Apostila Funções Inorgânicas ácidos bases sais óxidos

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EEB FRANCISCO MAZZOLA
QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
PROF ÉDIO MAZERA
2010
Sumário
Funções químicas.................................................................................................................................1
Introdução........................................................................................................................................1
Teoria eletrolítica de Arrhenius........................................................................................................1
Conceito ácido-base de Arrhenius...................................................................................................2
Indicadores.......................................................................................................................................3
Ácido e Bases.......................................................................................................................................3
Ionização dos ácidos........................................................................................................................3
Classificação dos ácidos..................................................................................................................3
1) Número de hidrogênios ionizáveis na molécula.....................................................................3
2) Número de elementos na molécula.........................................................................................3
3) Presença de oxigênio na molécula..........................................................................................3
4) Volatilidade.............................................................................................................................3
5) Força.......................................................................................................................................4
Nomenclatura dos ácidos.................................................................................................................4
Dissociação das bases......................................................................................................................4
Classificação das bases....................................................................................................................5
1) Número de íons hidróxidos (OH-) por fórmula......................................................................5
2) Solubilidade em água..............................................................................................................5
3) Força.......................................................................................................................................5
Nomenclatura das bases...................................................................................................................5
Sais e Óxidos........................................................................................................................................5
Neutralização...................................................................................................................................5
Sal....................................................................................................................................................6
Classificação dos sais.......................................................................................................................6
1) Presença de oxigênio..............................................................................................................6
2) Número de elementos constituintes........................................................................................6
3) Natureza dos íons....................................................................................................................6
4) Presença de água no retículo cristalino...................................................................................6
Nomenclatura dos sais.....................................................................................................................6
Óxidos..............................................................................................................................................7
Nomenclatura dos óxidos.................................................................................................................7
Classificação dos óxidos..................................................................................................................7
1) Óxidos básicos........................................................................................................................7
2) Óxidos ácidos..........................................................................................................................7
Exercícios de aprendizagem – Funções Químicas...........................................................................8
Exercícios de aprendizagem – Ácidos e Bases................................................................................8
Exercícios de aprendizagem – Sais e Óxidos..................................................................................9
Apostila – Funções Inorgânicas – Ácidos – Bases – Sais – Óxidos – Página 1
Funções químicas
Introdução
Com a descoberta de um número cada vez maior de elementos, os químicos sentiram a necessidade de 
organizá-los de forma a estudá-los melhor e chegar à Tabela Periódica.
Essa necessidade também surgiu com as substâncias. Em função de suas propriedades, principalmente as 
químicas, elas foram reunidas, inicialmente, em dois grupos:
• ácidos: substâncias com sabor azedo e que alteravam a cor de alguns corantes vegetais;
• bases: substâncias com sabor adstringente, capazes de tomar a pele lisa e escorregadia, e de alterar a 
coloração de certos corantes vegetais.
Cada grupo representa uma função química, ou seja, um conjunto de compostos que apresentam propriedades 
químicas semelhantes.
Teoria eletrolítica de Arrhenius
No final do século XIX, o químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927), estudando a condutibilidade 
elétrica das substâncias na presença de água, apresentou um novo conceito para ácidos e bases.
Ele verificou que determinadas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não. Observe os 
esquemas e acompanhe a descrição das experiências.
1) Colocando água pura no béquer, a lâmpada continua apagada. Se adicionarmos à água um pouco de sal de 
cozinha ou algumas gotas de ácido clorídrico e agitarmos, verificaremos que a lâmpada acende, indicando que o 
circuito montado se fechou sem que os fios se tocassem. Isso evidencia que a solução em questão conduz corrente 
elétrica, ou seja, é uma solução eletrolítica.
2) Em outra aparelhagem como a anterior, 
colocando a água pura no béquer, verificamos novamente 
que a lâmpada não acende. Se adicionarmos um pouco de 
açúcar e agitarmos, veremos que a lâmpada continua 
apagada, indicando que o circuito não se fechou e, 
portanto, a solução em questão não conduz corrente 
elétrica. Uma solução assim recebe o nome de solução 
não-eletrolítica.
Para justificar esse comportamento distinto das soluções, Arrhenius propôs que as moléculas das substâncias, 
na presença de água, se dividem em entidades menores, podendo ou não ter carga elétrica.
Nas soluções eletrolíticas, essas entidades são estruturas carregadas eletricamente, denominadas fons (do grego, 
“viajante”), que conduzem eletricidade. Nas soluções não-eletrolíticas, essas entidades são as próprias moléculas e, 
portanto, não têm carga, não conduzindo eletricidade.
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Esse modelo apresentado por Arrhenius é conhecido como teoria da dissociação eletrolítica. Ao estudarmos asligações químicas, falamos nas substâncias moleculares e iônicas. 
Vejamos o caso do cloreto de sódio (NaCl), que é 
uma substância iônica.
Numa solução, os íons positivos (Na+ e 
negativos (Cl-), que formam o retículo cristalino, são 
separados pelas moléculas de água, ficando livres na 
solução para conduzir corrente elétrica. Esse processo 
recebe o nome de dissociação iônica.
Podemos representar esse fenômeno por uma 
equação:
No caso de uma solução aquosa de gás clorídrico 
(HCl), molecular, a explicação para a condução de 
corrente elétrica está na formação de íons devido à 
interação entre as moléculas polares de ambos os 
compostos. Esse processo recebe o nome de ionização.
Esse fenômeno pode ser representado pela 
equação:
Considerando apenas a quebra da molécula HC1, podemos escrever:
Observação: Chamamos de eletrólito a substância que, em solução 
aquosa, sofre o fenômeno da ionização ou da dissociação iônica. Então, o NaCl 
e o HlI são eletrólitos.
Conceito ácido-base de Arrhenius
Com base na existência de íons nas soluções eletrolíticas, de acordo com a teoria da dissociação eletrolítica, 
Arrhenius estabeleceu o conceito de ácido e de base:
• ácidos: substâncias que, dissolvidas em água, se ionizam, 
liberando, na forma de cátions, exclusivamente íons H.
• bases: substâncias que, dissolvidas em água, sofrem dissociação 
iônica, liberando, na fonna de ânions, exclusivamente íons 0W 
(ânion hidróxido).
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Indicadores
Para identificar ácido e base, pode-se usar uma substância que muda de cor na presença desses compostos. Tal 
substância é denominada modicador.
O indicador mais comum para ácidos e bases é a fenolftaleína, cuja solução é incolor.
Pingando-se gotas de fenolftaleína (incolor) em um ácido (incolor), a solução continua incolor.
Entretanto, em uma base (incolor) a solução fica vermelha.
Usam-se também indicadores naturais, como chá de repolho-roxo, de pétalas de flores (azaleia, hortênsia, etc.), 
suco de amora, etc.
Ácido e Bases
Ionização dos ácidos
Todo ácido de Arrhenius provém de um composto molecular que, na presença de água, sofre ionização, 
liberando unicamente, na forma de cátions, o íon H+. O ânion que se forma tem carga igual ao número de H+ liberado 
por molécula. Veja:
Classificação dos ácidos
Costuma-se classificar os ácidos de acordo com os seguintes critérios:
1) Número de hidrogênios ionizáveis na molécula
• monoácido: a molécula contém um hidrogênio ionizável (exemplos: HCl, HNO2);
• biácido: a molécula contém dois hidrogênios ionizáveis (exemplos: H2S, H2CO3);
• triácido: a molécula contém três hidrogênios ionizáveis (exemplo: H3PO4);
• tetrácido: a molécula contém quatro hidrogênios ionizáveis (exemplo: H4P2O7).
2) Número de elementos na molécula
A molécula de um ácido pode apresentar dois ou mais elementos. Assim, temos:
• ácido binário: a molécula contém dois elementos (exemplos: HCl, H2S);
• ácido ternário: a molécula contém três elementos (exemplos: HCN, HNO3);
• ácido quaternário: a molécula contém quatro elementos (exemplo: HOCN).
3) Presença de oxigênio na molécula
A molécula de um ácido pode apresentar ou não o elemento oxigênio. Assim, temos:
• hidrácido: a molécula não contém oxigênio (exemplos: HCl, H2S);
• oxácido: a molécula contém oxigênio (exemplos: HNO3, H2SO4).
4) Volatilidade
Analisando as temperaturas de ebulição dos ácidos, podemos classificá-los em:
• fixos: apresentam elevada temperatura de ebulição (exemplos: H2SO4, H3PO3);
• voláteis: apresentam baixa temperatura de ebulição (exemplos: HCl, HNO3).
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5) Força
Quando dissolvemos um ácido em água, verificamos que as moléculas sofrem ionização. Entretanto, ao 
analisarmos a solução resultante, constatamos que nem todas as moléculas se encontram ionizadas.
Vamos supor que 1000 mo1éculas de um ácido qualquer 
HA foram colocadas em água e apenas 250 se encontram 
ionizadas. Se relacionarmos o número de moléculas ionizadas 
com o número de moléculas total, teremos:
Essa relação recebe o nome de grau de ionização (α) e 
indica a força de um ácido. Assim, quanto maior o valor de α, 
mais forte é o ácido:
ácidos fortes α superior a 50%;
ácidos moderados = α entre 5% e 50%;
ácidos fracos = α inferior a 5%.
Em relação aos hidrácidos, temos:
Hidrácido Classificação
HCl, HBr, HI fortes
HF moderado ou semi-forte
H2S, HCN fracos
Em relação aos ácidos oxigenados (oxácidos), para saber qual a sua 
força, podemos aplicar a regra de Pauling que diz que a força do oxácido é 
indicada pela diferença entre o número de oxigênios e o número de 
hidrogênios na molécula. Assim:
Aplicando a regra de Pauling para o H2SO4, temos: ⇉ 4 - 2 = 2 ácido forte
Nomenclatura dos ácidos
Pelo menos para os principais ácidos, você precisa saber associar fórmulas e nomes, ou seja, dada uma 
fórmula, saber o nome e vice-versa.
Genericamente, a fórmula de um ácido pode ser representada por HA, sendo A o ânion formado por um ou 
mais elementos. Veja a relação entre os nomes do ânion e do ácido correspondente e alguns exemplos:
Terminação Ânion Nome Ácido Nome
Ânion Ácido NO3- nitrato HNO3 ácido nítrico
ato ico Cl- cloreto HCl ácido clorídrico
eto ídrico ClO2- clorito HClO2 ácido cloroso
ito oso
Procure uma tabela dos ânions mais comuns.
Dissociação das bases
Vimos que, de acordo com Arrhenius, base é qualquer composto que em meio aquoso se dissocia ionicamente, 
liberando como ânions exclusivamente íons OH-:
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Classificação das bases
A classificação das bases pode ser feita de acordo com os seguintes critérios:
1) Número de íons hidróxidos (OH-) por fórmula
• monobase: apresenta um íon OH- (exemplos: NaOH, KOH);
• dibase: apresenta dois íons OH- (exemplos: Ca(OH)2, Zn(OH)2);
• tribase: apresenta três íons OH- (exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3).
2) Solubilidade em água
Entende-se por solubilidade a propriedade que as substâncias apresentam de se dissolverem em outras. Assim, 
temos:
• bases solúveis: dissolvem-se em água;
• bases insolúveis: não se dissolvem em água. Todas as bases de cátions 1A e NH4OH são solúveis. As demais são 
pouco solúveis.
3) Força
Conforme o grau de dissociação iônica ( α), as bases são classificadas em:
• fortes: apresentam α elevado e próximo de 100%;
• fracas: apresentam α baixo e próximo de 0%.
Todas as bases de cátions 1A e 2A são fortes. As demais são fracas.
Nomenclatura das bases
A fórmula geral de uma base pode ser representada por B(OH)y, sendo B o cátion de carga y.
Como todas as bases possuem o grupo OH o que difere uma da outra é exatamente o cátion. Portanto, o nome 
de uma base é função do cátion.
A nomenclatura das bases, ao contrário da dos ácidos, é muito simples, pois basta escrever a palavra hidróxido 
seguida da preposição de e do nome do cátion correspondente. Veja:
NaOH: hidróxido de sódio
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Alguns metais formam cátions com cargas diferentes, dando origem a bases diferentes. Para diferenciá-las, 
indica-se a carga do cátion em numeral romano à frente do nome ou, então, usa-se a terminação ico para o cátion de 
maior carga e oso para o de menor carga.
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III ou hidróxido Férrico
Da mesma forma que para os ânions, sempre que necessário consulte a tabela com os principais cátions.
Sais e Óxidos
Neutralização
Misturando soluções de um ácido e de uma base, ocorre a 
associação dos íons H+ e OH-, dando origem a uma nova substância — a 
água.
Tal reaçãochama-se neutralização.
Evaporando a água da mistura, resulta um sólido (substância iônica) — o sal.
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Sal
Sal é toda substância iônica que resulta da mistura de um ácido com uma base pela eliminação da água.
Classificação dos sais
Classificamos os sais pelos seguintes critérios:
1) Presença de oxigênio
• sal oxigenado (oxissal): o oxigênio participa da sua estrutura (exemplos: KNO3, Na2SO4);
• sal não-oxigenado: o oxigênio não participa da sua estrutura (exemplos: NaCl, NH4Br).
2) Número de elementos constituintes
• sal binário: sal constituído por dois elementos (exemplos: KC1, Na2S);
• sal ternário: sal constituído por três elementos (exemplos: NaNO3, K2CO3);
• sal quaternário: sal constituído por quatro elementos (exemplos: NH4ClO3, NaOCN).
3) Natureza dos íons
• sal normal: não apresenta hidrogênio H+ ionizável, nem íons OH-; é obtido 
por reações de neutralização totais, ou seja, em que a quantidade de íons H+ do 
ácido é igual à quantidade de íons OH- da base.
• hidrogenossal: sal que apresenta hidrogênio ionizável; forma-se 
quando só alguns dos hidrogênios ionizáveis são neutralizados pela 
base, ocorrendo uma reação de neutralização parcial (no caso dos 
ácidos).
• hidroxissal: sal que apresenta íons OH-; forma-se por reação de 
neutralização parcial da base, na qual nem todos os OH- são 
neutralizados pelo ácido.
4) Presença de água no retículo cristalino
• sal hidratado: sal que apresenta moléculas de água intercaladas em seu retículo cristalino; as moléculas de água 
constituem a chamada água de cristalização ou água de hidratação (exemplos: CaCl2.2H2O, CuSO4.5H2O, 
MgSO4.7H2O);
• sal anidro: não apresenta água de cristalização (exemplos: NaCl, MgSO4, NaKCO3, BaClBr).
Nomenclatura dos sais
Os sais podem ser representados pela fórmula geral Bxy-Ayx+ , sendo B um cation diferente de H+ e A um ânion 
diferente de OH-. O índice do cátion é dado pela carga do ânion, e o índice do ânion é dado pela carga do cátion, de tal 
forma que o conjunto é eletricamente neutro.
Assim, para obtermos o nome de um sal a partir de sua fórmula, basta escrevermos o nome do ânion seguido 
da preposição de e do nome do cátion. Veja:
Deve-se consultar, sempre que necessário, a tabela de cátions e ânions..
Como ocorre com as bases, se um elemento formar cátions com cargas diferentes, usamos algarismos romanos 
para diferenciá-los ou, ainda, as terminações oso para o de menor carga e ico para o de maior carga.
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Por exemplo, o níquel (Ni) forma os cátions Ni2+, que recebe o nome de cátion niqueloso ou níquel II, e Ni3+, 
cátion niquélico ou níquel III. Assim:
Óxidos
Óxidos são compostos formados por dois elementos 
(compostos binários), e o mais eletronegativo desses elementos 
deve ser o oxigênio:
Assim, compostos binários formados por flúor e oxigênio não são considerados óxidos, pois o flúor é mais 
eletronegativo que o oxigênio: OF2 e O2F2 são fluoretos de oxigênio e não óxidos de flúor.
Nomenclatura dos óxidos
Nomeamos os óxidos de acordo com os grupos de divisão: 
• óxidos moleculares (o oxigênio liga-se a um não-metal ou hidrogênio): escrevemos a palavra óxido seguida da 
preposição de e do nome do elemento associado ao oxigênio; antes da palavra óxido e do nome do elemento, colocamos 
os prefixos mono, di, tri, tetra, penta, etc. para indicar a quantidade de átomos de oxigênio e do elemento existentes na 
fórmula:
CO2
dióxido de carbono
N2O5
pentóxido de dinitrogênio
Cl2O7
heptóxido de dicloro
CO
monóxido de carbono
• óxidos iônicos (o oxigênio liga-se a um metal): escrevemos a palavra óxido seguida da preposição de e do nome do 
elemento associado ao oxigênio. Na2O: óxido de sódio CaO: óxido de cálcio
Caso o elemento, metal, forme dois cátions diferentes, a distinção é feita da mesma forma que para as bases e 
para os sais: FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico
Classificação dos óxidos
Podemos classificar os óxidos em:
1) Óxidos básicos
Reagem com água, formando uma base, e reagem com ácidos, formando sal e 
água. Para formar uma base, é necessário um cátion, portanto estes óxidos são 
todos iônicos. Exemplos:
2) Óxidos ácidos
Reagem com água, formando ácido, e reagem com base, formando sal e água; 
estes óxidos são todos moleculares. Exemplos:
Os óxidos ácidos são também chamados anidridos
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Exercícios de aprendizagem – Funções Químicas
1. Complete as equações:
2. Temos dois frascos rotulados A e B. Um deles contém solução de ácido acético (vinagre) incolor e o outro, solução de 
gás amoníaco (amônia), também incolor. Explique como podemos reconhecê-los com o uso do indicador fenolftaleína.
3. Um estudante de Química, desastradamente, deixou cair em seu avental branco amoníaco contendo fenolftaleína e se 
desesperou com a enorme mancha vermelha. Entretanto, enquanto pensava no que fazer, a cor desapareceu. Explique o 
“passe de mágica”.
4. Água pura é um mau condutor de corrente elétrica, O ácido sulfúrico puro (H2SO4) também é mau condutor. Explique 
o fato de uma solução diluída de ácido sulfúrico, em água, ser boa condutora de corrente elétrica.
5. No circuito elétrico esquematizado abaixo, o copo pode conter um dos diferentes líquidos mencionados:
a) água destilada.
b) solução aquosa de um sal.
c) solução aquosa de ácido clorídrico.
d) solução aquosa de açúcar (sacarose). 
e) solução aquosa de hidróxido de sódio.
Com quais desses líquidos a lâmpada deve acender?
6. Observe a tabela, que mostra o teor de ácido ascórbico (vitamina C) de alguns alimentos:
a) Para ingerir mais vitamina C, você deve de preferência comer goiaba 
branca ou vermelha?
b) Quantos miligramas de ácido ascórbico você ingere ao comer 250 g de 
brócolis cozido (flores)?
7. Identifique a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com propriedades básicas:
a) detergente e vinagre.
b) sal e coalhada.
c) leite de magnésia e sabão.
d) bicarbonato e açúcar.
e) coca-cola e água de cal.
8. Aos frascos A, B e C, que contêm soluções aquosas incolores de substâncias diferentes, foram adicionadas gotas de 
fenolftaleína. Observou-se que só o frasco A passou a apresentar coloração rósea. Identifique a alternativa que indica 
substâncias que podem estar presentes em B e C.
Exercícios de aprendizagem – Ácidos e Bases
1. Dados os cátions e ânions Mg2+ , K+ ,A13+ , SO42- e NO3-, monte as fórmulas de possíveis ácidos e bases.
2. Por recomendação médica, um indivíduo deve tomar, de 8 em 8 horas, um comprimido de analgésico que contém 650 
mg de ácido acetilsalicílico. Que massa desse ácido o indivíduo ingeriu após 24 horas?
3. A hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes, é constituída por íons de cálcio, íons fosfato (PO43- ) e íons 
hidróxido. A sua fórmula química pode ser representada por Cax(PO4)3OH. Qual é o valor de x?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
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4. Qual é o nome e a fórmula do ácido que contém o ânion borato (BO33- )?
5. Classifique os seguintes ácidos quanto à sua força aplicando a regra de Pauling:
a) HNO3 b) HClO4 c) HMnO4 d) H3BO3 e) H2SO3 f) H4SiO4
6. Considerando os ácidos H2SO4, HClO4 e HClO, podemos dizer que a ordem decrescente de ionização quanto à força 
é:
7. O teor de ácido ascórbico (vitamina C) no caju amarelo maduro é de 220 mg/100 g. Quantos miligramas desse ácido 
você ingere ao comer 150 g da referida fruta?
8. O leite de magnésia usado no combate à acidez estomacal é uma suspensão de uma base de cátions magnésio (Mg2+). 
Escreva a fórmula e o nome dessa base.
9. A equaçãoque representa corretamente a dissociação iônica de uma substância de fórmula M(OH)x
10. Considerando os oxácidos HMnO4, H3BO3, H2SO4 e H2CO3, podemos dizer, de acordo com a regra de Pauling, que 
o ácido mais forte é o:
a) HMnO4 b) H3BO3 c) H2SO4 d) H2CO3 e) Nada se pode dizer.
11. Sejamos seguintes ácidos, com seus respectivos graus de ionização ( α):
Assinale a alternativa correta:
a) H3PO4 é mais forte que H2SO4.
b) HNO3 é um ácido moderado.
c) HClO4 é mais fraco que HNO3.
d) H3PO4 é um ácido forte. 
e) H3BO3 é um ácido fraco.
12. O gás carbônico (CO2) é absorvido por soluções básicas. Para isso, pode-se utilizar uma solução de:
a) NH4Cl. b) H2SO4. c) HCl. d) KOH. e) Na2SO4.
13. Um médico atendeu um paciente com dores abdominais originadas de uma patologia denominada úlcera péptica 
duodenal. Para tratamento desse paciente, o médico prescreveu um medicamento que contém hidróxido metálico, 
classificado como base fraca. Esse metal pertence, de acordo com a tabela de classificação, ao grupo:
a) 1 b) 13 c) 16 d) 17 e) 2.
14. Assinale a alternativa onde encontramos a ordem crescente de força dos seguintes ácidos: HNO3, HCIO4, HF e 
HCN.
a) HCN, HF, HNO3, HClO4.
b) HClO4, HF, HNO3, HCN.
c) HF, HCN, HNO3, HClO4.
d) HClO4, HNO3, HF, HCN.
e) HNO3, HClO4, HF, HCN.
Exercícios de aprendizagem – Sais e Óxidos
1. A que função inorgânica pertence o pigmento de fórmula Pb3O4 contido no zarcão?
2. Monte fórmulas de possíveis sais normais associando os íons Mg2+, K+, Al3+, SO42- e NO3-.
3. No rótulo de uma garrafa de 1,5 L de água mineral lê-se, entre outras informações, “Borato de cálcio: 0,07 mg/L”.
a) Que massa de borato de cálcio ingere uma pessoa ao consumir todo o conteúdo dessa garrafa? 
b) Monte a fórmula do borato de cálcio sabendo que os seus íons são Ca2+ e BO33-.
4. O rótulo de um antiácido estomacal informa: “1 colher de chá (5g) contém 2,31 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3), 
2,19 g de ácido cítrico anidro e 0,50 g de carbonato de sódio (Na2CO3)”. Com base nessa informação, responda:
a) Qual a porcentagem em massa do carbonato de sódio na composição desse antiácido? 
b) A que funções pertencem os componentes desse antiácido?
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5. Um elemento metálico M forma um sulfato de fórmula MSO4. A fórmula do seu fosfato PO43- será:
6. No rótulo de uma água mineral, encontramos a informação:
a) Consulte uma tabela de cátions e ânions, monte as 
fórmulas desses sais.
b) Qual o sal presente em maior massa nessa água?
c) Quantos miligramas de fosfato de estrôncio 
encontramos em 250 mL dessa água?
7. Os fertilizantes com potássio são muito utilizados na agricultura. As formas mais comuns de fertilizantes são o 
cloreto, o sulfato, o nitrato e o fosfato de potássio. Suas fórmulas moleculares são:
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	Introdução
	Teoria eletrolítica de Arrhenius
	Conceito ácido-base de Arrhenius
	Indicadores
	Ácido e Bases
	Ionização dos ácidos
	Classificação dos ácidos
	1) Número de hidrogênios ionizáveis na molécula
	2) Número de elementos na molécula
	3) Presença de oxigênio na molécula
	4) Volatilidade
	5) Força
	Nomenclatura dos ácidos
	Dissociação das bases
	Classificação das bases
	1) Número de íons hidróxidos (OH-) por fórmula
	2) Solubilidade em água
	3) Força
	Nomenclatura das bases
	Sais e Óxidos
	Neutralização
	Sal
	Classificação dos sais
	1) Presença de oxigênio
	2) Número de elementos constituintes
	3) Natureza dos íons
	4) Presença de água no retículo cristalino
	Nomenclatura dos sais
	Óxidos
	Nomenclatura dos óxidos
	Classificação dos óxidos
	1) Óxidos básicos
	2) Óxidos ácidos
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	Exercícios de aprendizagem – Ácidos e Bases
	Exercícios de aprendizagem – Sais e Óxidos