilizado	para	indicar	a	quantidade	de	hidrogênios	
na	fórmula	molecular	do	sal,	que	nesse	caso	são	dois.
• Nomenclatura dos sais básicos ou alcalinos (hidróxissais)
Para	 realizar	a	nomenclatura	dos	 sais	básicos	 (hidróxissais)	mantemos	a	
regra	geral:	nome	do	ânion	+	nome	do	cátion,	porém	adiciona-se	o	infixo	básico ou 
hidróxi	à	nomenclatura.
Exemplo:	Al(OH)Cl2			-			Cloreto	monobásico	de	alumínio
Monohidróxi	cloreto	de	alumínio.
Obs.:	o	prefixo	“mono”	foi	utilizado	para	indicar	a	quantidade	de	hidroxilas	
na	fórmula	molecular	do	sal,	que	nesse	caso	é	apenas	uma.
5 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DOS SAIS
Os	 sais	 em	 sua	 maioria	 são	 sólidos,	 cristalinos,	 com	 sabor	 “salgado”	 e	
apresentam	altos	pontos	de	fusão	e	ebulição.	
São	compostos	iônicos,	ou	seja,	formados	por	íons,	cátions	e	ânions,	e,	desta	
forma,	conduzem	corrente	elétrica	quando	em	solução	aquosa.
Os	 sais	 também	 podem	 ser	 classificados	 em	 solúveis	 ou	 insolúveis	 em	
água,	conforme	sua	composição	molecular.	Veja	no	quadro	a	solubilidade	dos	sais	
em	água,	formados	pelos	cátions	e	ânions	citados	abaixo:
QUADRO 14 - SOLUBILIDADE DOS SAIS EM H
2
O
Ânions Solúveis Sais formados insolúveis
					Nitratos	(NO3
-)
					Acetatos	(CH3	–COO
-)
					Cloretos	(Cℓ-)
					Brometos	(Br-)
						AgCℓ,	PbCℓ2,	Hg2Cℓ2
					AgBr,	PbBr2.Hg2Br2
					Iodetos	(I-) 					AgI,	PbI2,	Hg2I2,	BiI2
					Sulfatos	(SO4
2-) 					CaSO4,	SrSO4,	BaSO4,	PbSO4
TÓPICO 3 | SAIS
91
Ânions Solúveis Sais formados insolúveis
					Nitratos	(NO3
-)
					Acetatos	(CH3	–COO
-)
					Cloretos	(Cℓ-)
					Brometos	(Br-)
						AgCℓ,	PbCℓ2,	Hg2Cℓ2
					AgBr,	PbBr2.Hg2Br2
					Iodetos	(I-) 					AgI,	PbI2,	Hg2I2,	BiI2
					Sulfatos	(SO4
2-) 					CaSO4,	SrSO4,	BaSO4,	PbSO4
					Sais	de	metais	alcalinos	e	amônio
 Cátions Solúveis 
					Sulfetos	(S2-) Metais	 alcalinos,	 alcalinos-terrosos	
e	amônio
					Hidróxidos	(OH-) Metais	 alcalinos,	 alcalinos-terrosos	
e	amônio
					Carbonatos	(CO3
2-) Metais	alcalinos	e	amônio
					Fosfatos	(PO4
3-) Metais	alcalinos	e	amônio
					Sais	não	citados Metais	alcalinos	e	amônio
FONTE: A autora 
• SAIS HIDRATADOS
Certos	sais	sofrem	o	processo	de	cristalização	em	presença de água,	esta	que	
é	definida	como	água de cristalização ou água de hidratação.	Os	sais	que	cristalizam	
são	chamados	de	sais hidratados ou hidratos. 
Exemplo:
CuSO4. 5 H2O			-			Sulfato	Cúprico	ou	de	cobre	II	penta-hidratado
Obs.:	repare	que	a	nomenclatura	do	sal	carrega	a	quantidade de moléculas 
de água de hidratação, que neste caso são cinco.
6 SAIS DUPLOS OU MISTOS
São	sais	que	apresentam	em	sua	composição	molecular	dois cátions	ou	dois 
ânions.
Exemplos:
KNaSO4	=	Sulfato	duplo	de	sódio	e	potássio	ou	sulfato	de	sódio	e	potássio.
 
Obs.:	Neste	caso	temos	um	sal	duplo	ou	misto	quanto	aos	cátions,	o	sódio	
e	o	potássio.
CaBrCl	=	Cloreto	brometo	de	cálcio.
 
Obs.:	Neste	caso	temos	um	sal	duplo	ou	misto	quanto	aos	ânions,	o	cloreto	
e	o	brometo.
92
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Obs.:	Neste	caso	temos	um	sal	duplo	ou	misto	quanto	aos	ânions,	o	cloreto	
e	o	brometo.
Você sabia que os sais minerais são elementos químicos únicos que estão 
envolvidos em vários processos do organismo? Se você tem uma dieta variada, deverá obter 
todos os sais minerais que precisa. Diferentemente das vitaminas, os sais minerais não se 
deterioram durante o armazenamento ou preparo, portanto sua deficiência é rara, exceto em 
indivíduos com alimentação intravenosa ou certas doenças. Uma exceção é a deficiência de 
ferro, que normalmente é resultado de perda de sangue ou pode se desenvolver em vegetarianos 
estritos. Seu corpo é capaz de se adaptar para utilizar o máximo de seus suprimentos de 
sais minerais, por exemplo, a absorção de ferro aumenta se sua dieta for pobre em ferro. 
Este é o motivo pelo qual tomar suplementos de sais minerais pode causar problemas: ao 
sobrecarregar o corpo com um mineral pode-se diminuir a absorção de outro que é absorvido 
no seu corpo pela mesma rota. O sódio, potássio e cromo também são referidos, em solução, 
como eletrólitos. Eles são amplamente distribuídos pelo corpo e têm muitas funções, incluindo 
a de manter seus nervos trabalhando adequadamente. As deficiências e altos níveis destes 
químicos são usualmente causados por problemas no metabolismo da pessoa - por exemplo, 
certas doenças ou a desidratação causada por excesso de vômito. Os eletrólitos estão prontos 
em alimentos animais e vegetais. Outros sais minerais e marcadores utilizados pelo seu corpo 
incluem alumínio, antimônio, boro, bromo, cádmio, lítio, níquel, enxofre e estrôncio. Eles estão 
imediatamente disponíveis em sua dieta e são necessários apenas em pequenas quantidades. 
FONTE: Disponível em: <http://vitaminasesaisminerais.webnode.com.br/vitaminas-e-sais-
minerais/>. Acesso em: 2 fev. 2016.
DICAS
93
RESUMO DO TÓPICO 3
Este tópico permitiu a você aprender que:
•	 Sais	são	compostos	iônicos	formados	por	um	cátion	qualquer,	menos	o	hidrogênio,	
e	por	um	ânion	qualquer,	menos	a	hidroxila.
•	 Os	sais	podem	ser	classificados	em	normais	ou	neutros,	ácidos	(hidrogenossais),	
básicos	(hiróxissais)	e	sais	duplos.
•	 As	reações	de	neutralização	total	dão	origem	a	um	sal	normal	ou	neutro.
•	 Os	sais	normais	ou	neutros	recebem	nomenclatura	específica.
•	 As	reações	de	neutralização	parcial	dão	origem	a	um	sal	ácido	(hidrogenossal)	
ou	um	sal	básico	ou	alcalino	(hidróxissal).
•	 Os	sais	ácidos	(hidrogenossais)	ou	básicos	(hidróxissais)	recebem	nomenclatura	
específica.
•	 Os	sais	duplos	podem	ser	classificados	em:	duplo	pelo	cátion	ou	duplo	pelo	ânion.
94
1	 Dê	a	nomenclatura	aos	seguintes	sais:
a)	Na2CO3:
b)		LiCl:	
2	 Escreva	as	estruturas	dos	seguintes	sais:
a)	Iodeto	de	potássio:	
b)	Nitrato	de	cálcio:	
 
3	 Monte	as	reações	de	neutralização	abaixo:
a)	LiOH				+					H2SO4 → 
b)	Ba(OH)2			+			HCℓ							→ 
4	 Monte	a	fórmula	molecular	dos	respectivos	sais	formados:
a)	Cu2+	e		BO3
3-:
b)		Pb4+			e		Cl-:	
AUTOATIVIDADE
95
TÓPICO 4
ÓXIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Os	óxidos	são	compostos	químicos	(funções	inorgânicas)	que	nos	rodeiam	
diariamente.	Muitos	dos	gases	poluentes,	liberados	pela	queima	de	combustíveis	
fósseis,	são	óxidos,	como,	por	exemplo,	o	dióxido	de	carbono	–	CO2	(gás	carbônico),	
o	monóxido	de	carbono	–	CO,	o	dióxido	de	enxofre	–	SO2	e	etc.	A	composição	de	
muitos	materiais	também	apresenta	óxidos,	como	na	areia	a	presença	de	óxido	de	
silício	–	SiO,	na	oxidação	dos	metais	o	óxido	ferroso	(ferrugem),	assim	como	na	
formação	da	crosta	terrestre,	das	rochas	e	de	outros	planetas.
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS ÓXIDOS
Óxidos
São	compostos	binários,	ou	seja,	apresentam	apenas	dois	elementos	em	sua	
composição	molecular,	onde	o	oxigênio	(O-2)	é sempre o segundo elemento	e	o	
mais	eletronegativo.
Composição: 1° elemento com o valor de seu nox (carga) + o oxigênio O-2
A	regra	da	“inversão	de	cargas”	é	a	mesma	para	a	montagem	dafórmula	
molecular	de	qualquer	 função	 inorgânica,	como	vimos	nos	capítulos	anteriores.	
A	carga	(nox)	do	primeiro	elemento	desce	depois	do	segundo	elemento,	e	a	carga	
(nox)	do	segundo	elemento	desce	depois	do	primeiro	elemento.		Veja	nos	exemplos	
a	seguir:
Al+3 O-2  Al2O3
Na+1 O-2  Na2O
Quando	os	valores	das	cargas	(nox)	dos	dois	elementos	forem	iguais	e	de	
sinais	opostos,	elas	se	anulam.
Exemplos:
Ca+2 O-2  CaO
Ba+2 O-2  BaO
 
96
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Quando	os	valores	das	cargas	(nox)	forem	múltiplos,	deve-se	recorrer	ao	
método	da	“simplificação”	para	se	obter	os	menores	índices	possíveis.	Índices	são	os	
valores	que	indicam	a	quantidade	de	átomos	dos	elementos	na	fórmula	molecular,	
o	que	também	é	chamado	de	atomicidade.	Observe	os	exemplos	abaixo:
C+4				O-2 		C2O4	 divide-se tudo por 2  CO2
Pb+4		O-2 		Pb2O4	  divide-se tudo por 2  PbO2
3 CLASSIFICAÇÃO
Os	óxidos	podem	ser	classificados	por	vários	critérios,	que	veremos	a	seguir.	
Inicialmente	podemos	classificá-los	quanto ao número de oxigênios presentes em 
sua composição molecular.
a)	Monóxidos: apresentam	apenas	um	oxigênio	em	sua	composição	molecular.
 Exemplo: CO
b) Dióxidos: apresentam	dois	oxigênios	em	sua	composição	molecular.
 Exemplo: CO2
c) Trióxidos: apresentam	três	oxigênios	em	sua	composição	molecular.
 Exemplo: Al2O3
3.1 ÓXIDOS BÁSICOS
São	óxidos	que	reagem	com	um	ácido	formando	sal	e	água	ou	reagem	com	
água,	produzindo	uma	base	ou	hidróxido.
Exemplos:
Li2O					+					H2O				 				2	LiOH
Li2O					+			2HBr				 				2	LiBr			+			H2O
Os	óxidos	básicos	são	compostos	por	metais	alcalinos	(família	1A),	metais	
alcalinos	terrosos	(família	2A)	e	por	elementos	com	número	de	oxidação	(+1;	+2	ou	
+3).	São	compostos	iônicos,	sólidos	que	apresentam	o	único	ânion,	o	oxigênio	(O2-),	
com	elevados	pontos	de	fusão	e	de	ebulição.	Os	óxidos	dos	metais	alcalinos	(família	
1ª	e	nox	=	+1)	são	solúveis	em	água,	os	demais	são	pouco	solúveis.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
97
3.1.1 Óxidos ácidos ou anidridos
São	óxidos	que	reagem	com	uma	base	ou	hidróxido,	produzindo	sal	e	água	
ou	reagem	com	água,	produzindo	um	ácido.
Exemplos:
SO3					+					H2O				 				H2SO4
SO3					+				2	KOH				 				K2SO4				+				H2O
Os	 óxidos	 ácidos	 são	 formados	 geralmente	 por	 gases,	 elementos	 não	
metálicos	ou	por	elementos	metálicos	com	número	de	oxidação	(carga)	elevados.
Exemplos: 
Cr2O3	
Mn2O3 
	Mn2CrO4 
Caro acadêmico, veja no quadro abaixo algumas curiosidades para complementar 
seu conhecimento sobre os óxidos.
QUADRO 15 - INFORMAÇÕES E APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS
Peróxidos:	na	 indústria	 são	usados	como	clarificadores	 (alvejantes)	de	 tecidos,	polpa	
de	celulose,	etc.	Para	essas	utilizações	sua	concentração	é	superior	a	30%	de	peróxido	
de	hidrogênio.	A	solução	aquosa	com	concentração	de	3%	de	peróxido	de	hidrogênio,	
popularmente	conhecida	como	água	oxigenada,	é	usada	como	antisséptico	e	algumas	
pessoas	a	utilizam	para	a	descoloração	de	pelos	e	cabelos.
Dióxido de silício:	é	o	óxido	mais	abundante	da	crosta	terrestre,	ele	é	um	dos	componentes	
dos	cristais,	das	rochas	e	da	areia.
Óxido de Cálcio (CaO):	 obtido	 a	 partir	 da	decomposição	do	 calcário,	 é	 usado	na	
agricultura	para	diminuir	a	acidez	do	solo	e	também	na	preparação	de	argamassa	na	
construção	civil.
Óxido Nitroso (N2O):	conhecido	como	gás	hilariante,	esse	óxido	inalado	em	pequena	
quantidade	provoca	euforia,	mas	pode	causar	sérios	problemas	de	saúde;	é	utilizado	
como	anestésico.
Dióxido de Enxofre (SO2):	é	usado	para	a	obtenção	de	ácido	sulfúrico	e	no	branqueamento	
de	óleos	alimentícios,	entre	outras	aplicações.	É	um	dos	principais	poluentes	atmosféricos;	
em	dias	úmidos,	combina-se	com	o	vapor	de	água	da	atmosfera	e	origina	a	chamada	
chuva	ácida.
DICAS
98
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Monóxido de Carbono (CO):	usado	para	obter	certos	produtos	químicos	e	na	metalurgia	
do	aço.	É	normalmente	o	principal	poluente	da	atmosfera	das	zonas	urbanas;	inalado	
combina	com	a	hemoglobina	das	hemácias	do	sangue,	neutralizando-as	para	o	transporte	
de	gás	oxigênio	no	organismo.
FONTE: Disponível em: <http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/
funcaoquimica7.php>. Acesso em: 02 fev.2016.
3.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
Para	realizarmos	a	nomenclatura	dos	óxidos	devemos	ter	em	mãos	a	tabela	
de	cátions	e	ânions	e	seguir	as	regras	citadas	abaixo.
Óxido + nome do elemento (quando este apresentar carga (nox) fixa)
Exemplos:
CaO	–	Óxido	de	cálcio
Li2O	–	Óxido	de	lítio
CO	-		Óxido	de	carbono	ou	monóxido	de	carbono
Al2O3	–	Óxido	de	alumínio	ou	trióxido	de	alumínio
Note	que	em	alguns	casos	podemos	usar	a	classificação	quanto	ao	número	
de	oxigênios	na	própria	nomenclatura.
Caso	o	elemento	(que	antecipa	o	oxigênio)	apresentar	carga	(nox)	variável,	
usa-se	 a	 terminação	 ico	 para	o	maior	 e	oso	 para	o	menor.	E	ainda,	 indica-se	 a	
numeração	da	carga	(nox)	em	algarismos	romanos.	Veja	os	exemplos	abaixo:
Exemplos:
PbO	–	Óxido	Plumboso	ou	de	Pb II
PbO2	-	Óxido	Plúmbico	ou	de	Pb IV
Fe2O3				-				Óxido	Férrico	ou	de	Fe III
FeO		-				Óxido	Ferroso ou	de	Fe II
CuO							-				Óxido	Cúprico	ou	de	Cu II
Cu2O					-					Óxido	Cuproso ou	de	Cu I
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
99
Caro acadêmico, perceba que o número que está depois do oxigênio, ou seja, o 
índice ou atomicidade, é exatamente o valor da carga (nox) do primeiro elemento.
3.3 ÓXIDOS ANFÓTEROS
São	os	óxidos	que	podem	se	comportar	como	óxidos	básicos	ou	como	óxidos	
ácidos.
Os	 óxidos	 anfóteros	 geralmente	 apresentam-se	 na	 forma	 sólida,	 são	
compostos	moleculares	e	insolúveis	em	água.
Para	 identificar	 os	 óxidos	 anfóteros	 basta	 atentar	 em	 sua	 composição	
molecular.	Podem	ser	formados	por:
•	 Metais	de	zinco,	 alumínio,	 estanho	e	 chumbo,	 conforme	os	 exemplos	abaixo,	
respectivamente:
ZnO,	Al2O3	,	SnO	,	SnO2	,	PbO	e	PbO2
•	 Semimetais	de	arsênio	e	antimônio,	conforme	os	exemplos	abaixo,	respectivamente:
As2O3 e As2O5	,	Sb2O3 e Sb2O5
Exemplos:
ZnO										+										2	HCl				 				ZnCl2					+					H2O
óxido	básico
2	NaOH					+									ZnO				 				Na2ZnO2			+			H2O
óxido	ácido
3.4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS
São	óxidos	que	não	reagem	com	água,	nem	com	ácidos	e	nem	com	bases.	Não	
apresentam	caráter	ácido,	nem	caráter	básico.	São	compostos	gasosos,	moleculares	
e	são	formados	por	não	metais.	São	óxidos	indiferentes	ou	neutros:
CO (monóxido de carbono), N2O (monóxido nitroso) e 
NO (monóxido nítrico).
NOTA
100
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
3.5 ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS
São	óxidos	formados	a	partir	de	dois	outros	óxidos,	do	mesmo	elemento	
químico.
Exemplos:
Fe3O4			=			FeO			+			Fe2O3
Pb3O4			=			2	PbO		+		PbO2
São	óxidos	iônicos,	metálicos	e	se	apresentam	no	estado	sólido.
3.6 PERÓXIDOS
São	óxidos	que	reagem	com	a	água	ou	com	ácidos	diluídos,	produzindo	o	
peróxido	de	hidrogênio,	conhecido	como	“água oxigenada”	(H2O2).
Exemplos:
Na2O2					+					2	H2O				 			2	NaOH					+				H2O2
Na2O2					+						H2SO4 				Na2SO4					+				H2O2
A	nomenclatura	segue	as	mesmas	regras	dos	óxidos,	porém	utiliza-se	como	
primeiro	substantivo	a	palavra	PERÓXIDO.
Exemplos:
Na2O2		-		Peróxido	de	sódio
H2O2	-	Peróxido	de	hidrogênio
Os	peróxidos	mais	encontrados	são:
-	Peróxido	de	hidrogênio:	H2O2	(quando	em	solução	aquosa	chama-se	“água	
oxigenada”).
-	Peróxidos	dos	metais	alcalinos:	Na2O2	,	K2O2	(peróxido	de	potássio)	etc.
-	Peróxidos	dos	metais	alcalinos	terrosos:	BaO2	(peróxido	de	bário).
O	H2O2	 é	um	composto	 líquido	molecular	 (hidrogênio	 com	o	não	metal	
oxigênio);	os	demais	peróxidos	são	compostos	sólidos	iônicos,	onde	encontramos	o	
ânion	O22-,	de	fórmula	estrutural	- O - O -	.	O	nox	(carga)	do	oxigênio	nos	peróxidos	
é	-1,	justamente	para	zerar	a	soma	de	todas	as	cargasda	molécula,	como	estudamos	
em	unidades	anteriores.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
101
3.7 POLIÓXIDOS OU SUPERÓXIDOS
São	óxidos	que	reagem	com	a	água	ou	com	ácidos	diluídos,	produzindo	
peróxido	de	hidrogênio,	“água	oxigenada”	(H2O2)	e	oxigênio.
Exemplos:
K2O4		ou		KO2			-		Polióxido	de	potássio
K2O4				+				2	H2O			 			2	KOH				+				H2O2				+				O2	 
 	K2O4				+				H2SO4 			K2SO4				+				H2O2				+			O2 
Os	polióxidos	 são	 compostos	 sólidos	 iônicos,	 formados	pelos	 cátions	de	
metais	 alcalinos	 (família	 1A)	ou	de	metais	 alcalinos	 terrosos	 (2a)	 e	pelo	 ânion	
polióxido	 (	O42-	 ).	O	nox	 (carga)	do	oxigênio	nos	polióxidos	 é	 	 - ½,	 justamente	
para	zerar	a	soma	de	todas	as	cargas	da	molécula,	como	estudamos	em	unidades	
anteriores.
Caro acadêmico, repare que nos produtos das reações anteriormente 
representadas há a ocorrência de setas para cima, e isso indica a liberação de gás, que neste 
caso é o gás de oxigênio (O2).
Prezado acadêmico, para facilitar o entendimento de como nomear os ácidos, 
bases, sais e óxidos, é fundamental que você saiba quais são os principais cátions e ânions. 
Você encontrará estas informações na tabela anexa desse caderno de estudos (tabela de 
cátions e ânions).
Caro	acadêmico,	segue	uma	reação	química	muito	interessante,	envolvendo	
um	superóxido,	que	pode	ser	realizada	em	laboratório	industrial.	Boa	leitura!
NOTA
IMPORTANT
E
102
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
LEITURA COMPLEMENTAR
Produção de oxigênio a partir de água e superóxido de potássio
Superóxido	de	potássio,	KO2,	é	utilizado	em	equipamentos	de	respiração	em	sistemas	
fechados	para	remover	o	dióxido	de	carbono	e	a	água	do	ar	exalado.	A	remoção	de	água	
gera	oxigênio	para	a	respiração	pela	reação:
O	hidróxido	de	potássio	remove	o	dióxido	de	carbono	do	equipamento	pela	reação:
A	massa	de	superóxido	de	potássio	necessária	para	gerar	20	g	de	O2‚	será:	(indique	
o	inteiro	mais	próximo)
Dados - Pesos Moleculares
	K	(Potássio)	=	39	g/mol
	H	(Hidrogênio)	=	1	g/mol
	O	(Oxigênio)	=	16	g/mol
Resolução
Por	fim,	vamos	calcular	a	massa	de	KO2	necessária	para	produzir	os	20g	de	O2,	como	
representado	a	seguir.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
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Portanto,	são	necessárias	59g	de	KO2	para	produzir	os	20g	de	O2.
FONTE: Disponível em: <http://www.quimicalegal.com/producao-de-oxigenio-a-partir-de-agua-e-
superoxido-de-potassio/>. Acesso em: 2 fev.2016.
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RESUMO DO TÓPICO 4
Este tópico permitiu a você aprender que:
•	 A	química	inorgânica	é	a	parte	da	química	que	estuda	os	compostos	do	reino	
mineral,	ou	seja,	não	são	constituídos	por	compostos	do	carbono,	salvo	algumas	
exceções.
•	 Função	química	 é	 o	 conjunto	dos	 compostos	 que	 apresentam	propriedades	
químicas	semelhantes.
•	 Os	ácidos,	as	bases	ou	hidróxidos,	os	sais	e	os	óxidos	são	as	funções	da	química	
inorgânica.
•	 Óxidos	são	compostos	binários	que	possuem	o	oxigênio	como	o	elemento	mais	
eletronegativo.
•	 Os	óxidos	são	classificados	em:	óxidos	ácidos,	óxidos	básicos,	óxidos	indiferentes,	
óxidos	anfóteros,	óxidos	duplos,	peróxidos	e	polióxidos.
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1	 Realize	a	nomenclatura	dos	óxidos	a	seguir:
a)	Li2O:
b)	Ag2O	:
c)	PbO:	
2	 Monte	as	fórmulas	moleculares	para	os	seguintes	óxidos:
a)	óxido	plúmbico:		
b)	óxido	auroso: 
3	 Relacione	a	primeira	coluna	de	acordo	com	a	segunda:
(1)	sal	 	 	 	 (				)	Al2O3
(2)	base	 	 	 	 (				)	H3PO4
(3)	óxido	 	 	 	 (			 )	K2SO4
(4)	ácido	 	 	 	 (	 )	NH3OH
4	 Indique	a	função	química	a	que	pertence	cada	uma	dessas	substâncias:
a)	Hidróxido	de	potássio:	
b)	Monóxido	de	cálcio:	
AUTOATIVIDADE