Química Geral Aplicada

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Escola Estadual de
Educação Profissional - EEEP
Ensino Médio Integrado à Educação Profissional
Curso Técnico em Química
 Química Geral Aplicada
Governador
Vice Governador
Secretária da Educação
Secretário Adjunto
Secretário Executivo
Assessora Institucional do Gabinete da Seduc
Coordenadora da Educação Profissional – SEDUC
Cid Ferreira Gomes
Domingos Gomes de Aguiar Filho
Maria Izolda Cela de Arruda Coelho
Maurício Holanda Maia
Antônio Idilvan de Lima Alencar
Cristiane Carvalho Holanda
Andréa Araújo Rocha
- 2 - 
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Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
 
 
 
 
Escola Estadual de 
Educação Profissional - EEEP 
Ensino Médio Integrado à Educação Profissional 
Curso Técnico em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
TEXTOS DE APOIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fortaleza – Ceará 
 2011 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
CAPÍTULO 1 : DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
CAPÍTULO 2 : ÓXIDOS 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO 3 : ÁCIDOS 
 
 
 
CAPÍTULO 4 : HIDRÓXIDOS OU BASES 
 
 
 
CAPÍTULO 5 : SAIS 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO 6 : ESTUDO DE REAÇÕES 
CAPÍTULO 7 : REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 
 
 
 
CAPÍTULO 8 : GRANDEZAS E UNIDADES 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO 9 : CÁCULO ESTEQUIOMETRICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
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CAPÍTULO 1 
 
DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
A teoria da dissociação, desenvolvida por Svante Arrhenius, defendia a idéia de que 
algumas substâncias, quando dissolvidas em água, são capazes de dar origem a íons positivos (cátions) e íons 
negativos (ânions), o que possibilita a condução de corrente elétrica através delas. 
 
As soluções devem apresentar, 
obrigatoriamente, íons, sendo denominadas soluções iônicas ou eletrolíticas. As substâncias capaz 
de 
produzir soluções iônicas são: substâncias iônicas substâncias moleculares polares 
 
produzindo soluções que , e que 
denominadas soluções não-eletrolíticas ou moleculares. Na dissolução dessas substâncias 
ocorre 
simplesmente uma separação das moléculas que as constituem e estas soluções são formadas a 
partir de 
substâncias moleculares apolares. 
 
Convém ressaltar que, na época dos estudos de Arrhenius, não existia o conceito de substância iônica e, 
portanto, todas as substâncias eram consideradas moleculares. A teoria de Arrhenius, à luz dos conhecimentos 
atuais, possui explicações distintas para os dois tipos de substâncias (iônica e molecular), 
 
 
DISSOCIAÇÃO 
 
A dissociação iônica é uma propriedade característica de substâncias iônicas. 
 
Estas substâncias, formadas por um aglomerado de íons unidos por força eletrostática, ao interagirem 
com água têm seus íons separados e hidratados. Os íons, agora livres, possuem a capacidade de se movimentar e 
se orientar quando sujeitos à ação de um campo elétrico externo. 
 
Veja, por exemplo, o que ocorre quando dissolvemos cloreto de sódio (NaCl ) em água. 
 
 
 
(Na
+
 
 
Na+Cl (sólido) 
Cl ) 
 
 
Solução aquosa de NaCl 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A água é uma substância formada por moléculas polares, cujo pólo negativo está situado no átomo de 
oxigênio e o pólo positivo está nos átomos de hidrogênio. 
 
= = = 
 
 
 
 
+ + + + + + 
 
Como as partículas de sinais opostos se atraem, os pólos positivos das moléculas de água exercerão 
atração sobre os íons Cl do NaCl, enquanto os pólos negativos das moléculas de água exercerão atração sobre 
os íons Na
+
. O resultado dessas interações será a obtenção de uma solução iônica. 
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+ 
molécula de água ânion cloro 
 
 
 
 
 
cátion sódio 
 
 
 
 
 
Observação 
 
As moléculas que envolvem os íons são denominadas água de solvatação. 
 
A equação que representa todo o processo é dada por: 
 
H2O 
NaCl Na+ + Cl 
 
Há também outra maneira de equacionar a dissociação, um pouco mais detalhada: 
 
NaCl(s) Na+ (aq) + Cl (aq) 
 
Outros exemplos: 
KBr (s) ? K
+
(aq) + Br (aq) 
2
 
Al2(SO4)3 (s) ? 2 Al
3+
(aq) + 3 SO4 
 
Fe(NO3)3 (s) ? Fe 
3+
(aq) + 3 NO3 
 
 
 
IONIZAÇÃO 
 
A ionização é uma propriedade característica de algumas substâncias moleculares que, ao entrarem 
em contato com a água, interagem dando origem a íons. 
 
Vejamos, por exemplo, o gás clorídrico ( HCl ) que é formado por moléculas, em seu estado natural. 
Observe que o hidrogênio está ligado ao ametal cloro e que há diferença de eletronegatividade entre o H e o Cl, 
caracterizando uma polaridade na molécula. Quando esta molécula é dissolvida em água, os dipolos da 
água podem enfraquecer suficientemente a ligação covalente, ocasionando a divisão da molécula. Na divisão, 
o par eletrônico fica com o cloro, que é mais eletronegativo que o hidrogênio. A molécula HCl é 
transformada em íons H
+ 
e Cl pela ação da água , e dizemos que o HCl sofreu ionização. 
 
 
 
 
HCl 
Água 
H
+ 
+ Cl 
 
 
 
Na verdade, essa equação é uma representação simplificada. O fenômeno da ionização do HCl ( e 
de outros ácidos ) ocorre, de fato, através da interação entre as moléculas de HCl e de água, e, o cátion H
+ 
não 
fica livre na solução, ocorrendo uma ligação química entre ele e a água, com formação do cátion H3O
+
, 
chamado de 
 
 
 
H2O + HCl H3O + Cl 
+ 
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Como as espécies formadas são íons de carga oposta, tendem normalmente a recombinar-se, isto é, 
tende a ocorrer também: 
+ 
H3O + HCl + 
Dizemos então que o processo é reversível e a representamos: 
 
 
+ 
HCl + H3O + 
 
 
 
Assim, quando moléculas polares são dissolvidas em água, os dipolos da água podem enfraquecer a 
ligação covalente, ocasionando a ionização das mesmas. 
 
Outros exemplos da representação da ionização: 
+ 
HCl + H2O 
 
HNO3 + H2O 
H3O + Cl 
H O 
+ 
+ NO 
 
+
 
H2SO4 + 
2H2O 
2 H3O 
+ 
3 H3O 
+ SO4 
2
 
 
+ PO4 
3
 
 
 
A ionização é um processo em que coexistem moléculas e íons num equilíbrio dinâmico denominado 
equilíbrio químico. O equilíbrio químico é estabelecido quando a velocidade de formação dos íons se iguala à 
velocidade de regeneração das moléculas.Esse equilíbrio pode ser estabelecido em momentos diferentes para as diversas substâncias: 
no momento do equilíbrio, há mais moléculas do que íons, dizemos que o eletrólito é fraco; se houver mais 
ío do que moléculas, o eletrólito é forte. 
 
O coeficiente que mede a extensão da ionização é denominado grau de ionização e é representado pela 
letra a (alfa). 
 
= número de moléculas ionizadas 
número de moléculas dissolvidas 
 
O grau de ionização, que é tabelado, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 100 %. Quando está próximo de 
zero, a substância está pouco ionizada e é um eletrólito fraco; quando se aproxima de 1 (ou 100 %), a substância 
está bastante ionizada e é um eletrólito forte. 
 
Exemplos: 
 
HCl : = 92 / 100 = 0,92 ou 92 % ( eletrólito forte ) 
HF : = 8 / 100 = 0,08 ou 8 % ( eletrólito fraco ) 
 
 
ATENÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 4 
 
 
3 H 
Conceito de ácido e base, segundo Arrhenius 
 
Em suas experiências, Arrhenius, que trabalhava com soluções aquosas de diversas 
substâncias analisando seu comportamento quanto à condutibilidade elétrica, observou certos grupos de 
substâncias que se comportavam de maneira semelhante (possuíam propriedades químicas 
semelhantes) e dividiu-as em dois grupos: ácidos e bases. 
 
Segundo ele, ácido seria toda a substância que, em solução aquosa, liberaria o cátion H+ 
(próton) e 
base, toda substância que, em solução aquosa, liberaria o ânion OH (hidroxila). Com esse tipo de abordagem 
ele incluiu dentro desses dois grupos, substâncias que hoje enquadramos em funções que possue 
 
 
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
Baseando-se nos estudos de Arrhenius, as substâncias ditas inorgânicas foram divididas em 
grupos, chamados funções químicas, que apresentam propriedades químicas semelhantes ou 
semelhanças na constituição de seus compostos. As principais funções são: ácidos, hidróxidos (ou bases), sais 
e óxidos. 
 
A seguir definiremos cada uma das funções, levando-se em consideração, além dos 
conceitos de 
Arrhenius, conceitos existentes atualmente. 
+ 
ÁCIDOS: 
 
SubstâncHiaNsOq3ue, e+m sHo2lOução aquosa, liberamHc3oOmo c+átioNnsOs3omente íons H O (hidrônio). 
 
+
 
H2CO3 + 2 2 H3O + CO3 
2
 
 
H3PO4 
 
+ 3 3 H O 
+
 
 
+ PO 
3
 
De acordo com Arrhenius, apenas se pode definir uma substância como ácido se, em solução aquosa, 
ela produzir, como cátions, somente íons H O
+ 
(ou simplificadamente 
+ 
) . 
 
Como as substâncias que se enquadram nesta classificação são moleculares, a produção 
íons ocorre através do processo de ionização 
 
BASES: 
 
Bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam um único tipo de ânion: o ío 
OH , chamado hidroxila ou oxidrila. 
 
As principais bases inorgânicas são hidróxidos, que são iônicos e possuem cátions de 
metais ligados ao grupamento OH ; consequentemente, em solução aquosa, sofrem dissociação iônica 
+ 
NaOH (s) ? Na (aq) + OH 
(aq) 
Ca(OH)2(s) ? Ca (aq) + 2 OH 
(aq) 
Al(OH)3 (s) ? Al (aq) + 3 OH 
 
 
Observação 
 
 
 
 
 
OH em 
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SAIS: 
Substâncias que, em solução aquosa, produzem pelo menos um cátion diferente do H 
+ 
e pelo 
menos um ânion diferente do OH . 
 
Assim como os hidróxidos, os sais também são compostos formados por aglomerados de íons e 
água provoca, simplesmente, a separação destes íons, ou seja, sua dissociação 
Exemplos: 
 
NaCl(s) ? 
KNO3(s) ? 
NaHSO4(s) ? 
Na 
+
(aq) 
K 
+ 
(aq) 
Na 
+
 
 
+ C l 
(aq) 
 
 
+ HSO4 (aq) 
 
CaOHCl(s) ? 
Fe2(SO4)3(s) ? 
(CaOH) 
+
(aq) 
2 Fe 
3+ 
(aq) 
+
 
 
+ Cl (aq) 
 
+ 3 SO4
2
 
Na3PO4(s) ? 3 Na (aq) + PO4
3 
(aq 
 
 
ÓXIDOS: 
 
Substâncias binárias (formadas por dois elementos) de oxigênio, onde o oxigênio é o element 
mais eletronegativo entre eles. 
 
Não se consegue um comportamento único dos óxidos em solução aquosa e, em decorrência 
disso, Arrhenius não conseguiu caracterizar os óxidos como uma função. O comportamento que 
cada um assume depende do elemento que está ligado ao oxigênio. 
 
Exemplos: Na2O, CaO, ZnO, N2O3, P2O5 
 
 
 
Função 
 
Tipo de ligação 
 
Em água 
 
Íon característico em água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CARÁTER ÁCIDO E BÁSICO DE UMA SOLUÇÃO 
 
Entre uma solução muito ácida e uma solução muito básica, a acidez e a basicidade (ou alcalinidade) 
podem variar gradativamente. 
 
Existem certas substâncias, capazes de adquirir diferentes colorações se colocadas em soluções ácidas 
ou em soluções básicas e que são denominadas de indicadores ácido – base. São utilizadas para que se possa 
reconhecer o caráter de uma solução. 
 
A medida quantitativa da acidez ou da alcalinidade de uma solução pode ser feita 
através da comparação com uma escala, denominada de escala de pH, introduzida na química pelo dinamarquê 
Sörensen, 
em 1909. Nessa escala, que vai de zero até quatorze, uma solução neutra tem pH = 7, uma solução ácida tem pH 
 
 
Q uanto maior for a acidez, menor será o pH ; por outro lado, quanto maior for a alcalinidade, 
maior será o pH. 
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soluções ácidas água pura e soluções neutras soluções básicas 
 
pH 0 pH 7 pH 14 
 
Acidez crescente 
 
Alcalinidade crescente 
 
 
Os indicadores são ácidos ou bases (orgânicos) muito fracas, de estrutura complexa, que mudam de cor 
em determinados intervalos de pH, denominados zonas (ou intervalos) de viragem. 
 
Na tabela abaixo temos alguns desses indicadores e suas respectivas zonas de viragem. 
 
 
Indicador 
 
zona de 
viragem( pH) 
cor abaixo da zona de 
viragem 
cor acima da zona de 
viragem 
 
 
 1,2 a 
 
 
 
 
Vermelho do congo 
 3,0 a 5,2 Azul 
 
 Alaranjado e Metila 
 
 3,1 a 4, 
 
 
 
 
 
 3,8 a 5,4 
 
 azul 
 
 
 4,4 a 6,2 
 
 
 
 
 
 5,0 a 8,0 
 
 azul 
 Púrpura de Bromocresol 
 
 5,2 A 6,8 
 
 
 
 
 
 6,0 A 7,6 
 
 Azul 
 
 
 6,4 a 8,2 
 
 
 
 
 
 7,0 a 8,8 
 
 
 
 
 
 8,0 a 9,6 
 
 Azul 
 
 
 8,2 a 9,8 incolor 
 
 
 
 9,3 a 10,5 incolor azul 
 
 
 10,0 a 12,1 
 
 Pardo 
 
 Azul de Épsilon 
 11,6 a 13 
 alaranjado 
 violeta 
 
Além dos indicadores em solução, existem papéis impregnados com indicador. O papel de 
tornassol 
vermelho e o papel de tornassol azul são exemplos desses papéis. O tornassol vermelho permanece vermelho 
em soluções ácidas ou neutras e muda para azulem soluções básicas e o tornassol azul permanece azul em 
 
 
 
Meio ácido 
 
Meio básico 
 
Meio neutro 
 
Tornassol azul 
 
vermelho 
 
azul 
 
azul 
 
Tornassol vermelho 
 
vermelho 
 
azul 
 
vermelho 
 
 
 
Existe um papel, denominado papel indicador universal, impregnado com uma mistura de indicadores e 
que adquire diferentes colorações para cada pH. Mergulhando-se esse papel indicador numa solução-problema e 
comparando-se a cor adquirida com a de uma escala de cores, pode-se avaliar o valor numérico 
pH da 
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EXERCÍCIOS 
 
1) Faça a fórmula estrutural dos compostos abaixo. Indique quais sofrem dissociação e quais sofrem ionização 
em solução aquosa? Equacione os processos. 
 
a) H2S b) Na2S c) NH3 d) NaOH e) CaCl2 
 
2) Faça a associação: 
 
( a ) conduz corrente elétrica 
 
( b ) não conduz corrente elétrica 
 
( ) solução eletrolítica ( ) solução iônica ( ) solução não – eletrolítica ( ) solução molecular 
 
 
3) Identifique as afirmações verdadeiras: 
 
a) Numa solução iônica, o composto dissolvido é sempre iônico. 
b) Numa solução iônica, o composto dissolvido pode ser iônico ou molecular. 
c) Numa solução molecular, o composto dissolvido é sempre molecular. 
d) Numa solução molecular, o composto dissolvido pode ser molecular ou iônico. 
 
4) Sabendo que o gás clorídrico possui como fórmula HCl, identifique a(s) afirmativa(s) correta(s): 
 
a) HCl (puro) nas condições ambientes conduz corrente elétrica. 
b) HCl (puro) liqüefeito conduz corrente elétrica. 
c) HCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. 
d) HCl (puro) no estado sólido conduz corrente elétrica. 
 
5) Considere as afirmações a seguir a respeito do etanol (C2H5OH), um composto molecular que 
quando dissolvido em água, produz uma solução molecular. Verifique se as afirmativas estão 
corretas ou não e 
justifique sua resposta. 
 
a) O etanol puro conduz eletricidade. 
 
 
 
6) Identifique quais das afirmativas a seguir, a respeito do composto NaOH, estão corretas e 
justifique sua 
resposta. 
 
a) NaOH puro conduz corrente elétrica nas condições ambientes. 
b) NaOH em solução aquosa conduz corrente elétrica. 
c) NaOH no estado de vapor conduz corrente elétrica. 
 
7) Com base na informação: ―O sal de cozinha pode ser extraído do mar e é constituído principalmente pelo 
cloreto de sódio (NaCl) ― . 
 
a) Em quais condições o NaCl conduz corrente elétrica ? 
b) Por que a água do mar é um bom eletrólito? 
 
8) Dadas as informações: 
A fórmula do ácido sulfúrico é H2SO4 e ele é líquido nas condições ambientes. 
Ao ser dissolvido em água, origina uma solução iônica. 
Analise as afirmações abaixo e diga se são corretas ou não? Justifique sua resposta. 
a) Ácido sulfúrico puro conduz corrente elétrica 
b) Ácido sulfúrico dissolvido em água conduz corrente elétrica. 
 
9) Dadas as informações: 
A glicose (C6H12O6) é um composto sólido nas condições ambientes. 
Dissolvida em água resulta em solução molecular. 
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Analise as afirmações a seguir e diga se são corretas ou não? Justifique sua resposta. 
 
a) Glicose pura, no estado sólido, conduz corrente elétrica. 
b) Glicose, quando fundida, conduz corrente elétrica 
c) Glicose conduz corrente elétrica em solução aquosa 
 
10) Quais das afirmações estão corretas: 
 
a) O HCl liqüefeito conduz corrente elétrica. 
b) O HCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. 
c) O HNO3 puro (anidro ou 100 % puro) conduz corrente elétrica . 
d) O HNO3 em solução aquosa conduz corrente elétrica . 
e) O H2SO4 puro (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica, no estado líquido 
f) O NaCl conduz corrente elétrica no estado sólido. 
g) O NaCl (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica, quando no estado líquido. 
h) O NaCl em solução aquosa conduz corrente elétrica. 
i) O NaOH conduz corrente elétrica no estado sólido 
j) O NaOH (anidro ou 100 %puro) conduz corrente elétrica quando fundido. 
k) O NaOH conduz corrente elétrica em solução aquosa . 
 
11) Dê a fórmula estrutural das substâncias abaixo. Represente a ação da água sobre elas, indicando onde ocorre 
dissociação e onde ocorre ionização: 
 
a) HNO2 
 
e) Fe2(SO4)3 
 
i) MgCl2 
 
b) HI 
 
f) KClO3 
 
j) 
 
c) KOH 
 
g) Ca(OH)2 
 
l) 
 
d) HClO4 
 
h) H2S 
 
m) HF 
 
12) Dissolvendo-se 600 moléculas de uma substância em água, verificou-se que delas, 15 moléculas sofreram 
ionização. 
Qual o grau de ionização da substância em questão? Ela poderá ser considerada um eletrólito forte ou 
fraco? Por quê? 
 
13) O que distingue um eletrólito forte de um fraco é: 
 
a) O grau de ionização 
b) O forte é sempre iônico e o fraco sempre molecular 
c) O eletrólito só é forte quando fundido 
d) O eletrólito só é forte quando em solução 
e) O caráter ácido do eletrólito forte 
 
14) Qual dos itens abaixo representa o eletrólito mais forte? 
a) = 40 % 
b) = 0,85 % 
c) Metade das moléculas se ionizou 
d) Existem 40 moléculas ionizadas em cada 200 moléculas totais 
e) 3 / 4 das moléculas estão ionizadas 
 
15) Identifique a que função pertence cada uma das substâncias abaixo. 
O tipo de interação que ocorre entre elas e a água é: 
Ionização ( I ); 
Dissociação ( D ); 
A interação com a água depende do caráter da substância ( C ) 
 
a) HBrO3 
 
e) Na2CO3 
 
i) 
Fe(OH)3 
 
n) K2O2 
 
b) Pb(OH)2 
f) SO3 
j)KNO3 
o) PbO2 
 
s) Na O
 
 
c) HCN 
g) BaO 
l) I2O5 
p)H3BO3 
 
t)
 
 
d) BaOHBr 
h)H4SiO4 
m)Ca3(PO4)2 
q) NaH2PO4 
u) N O
 
2 2 3 
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3 
16) Dados os compostos: KF; HClO2; C2H6O (o O está entre átomos de C) 
a) Faça a fórmula estrutural de cada um deles; 
b) Qual deles em água pode sofrer dissociação iônica? Mostre a equação do processo. 
c) Qual deles em água pode sofrer ionização? Equacione o processo. 
d) Qual deles não tem condições de ser um condutor eletrolítico? Justifique. 
 
17) Assinale a equação na qual está representado um processo em que o produto formado é um bom condutor de 
eletricidade. 
 
a) HI (l ) 
b) HI (g) 
c) HI (s) 
d) HI (aq) 
 
e) HI (g) 
+ energia 
 
energia 
 
+ energia 
água 
+ água 
 
HI (g) 
HI (s) 
HI (l ) 
HI (g) 
HI (aq) 
 
18) Indique, na afirmação a seguir, o que é correto ou incorreto, justificando sua resposta em poucas palavras. 
―Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl ) apresenta o número de cátions H O 
+ 
igual ao de ânions 
Cl .Portanto, é eletricamente neutra e não conduz a eletricidade.‖ 
 
 
19) A facilidade com que os hidrogênios ionizáveis saem de uma molécula está associada à 
polarização da ligação que ele faz. Quanto mais polarizada, mais facilmente a ligação é rompida e mais íons 
H
+ 
existirão em solução. Partindo-se desse princípio, coloque os seguintes ácidos: HCl ; HClO4; 
HCN; HBr em ordem crescente de força, justificando sua resposta. 
 
20) Considerando os indicadorescitados na tabela fornecida na teoria, que colorações devem adquirir quando 
estiverem em seus intervalos de viragem? 
 
21) Sabendo-se que o término da reação entre o hidróxido férrico e o ácido clorídrico se dá em torno de pH 2, 
qual dos indicadores citados na tabela seria o mais indicado para podermos visualizar o término da reação? 
 
22) A adição de um único indicador a uma solução é o suficiente para determinarmos seu pH? Por quê? 
 
23) Associe, considerando o caráter da solução: 
 
a) É uma solução ácida 
b) É uma solução básica 
c) É uma solução neutra 
) Pode ser uma solução ácida ou neutra 
e) Pode ser uma solução básica ou neutra 
 
( ) Torna azul o papel vermelho de tornassol 
 
( ) Mantém a cor azul do papel de tornassol 
 
( ) Torna vermelho o tornassol azul 
 
( ) Mantém a cor vermelha do papel de tornassol 
 
( ) Adicionando-se gotas de fenolftaleína (incolor) à solução, ela fica avermelhada 
 
( ) Descora a fenolftaleína previamente avermelhada por uma base 
 
( ) Mantém a coloração da fenolftaleína previamente avermelhada por uma base 
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2 
2 
3 
2 
3 + 
2 
2+ 
l) óxido ( C ) m) sal ( D ) 
n) óxido ( C ) o) óxido ( C ) 
p) ácido ( I ) q) sal ( D ) 
 
RESPOSTAS 
 
 
 
1) a) H - S - H b) [Na
+
] S2 
 
 
c) H - N - H 
¦ H 
11) Procurar as estruturas na apostila do 1º período 
 
Ionização – I ; Dissociação – D 
 
+ 
d) Na
+ 
[O - H] e) Ca
2+
[Cl ] a) HNO2 + H2O H3O + NO2 ( I ) 
b) HI + H O H O 
+ 
 
+ I ( I )
 
Dissociação: os iônicos 2 3 
+
 
Na2S(s) ? 2 Na (aq) + S 
2 
(aq) 
c) KOH(s) ? K 
+ 
(aq) + OH ( D ) 
NaOH(s) Na 
+ 
(aq) + (aq) 
 
 
d) HClO 
 
+ H O H O 
+
 
 
 
+ ClO 
 
 
( I ) CaCl2(s) ? Ca 
2+(aq) + 2 Cl (aq) 4 2 3 4 
e) Fe (SO ) (s) ? 2 
3+ 
+3 SO 
2
 
(aq) ( D)
 
Ionização : os moleculares 2 4 3 
Fe (aq) 4 
 
H2S + 2 
 
2 H3O + S 
2
 
f) KClO (s) ? K 
+ 
(aq) + ClO (aq) ( D ) 
H2O + NH4 
 
+ OH g) Ca(OH) (s) ? Ca 
2+
(aq) +2 OH (aq) ( D ) 
 
h) H S + 2 H O 2 H O 
+ 
+ S 
2 
( I )
 
2) a, a, b ,b 
 
3) b ,c 
2 2 3 
i) MgCl (s) ? Mg
2+
(aq) + 2 Cl (aq) ( D ) 
 
4) c 
 
5) As afirmativas não estão corretas, pois, 
j) Na2SO4(s) ? 
 
l) Ba(NO3)2(s) ? 
2 Na 
+ 
(aq) + 
SO4 
2
 
(aq) ( D ) 
(aq) ( 
sendo um composto molecular, não
 
m) HF + H O H O 
+ 
+ F ( I )
 
2 3 
pode conduzir corrente quando puro e, 
sua solução, por ser também molecular, não 
possui íons, logo, não pode conduzir corrente. 
 
6) b ,d: NaOH : iônico. Conduz corrente 
fundido ou em solução aquosa,pois a água 
ou a fusão separam íons previamente existentes. 
 
 
7) a) Sendo um composto iônico, conduz fundido e 
em solução aquosa. 
 
b) Pois há vários sais dissolvidos no mar, 
todos iônicos e, portanto, há muitos íons que 
permitem a condução da corrente elétrica. 
 
 
8) a) A afirmativa não é verdadeira pois, 
pquaon,dosó há moléculas no ácido o 
12) = 2,5 % ou 0,25. Eletrólito fraco, 
pois há uma pequena quantidade de íons 
formados em solução. 
 
13) letra a 14) letra e 
 
15) a) ácido ( I ) b) 
base ( D ) c) ácido ( I ) 
d) sal ( D ) e) sal 
( D ) f) óxido ( C ) 
g) óxido ( C ) h) ácido ( I ) 
i) base ( D ) j ) sal ( D ) 
 
 
 
 
r) base ( D ) s)óxido ( C ) 
t) sal ( D ) u) óxido ( C 
 
impede a condução de eletricidade. 
 
íbo)nsQueandeosteds isspoelrvmidiotemema ágcuoan,duhçáão fodrme ação 
) 
 
16) b) KF(s) ? K 
(aq) + F 
 
+ 
de 
c) HClO
 
+ H O H O 
+ 
 
+ ClO
 
2 2 3 2 
elétrica. 
 
9) Nenhuma. Compostos moleculares que originam 
soluções moleculares não conduzem eletricidade e 
sólidos (exceto os metais) não conduzem 
eletricidade. 
 
10) b, d, g, h, j, k 
- 14 - 
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Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
 
d) C2H6O, pois é um composto apolar. 
 
17) Letra e 
- 15 - 
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Educação Profissional 
Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
3 
 
 
 
 
18) Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl ) apresenta o 
número de c
+
átions H O igual ao de ânions Cl : correto. A proporção de 
hidrogênios e cloros 
no ácido clorídrico é de 1:1, logo , em sua ionização o número de cátions será igual 
ao número de ânions. 
 
Portanto, é eletricamente neutra e não conduz a eletricidade: errado. Se há íons, há 
condutividade. Mesmo tendo as cargas positivas sendo neutralizadas eletricamente 
pelas negativas, isso não impede a migração dos íons e dos elétrons na solução. 
 
 
19) HCN < HBr < HCl < HClO4 
Considerando-se a polarização da ligação do hidrogênio com outro 
elemento, a 
ligação menos polarizada é a que ele faz com o carbono (? = 0,4), seguida da 
ligação com o bromo (? = 0,7), com o cloro (? = 0,9) e, finalmente com o oxigênio 
(? = 1,4). 
Não esqueça que nos ácidos oxigenados (salvo exceções), o hidrogênio encontra-se 
ligado ao oxigênio! 
 
20) As cores resultantes das misturas, por ex: 
Azul de timol - laranja 
Vermelho do Congo - roxo 
Alaranjado de metila - laranja 
Vermelho de metila - laranja 
Azul de bromotimol - verde 
Azul de timol - verde 
Fenolftaleína - rosa 
Timolftaleína - azul claro 
 
21) Azul de timol 
 
22) Não. A adição de um só indicador nos dá o intervalo de pH onde a solução se 
encontra, e não o pH específico. 
 
23) 
( b ) Torna azul o papel vermelho de tornassol 
( e ) Mantém a cor azul do papel de tornassol 
( a ) Torna vermelho o tornassol azul 
( d ) Mantém a cor vermelha do papel de tornassol 
( b ) Adicionando-se gotas de fenolftaleína incolor à solução, ela fica avermelhada 
( a ) Descora a fenolftaleína previamente avermelhada por uma base 
( e ) Mantém a coloração da fenolftaleína previamente avermelhada por uma base 
- 16 - 
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Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
 
 
MAIS EXERCÍCIOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BaBr2 
 
 
KI 
 
FeO 
 
H3BO3 
 
 
KOH 
 
NH3 
 
 
CO 
 
HClO3 
 
 
MgCl2 
 
 
HI 
 
Rb2CO3 
 
 
Al2O3 
 
 
Na2S 
 
 
Ca(OH)2 
 
 
Na3PO4 
 
 
CuO 
 
HBr 
 
CO2 
 
 
Al2(SO4)3 
 
 
H2Se 
 
 
CuI 
 
KClO3 
 
 
Fe(NO3)2 
 
 
N2O3 
 
 
(NH4)3PO4 
 
 
Al(OH)3 
 
 
Ag2O 
 
 
AgNO3 
 
- 17 - 
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BaBr2 
 
 
X 
 
SAL 
2+ 
Ba [Br ]2 
 
X BaBr2(s)?Ba 
2+(aq) +2 Br (aq) 
 
KI 
 
 
X 
 
SAL K
+
I 
 
X KI(s) ? K
+
(aq) + I (aq) 
 
FeO 
 
 
X 
 
ÓXIDO Fe
2+
O
2
 
 
-- 
 
-- 
 
------------------------------------- 
 
 
H3BO3 
 
 
X 
 
 
ÁCIDO 
 
H-?O-?B-?O-?H 
¦ 
O-?H 
 
 
X 
 
 
H BO +3H O 3 H 
+ 
+BO 
3 
3 3 2 3O 3 
 
KOH 
 
 
X 
 
BASE K
+
OH 
 
X KOH(s) ? K
+
(aq) + OH (aq) 
 
 
NH 
 
 
X 
 
 
BASE 
 
H-?N-?H 
¦ H 
 
 
X 
 
NH + NH 
+ 
+ 3 4 
 
CO 
 
X 
 
ÓXIDO 
 
C - O 
 
-- 
 
-- 
 
-------------------------------------- 
 
HClO3 
 
X 
 
ÁCIDO H?O ? Cl? O 
? 
O 
 
 
X 
 
HClO + H O H O 
+ 
+ ClO 3 2 3 3 
 
MgCl2 
 
 
X 
 
SAL 2+ Mg [Cl 2] 
 
X MgCl (s) ?Mg 
2+
(aq) +2 Cl (aq) 2 
 
HI 
 
X 
 
ÁCIDO 
 
H ? 
I 
 
 
X 
 
HI + H O H O 
+ 
+ I 2 3 
 
Rb2CO3 
 
 
X 
 
SAL + 2 [Rb ]2[CO3] 
 
X Rb CO (s) ?2 Rb
+ 
(aq)+ CO 2 (aq) 2 3 3 
 
Al2O3 
 
 
X 
 
ÓXIDO 3+ [Al ]2[ O
2 
]3 
 
-- 
 
-- 
 
------------------------------- 
 
Na2S 
 
 
X 
 
SAL [Na
+
] [S]2 
 
X 
 
 
Na S (s) ?2 
+ 
(aq)+ S2 (aq) Na 
 
Ca(OH)2 
 
 
X 
 
BASE 
 
2+ 
Ca [ OH ]2 
 
X Ca(OH) (s) ? Ca
2+ 
(aq) +2OH 2 
 
Na3PO4 
 
 
X 
 
SAL 
 
[Na
+
]3 [PO4]
3 
 
X Na PO (s) ?3 Na
+ 
(aq)+ PO 3 (aq) 3 4 4 
 
CuO 
 
 
X 
 
ÓXIDO 
 
Cu
2+
O
2 
 
-- 
 
-- 
 
--------------------------------------- 
 
HBr 
 
X 
 
ÁCIDO 
 
H ? Br 
 
 
X 
 
HBr + H O 
+ 
+ Br 3 
 
CO2 
 
X 
 
ÓXIDO 
 
O - C - O 
 
-- 
 
-- 
 
------------------------------ 
 
Al2(SO4)3 
 
 
X 
 
SAL 
 
2 
[Al
3+
]2[ SO4 ]3 
 
X Al (SO ) (s)?2 Al3
+
(aq)+3SO 2 (aq) 2 4 3 4 
 
H2Se 
 
X 
 
ÁCIDO 
 
H?Se?H 
 
 
X H Se + 2 H O 2 H O 
+ 
+ S 
2 
2 2 3 
 
CuI 
 
 
X 
 
SAL 
 
Cu
+
I 
 
X CuI(s) ? Cu
+
(aq) + I (aq) 
 
KClO3 
 
 
X 
 
SAL 
 
K
+ 
[ClO3] 
 
X KClO (s) ? 
+ 
(aq)+ ClO (aq) 3 K 3 
 
Fe(NO3)2 
 
 
X 
 
SAL 
 
Fe
2+
[ NO ] 
 
X Fe(NO ) (s)? Fe2
+ 
(aq)+ 2NO (aq) 
 
N2O3 
 
X 
 
ÓXIDO 
 
O - N?O ?N - O 
 
-- 
 
-- 
 
-------------------------------- 
 
(NH4)3PO4 
 
 
X 
 
SAL 
 
[NH4
+
]3 [PO4]
3 
 
X (NH4)3PO4(s)?3 NH4
+ 
(aq)+PO 
3 
4 
 
Al(OH)3 
 
 
X 
 
BASE 
 
3+ 
Al [OH ]3 
 
X Al(OH) (s) ? Al
3+ 
(aq) +3OH 3 
 
Ag2O 
 
 
X 
 
ÓXIDO 
 
[Ag
+
]2O
2 
 
-- 
 
-- 
 
--------------------------------------- 
 
AgNO3 
 
 
X 
 
SAL 
 
+ 
Ag [NO3 ] 
 
X AgNO (s) ? Ag
+ 
(aq) +NO (aq) 3 3 
 
RESPOSTAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 2 3 3 
- 18 - 
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CAPÍTULO 2 
 
ÓXIDOS 
Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, 
expelido na respiração, principal responsável pelo efeito estufa. Outro óxido muito comum é a areia, utilizado 
na fabricação de vidro e cimento. 
 
 
Definição 
 
 
 
. 
 
 
 
 
 
 
Caráter de um óxido 
 
O caráter de um óxido está relacionado diretamente à eletronegatividade do elemento ligado ao oxigênio. 
 
Óxidos de caráter iônico: o elemento ligado ao oxigênio possui 
eletronegatividade baixa 
(caracteristicamente metais alcalinos e alcalino-terrosos). 
 
Óxidos de caráter covalente ou molecular: o elemento ligado ao oxigênio possui 
eletronegatividade alta (caracteristicamente ametais). 
 
Óxidos de caráter intermediário entre o covalente e o iônico: o elemento 
 
 
caráter ácido caráter básico 
caráter anfótero 
 
 
 
 
Classificação e reações os ó xidos 
 
Como conseqüência das características apresentadas, podemos classificar os óxidos em: 
 
Óxidos básicos 
 
São óxidos iônicos sólidos, formados por metais alcalinos, alcalino-terrosos e por metais que 
apresentam número de oxidação baixo (+1 e +2). 
 
Como exceção a essa regra, temos o óxido formado pelo zinco que, apesar de possuir nox fixo +2, forma óxido 
anfótero. Os óxidos de estanho e chumbo (quando estes apresentam nox +2 ) também possuem caráter anfótero. 
 
Ex: Na2O, MgO, K2O, CaO, CrO, FeO, Ag2O 
 
 
Os óxidos básicos fazem as seguintes reações características: 
 
Reagem com água produzindo hidróxido 
 
K2O + 
H2O 
 
CaO + 
H O 
 
? 2 KOH 
 
? Ca(OH)2 
 
? Fe(OH)2 
 
Reagem com ácidos produzindo sal e água 
- 19 - 
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Observação 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não existe o íon O 2 em solução aquosa já que ele reage com a água, gerando íons OH . 
 
H 
O 2 + O OH + OH 
H 
 
CuO + H2O ? 
 
Cu(OH)2 
 
Ag2O + H2O 2AgOH 
 
 
 
 
 
CuO 
(insolúvel) 
Ag2O 
(insolúvel) 
 
 
 
 
Óxidos ácidos ou anidridos 
 
São óxidos moleculares gasosos formados por ametais, boro, silício 
que apresentem número de oxidação elevado (+5, +6, +7). 
 
 
metais de transição 
 
Também são chamados de anidridos de ácidos por serem compostos que podem ser 
obtidos pela 
eliminação total de água de um ácido oxigenado. 
 
 
 
Importante: 
 
CO, N2O e NO são formados por ametais, mas são classificados como óxidos neutros ou indiferentes, pois 
não reagem com água, ácidos ou bases. Sendo assim, na identificação do caráter de um óxido, 
 
 
 
Os óxidos ácidos fazem as seguintes reações características: 
 
Reagem com água produzindo ácidos oxigenados 
CO2 + 
H2O Cl2O3 + 
H2O 
 
? H2CO3 (aq) 
 
? 2 HClO2 (aq) 
 
? H2CrO4(aq) 
 
Reagem com base produzindo sal e água 
 
 
Reagem com óxidos básicos produzindo sal 
 
CO2 + CaO ? CaCO3 
 
SO3 + MgO ? MgSO4 
- 20 - 
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Observação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Óxidos Anfóteros 
São óxidos de caráter intermediário entre o iônico e o covalente, tendendo para o covalente. 
São formados por elementos de eletronegatividade média que podem ser metais 
 ou semimetais 
 
São, em geral, sólidos, insolúveis em água. 
 
Ex: ZnO, PbO, PbO2, As2O3, As2O5, Al2O3, Sb2O3, Sb2O5, SnO, SnO2, Fe2O3 
 
Os óxidos anfóteros possuem um comportamento ambíguo, pois ora agem como óxidos básicos, 
ora como óxidos ácidos. O que determina o comportamento que terão em uma reação é a substância com a qual 
estiverem em contato. Assim: 
 
N ão reagem coma água 
 
Reagem com ácidos fortes produzindo sal e água (comportamento básico) 
Reagem com bases fortes produzindo sal e água (comportamento ácido) 
 
Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos 
 
São óxidos de fórmula geral M3O4 ( sendo M um metal dos grupos III e IVA ou de transição 
), formados pela associação de dois óxidos diferentes do elemento M. Correspondem aos minérios onde óxidos 
do mesmo metal, com nox diferentes, encontram-se misturados e cristalizados numa proporção constante. 
 
São óxidos metálicos, iônicos e sólidos nas condições ambientes. 
- 21 - 
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O exemplo mais comum desse tipo de óxido é o Fe3O4, constituído pelos óxidos FeO + Fe2O3. O 
Fe3O4 é denominado magnetita, pois é a "pedra-ímã natural‖. 
 
Um outro exemplo é o Pb3O4, constituído pelos óxidos 2 PbO + PbO2. O Pb3O4 é conhecido 
como zarcão e é normalmente utilizado para pintura de fundo em superfícies metálicas, com a finalidade de 
evitar a formação de ferrugem. 
 
A equação da reação dos óxidos salinos pode ser dada como a soma das equações de cada óxido do 
qual é formado. 
 
 
 
 
 
 
 
terrosos. 
Peróxidos 
 
São compostos que apresentam a estrutura ( O2 )
2 
, chamada de estrutura peróxido . 
 
Os peróxidos mais comuns envolvem o hidrogênio, os metais alcalinos e os metais alcalino - 
 
 
Peróxido de hidrogênio: H2O2 
 
É líquido e molecular 
 
Quando está dissolvido em água, o H2O2 origina uma solução conhecida por água oxigenada, muito 
comum em nosso cotidiano. 
 
Peróxido de metal alcalino: 
 
São sólidos e iônicos. Ex: Li2O2, Na 2O2, K2O2 
 
 
Peróxido de metal alcalino - terroso : 
 
São sólidos e iônicos. Ex: MgO2, CaO2, BaO2 
 
 
Os peróxidos metálicos fazem as seguintes reações características: 
 
Reagem com água produzindo hidróxido e peróxido de hidrogênio 
 
2 Na2O2 + 4 H2O ? 4 NaOH + 2H2O2 
 
2H2O + O2 
 
Observação 
 
 
 
 
 
Reagem com ácidos produzindo sal e peróxido de hidrogênio 
 
 
 
Resumindo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
M3O4 M 
- 22 - 
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Nomenclatura 
 
Regra geral 
 
Usada para qualquer tipo de óxido, independente do seu caráter 
 
Leva em conta o número de átomos presente no óxido. Através de prefixos, é indicado o número de 
átomos de oxigênio e o número de átomos do elemento ligado a ele. 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
---- ------------------------ óxido de nome do elemento 
mono, di, tri, tetra, etc. mono, di, etc. 
 
P2O5 – pentóxido de difósforo 
 
Fe3O4 – tetróxido de triferro 
 
Cu2O – monóxido de 
dicobre 
 
 
Usada para onde o nox do elemento ligado ao oxigênio é 
independente do seu caráter. 
 
O número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio é indicado por algarismos romanos. 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
Óxido de 
nome do elemento nox do elemento em alg. romano 
 
MnO2 – óxido de manganês IV Mn2O7 – óxido de manganês VII Fe2O3 – óxido de ferro II 
P2O5 – óxido de fósforo V Cl2O – óxido de cloro I SnO – óxido de estanho I 
 
 
Regras que levam em conta o caráter do óxido 
 
 
Regra para óxidos básicos e anfóteros 
 
 
Se o elemento ligado ao oxigênio tem nox fixo 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
Óxido de 
nome do elemento 
 
BaO – óxido de bário 
 
Na2O – óxido de sódio 
 
Li2O – óxido de lítio 
 
ZnO – óxido de zinco 
 
Al2O3 – óxido de alumínio 
 
Ag2O – óxido de prata 
 
 
Se o elemento tem nox variável 
 
 
O número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio é indicado por algarismos romanos. 
 
 
Óxido de 
nome do elemento nox do elemento em alg. romano 
- 23 - 
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Exemplos: 
FeO – óxido de ferro II 
Fe2O3 – óxido de ferro 
 
 
Mn2O3 – óxido de manganês II 
Cu2O – óxido de cobre I 
 
Além da regra geral já vista para óxidos de elementos com nox variável, há também uma 
regra que 
denota o elemento de e o sufixo ico, o de 
 
 
 
Óxido ------------------------------------------------- 
nome do elemento oso (menor nox) ou ico (maior nox) 
 
 
Exemplos: 
 
FeO – óxido ferroso; Fe2O3 – óxido férrico 
 
Au2O – óxido auroso; Au2O3 – óxido áurico 
 
Sb2O3 – óxido antimonioso; Sb2O5 – óxido 
antimônico 
 
 
PbO – óxido plumboso; PbO2 – óxido plúmbico 
 
SnO – óxido estanoso; SnO2 – óxido estânico 
 
 
Regra para óxidos neutros 
 
CO 
 
Usam-se as duas regras gerais já vistas. 
 
N 2O e NO 
 
Podem ser nomeados pelas regras gerais já vistas ou podemos distingui-los através do o sufixos oso 
(menor nox) e ico (maior nox). Logo: 
 
N2O – Monóxido de dinitrogênio , óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso 
 
NO – Monóxido de nitrogênio , óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico 
 
 
Regra para óxidos ácidos (anidridos) 
 
 
O elemento ligado ao oxigênio forma um único óxido ácido 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
Anidrido ico 
 
nome do elemento 
 
CO2 – anidrido carbônico CrO3 – anidrido crômico B2O3 – anidrido bórico SiO2 – anidrido silícico 
 
 
O elemento ligado ao oxigênio forma dois óxidos ácidos 
 
 
 
Anidrido 
oso ( menor nox ) 
 
 
nome do elemento ico ( maior nox ) 
 
 
Exemplos: 
 
SO2 – anidrido sulfuroso; SO3 – anidrido sulfúrico N2O3 – anidrido nitroso; N2O5 – anidrido nítrico 
 
P2O3 – anidrido fosforoso; P2O5 – anidrido fosfórico 
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Profissional 
Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
O elemento ligado ao oxigênio forma mais de dois óxidos ácidos 
 
 
Hipo ------------------------------ oso 
--------------------------------- oso aumento do nox 
Anidrido --------------------------------- ico 
Per ------------------------------ 
ico nome do elemento 
 
 
Nos anidridos, o prefixo per associado ao sufixo ico indica sempre que o nox do elemento é +7. 
 
Exemplos: 
 
Cl2O – anidrido 
hipocloroso 
 
Cl2O3 – anidrido 
cloroso 
 
Cl2O5 – anidrido clórico 
 
MnO3 – anidrido mangânico 
 
Mn2O7 – anidrido permangânico 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
O elemento forma anidridos mistos 
 
 
 
NO2 – anidrido nitroso – nítrico 
Cl2O4 – anidrido cloroso - clórico 
Cl2O6 – anidrido clórico - perclórico 
 
 
Regra para óxidos duplos 
 
Leva em conta a presença das duas valências (nox). 
 
 
Fe3O4 – Óxido ferroso - férrico 
 
Mn3O4 – Óxido manganoso - mangânico 
Pb3O4 – Óxido plumboso - plúmbico 
Co3O4 – Óxido cobaltoso - cobáltico 
 
 
Regra para peróxidos 
 
 
Peróxido de -------------------------------- 
nome do elemento 
 
 
Exemplos : 
 
Na2O2 – peróxido de sódio 
CaO2 – peróxido de cálcio 
 
H2O2 – peróxido de hidrogêni 
 
BaO2 – peróxido de bário 
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Profissional 
Téc. Em Química – Química Geral Aplicada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
o 
 
o 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
o 
 
 
 
Cr+2O 
 
óxido básico 
Cr2+3O3 
 
óxido anfótero 
Cr+6O3 
 
óxido ácido 
 
 
 
Mn+2O Mn+32O3 Mn+4O2 Mn+6O 3 Mn+72O7 
 
óxidos básicos óxido anfótero óxidos ácidos 
 
 
 
 
 
 
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OCORRÊNCIA DOS ÓXIDOS NA NATUREZA 
 
Os óxidos são muito abundantes na crosta terrestre. As substâncias encontradas naturalme 
crosta terrestre são chamadas de minerais. Alguns deles podem ser aproveitados pel de 
indústria 
 
 
Minério é o nome dado a um mineral a partir do qual é economicamente viável a extração de um 
elemento químico. 
 
A seguir, estão alguns minérios e os elementos que podem ser obtidos a partir deles: 
 
 
hematita 
magnetita 
pirolusita 
cassiterita 
bauxita 
b lenda 
galena 
calcosita 
quartzo, sílica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÓXIDOS MAIS COMUNS 
 
ÓXIDOS BÁSICOS 
 
Óxido de cálcio - CaO 
 
Também conhecido como cal vi va ou cal vi rgem, não é encontrado na natureza e 
por isso é obtido pela decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3), que existe em 
grande quantidade na natureza (mármore ou calcário). 
 
É usado pelos pedreiros no preparo da argamassa, misturando-o com água. Essa reação 
provoca grande liberação de calor e produz a cal extinta ou cal apagada (Ca(OH)2), representada pela equação 
CaO + 
H2O 
? Ca(OH)2 + 
calor 
 
cal extinta 
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Por ser um óxido básico, é utilizado na agricultura para diminuir a acidez do solo. Além disso, é 
utilizado para neutralizar o ácido sulfúrico derramado em acidentes rodoviários ou em 
vazamentos nas indústrias. 
 
É usado em pintura de paredes, denominada caiação. 
 
 
Óxido de magnésio - MgO 
 
É chamado de magnésia. Misturado com água, forma o chamado leite de magnésia 
usado como antiácido estomacal. 
 
 
ÓXIDOS NEUTROS 
 
Monóxido de carbono - CO 
 
É um gás incolor, inodoro, extremamente tóxico por se ligar à hemoglobina do sangue, impedindo 
que ela transporte o oxigênio durante o processo de respiração. 
 
É um s ério poluente atmosférico. 
 
Forma-se na queima incompleta de combustíveis (gasolina, álcool, diesel). Por isso, nunca se deve 
ligar o motor de um veículo em ambientes fechados ou usar aquecedores a gás em ambientes sem ventilação, 
uma vez que, nessas condições, pode ocorrer formação de CO em níveis perigosos e, até mesmo, fatais. 
 
A quantidade de CO lançada na atmosfera pelos escapamentos dos automóveis, 
ônibus e caminhões, cresce na seguinte ordem, em relação ao combustível usado: 
 
 
álcool (etanol) < gasolina < querosene < óleo diesel 
 
 
 
 
Ó xido nitroso - N2O 
 
É um gás incolor, de odor adocicado, usado como anestésico e conhecido como gás hilariante. 
 
 
Óxido nítrico - NO 
 
É um gás incolor, produzido quando ocorre reação entre o oxigênio e o nitrogênio, a temperaturas 
muito elevadas. 
 
No motor dos automóveis ocorre entrada de ar, cujo O2 é necessário à combustão. Junto com esse 
oxigênio, entram outros componentes do ar, que não deveriam, em princípio, tomar parte das reações dentro do 
motor. No entanto, devido à alta temperatura interna do motor, ocorre reação entre N2 e O2: 
 
N2 + O2 ? 2 NO 
 
Em contato com o oxigênio do ar, o NO se transforma em NO2, óxido ácido que ao reagir com a 
água da chuva produz os ácidos nítrico (HNO3) e nitroso (HNO2). Por isso, o NO é considerado como poluente 
atmosférico. 
 
 
ÓXIDOS ÁCIDOS 
 
 
Dióxido de carbono - CO2 
 
É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar e por isso, pode acumular-se no chão 
causar asfixia se sua concentração for maior que 0,5 % em volume. 
 
O CO2 não é tóxico portanto não é poluente. O ar contendo teor de CO2 maior que o norma 
(0,03 %) é impróprio para a respiração porque contém um teor de O2 menor que o normal. 
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Não é combustível nem comburente e, por isso, é usado como extintor de incêndios. 
 
No estado sólido é conhecido como gelo seco e é usado em refrigeração e em shows e filmes, como 
artifício cênico. 
 
Quando bebemos água mineral gaseificada e refrigerante, estamos ingerindo uma mistu 
que contém o gás carbônico, que sendo um óxido ácido, reage com a água produzindo ácido carbônico (H2CO3). 
o fato de todo refrigerante gaseificado possuir um caráter ácido. 
 
A adição de gás carbônico na fabricação de refrigerantes é feita sob uma pressão 
maior que a atmosférica, o que aumenta sua solubilidade em água. Ao deixarmos uma garrafa 
de refrigerante aberta, permitimos a saída de grande parte do gás carbônico para o meio ambiente, o que 
torna o refrigerante "choco", 
isto é, praticamente sem gás. 
 
Plantas e animais, ao respirar, eliminam gás carbônico, sendo, portanto natural sua 
presença na atmosfera. Quando chove, ocorre uma reação entre ele e a água, produzindo ácido 
carbônico, o que deixa a chuva ligeiramente ácida. Ess a acidez n atural d a chu va é tão bai xa que não 
faz nenh u m mal aos seres vivos. 
 
A queima dos combustíveis (álcool, gasolina, diesel, etc.) produz uma mistura de CO2, CO, fuligem 
( C ) e água, o que aumenta muito a concentração de gás carbônico na atmosfera. 
 
O gás carbônico presente na atmosfera tem a propriedade de absorver parte das 
radiações infravermelhas provenientes da reflexão da luz solar que incide sobre a Terra, agindo assim como um 
espécie 
de cobertor, que evita que as radiações escapem completamente para o espaço, mantendo assim 
planeta 
aquecido. 
 
 
 
Dióxido de enxofre - SO2 
 
É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante e constitui um sério poluente atmosférico 
 
É formado na queima do enxofre e dos compostos que o contêm: 
S + O2 ? SO2 
Uma das fases da fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4) consiste na queima de 
enxofre ou de minérios de enxofre, particularmente da pirita (FeS2). Por isso, nas regiões onde há fábricas de 
ácido sulfúrico, o dióxido de enxofre é o principal poluente do ar. 
 
A queima de combustíveis derivados de petróleo (gasolina, querosene, diesel) 
também é responsável pelo lançamento de SO2 na atmosfera, uma vez que estes 
combustíveis possuemcompostos de enxofre em sua constituição. 
 
Uma vez lançado na atmosfera, o dióxido de enxofre reage, em parte, com o 
oxigênio do ar formando trióxido de enxofre (SO3). Esses dois óxidos interagem com a água das 
chuvas formando ácidos, dando origem à denominada chuva ácida, que causa sérios problemas ambientais. 
 
As reações que ocorrem para a formação da chuva ácida são: 
Queima de enxofre 
S + O2 ? SO2 
 
Transformação de SO2 em SO3 
 
2 SO2 + ? 2 
 
Reações com a água da chuva 
 
SO2 + H2O ? H2SO3 e SO3 + H2O ? H2SO4 
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Dióxido de nitrogênio - NO2 
 
É um gás de cor castanho - avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico, e constitui um 
poluente atmosférico 
 
É o principal poluente do ar nas regiões onde há fábricas de ácido nítrico (HNO3). O gás castanho 
que sai das chaminés das fábricas contém alto teor de NO2. 
 
Já vimos que nos motores dos veículos, devido a alta temperatura, há formação de NO (monóxido 
de nitrogênio) através da reação entre o oxigênio e o nitrogênio e que em contato com o ar, o NO se transforma 
em NO2. A interação do NO2 com a água da chuva geram os ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3), 
dando origem, portanto, à chuva ácida, que, como já foi visto, causa sério impacto ambiental. 
 
N2 + O2 ? 
 
2 NO + O2 ? 
 
2 NO2 + ? 
 
2 NO 
 
2 NO2 
 
HNO2 + 
 
 
Além da de chuva ácida, a presença de NO2 na atmosfera gera outro 
produção de ozônio (O3). Considerado sério poluente atmosférico, é obtido através da seguinte reação: 
 
NO2 + ? NO + 
 
Veja que contraste da natureza: o ozônio formado nas camadas inferiores da atmosfera é totalmente 
indesejável e, por isso, é considerado um poluente, mas, na estratosfera, onde é absolutamente necessário, ele é 
destruído. Para evitar sua produção, alguns automóveis modernos possuem dispositivos, chamados conversores 
catalíticos, capazes de transformar os óxidos de nitrogênio em nitrogênio (N2), antes de serem 
lançados na atmosfera. 
 
Convém ressaltar que, mesmo em regiões não poluídas, as águas da chuva também podem conter 
ácido nítrico, ainda que em quantidades bem menores, se essas chuvas forem acompanhadas 
de raios e relâmpagos. Nessas condições, nitrogênio e oxigênio do ar combinam-se 
(devido à grande energia desenvolvida) originando NO2 que, dissolvido na água, produz HNO3. 
 
 
PERÓXIDOS 
 
Peróxido de hidrogênio - H2O 2 
 
O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor, com viscosidade semelhante à 
do xarope, que explode violentamente quando aquecido. 
 
As soluções aquosas diluídas de peróxido de hidrogênio são de uso comum (como anti- 
séptico, alvejante, para clarear pêlos e cabelos, etc.). 
 
Os frascos de água oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provo 
a sua decomposição: 
 
2 H2O2 ( aq ) ? 2 H2O( l ) 
 
+ O2 ( g ) 
 
 
Soluções cuja concentração é maior do que 30 % de peróxido de hidrogênio são 
utilizadas, 
industrialmente, como alvejante de madeiras, fibras, ossos, marfim, cera de abelhas, tecidos e, 
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Sobre a chuva ácida 
 
 
 
 
O que é chuva ácida? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A água de chuva já é naturalmente ácida? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que causa a deposição ácida? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mas, a chuva ácida pode ter uma causa natural? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E como são formados os ácidos sulfúrico e nítrico? 
 
 
 
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O alcance da chuva ácida 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Chuva ácida é um fenômeno recente? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Todas as regiões têm a mesma capacidade de neutralizar os ácidos? O 
que acontece quando esta capacidade de neutralização é esgotada? 
Quais os efeitos da chuva ácida sobre o solo e a vegetação? 
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Quais os efeitos da chuva ácida sobre os ecossistemas aquáticos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quais os efeitos da chuva ácida sobre os materiais? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quais os efeitos da chuva ácida sobre a saúde? 
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Sobre o efeito estufa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ondas curtas 
 
 
 
ondas lon gas 
 
 
 
 
 
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gases de estufa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1) Complete: 
EXERCÍCIOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
K2O 
SnO 
Cl2O 
Cu2O 
N2O3 
MgO2 
ZnO 
NO2 
Fe2O3 
CO 
CrO3Li2O 
CO2 
NO 
 
 
2) Associe: 
 
( a ) caráter ácido ( b ) caráter básico 
 
( ) Óxidos dos elementos com eletronegatividade baixa. 
 
( ) Como regra, óxidos dos elementos com eletronegatividade alta. 
 
( ) Como regra, óxidos dos elementos localizados à esquerda da tabela periódica . 
 
( ) Como regra, óxidos dos elementos localizados à direita da tabela periódica (excluindo os gases nobres). 
( ) Óxidos iônicos 
( ) Óxidos moleculares 
 
( ) Óxidos dos elementos ametálicos (como regra) 
 
( ) Óxidos dos elementos 
 
( ) Óxidos dos elementos 
 
( ) Óxidos dos elementos 
 
metálicos (como regra) 
 
metálicos que apresentam baixo nox ( +1 ; +2 ) 
 
metálicos que apresentam nox elevado ( +5) 
 
 
3) Dê nome aos seguintes óxidos, segundo a regra geral (dos prefixos): 
 
a) CO b) NO c) N2O d) NO2 e) N2O3 f) N2O4 
g) N2O5 h) SO2 i) SiO2 j) Pb3O4 l) P2O3 m) Na2O2 
n) BaO2 
 
t) Mn2O7 
o) MnO2 
 
u) ClO2 
p) HgO 
 
v) Cr2O3 
q) Fe2O3 
 
x) Hg2O 
r) PbO2 
 
z) I2O5 
s) CrO3 
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4) Identifique o tipo dos óxidos abaixo, nomeando-os. 
 
a) K2O b) MgO c) N2O3 d) SO2 e) FeO f) Cl2O 
g) Cu2O h) BaO2 i) CaO j) HgO k) Br2O3 l) CuO 
m) Li2O n) SO3 o) BaO p) N2O5 q) Br2O7 r) Ag2O 
s) Li2O2 t) CrO3 u) CO2 v) Na2O x) Mn2O7 z) I2O5 
 
5) Faça a reação dos óxidos do item anterior com água. 
 
 
6) Dê a fórmula dos óxidos abaixo: 
 
a) óxido de níquel II 
 
d) anidrido bórico 
g) óxido de prata 
j) óxido cúprico 
m) óxido de estanho II 
 
p) anidrido sulfuroso 
s) anidrido silícico 
v) óxido de cobre I 
 
b) óxido mercuroso 
e) óxido de cálcio 
h) anidrido clórico 
 
k) anidrido perclórico 
n) anidrido nítrico 
q) óxido plumboso 
t) anidrido hipobromoso 
x) óxido ferroso 
 
c) anidrido carbônico 
f) anidrido sulfúrico 
i) anidrido nitroso 
l) óxido auroso 
o) óxido de manganês II 
 
r) anidrido fosfórico 
u) óxido de magnésio 
z) anidrido fosforoso 
 
7) Dê dois nomes possíveis, excetuando a regra válida para qualquer tipo de óxido: 
 
a) CuO 
 
h) Mn2O7 
b) MnO 
 
i) PbO 
c) Hg2O 
 
j) PbO2 
d) MnO3 
 
l) Au2O 
e) Cl2O 
 
m) Cl2O7 
f) Cu2O 
 
n) N2O 
g) HgO 
 
o) NO 
p) Cl2O6 
 
x) N2O3 
q) CO2 
 
z) N2O5 
r) FeO s) Fe2O3 t) CrO3 u) P2O3 v) P2O5 
 
8) Usando as regras específicas quanto ao caráter, dê nome a: 
a) K2O b) K2O2 c) ZnO d) Al2O3 e) MgO f) H2O2 
g) SrO2 h) BaO i) Li2O j) Li2O2 l) BaO2 m) K2O2 
n) CaO2 o) Cl2O3 p) SnO q) SnO2 r) SO2 s) SO3 
t) As2O3 u) As2O5 v) MnO x) Mn2O3 z) Na2O2 
 
9) Escreva as fórmulas dos seguintes óxidos: 
 
a) pentóxido de dicloro 
b) anidrido nitroso 
c) óxido de níquel III 
 
d) óxido nitroso 
 
e) óxido de cromo VI 
f) peróxido de sódio 
g) óxido arsênico 
h) óxido de antimônio III 
 
i) tetróxido de trimanganês 
j) óxido estanoso 
k) peróxido de cálcio 
 
l) óxido de estanho IV 
m) óxido de alumínio 
n) trióxido de enxofre 
o) óxido nítrico 
p) anidrido nítrico 
 
q) anidrido sulfuroso 
 
r) peróxido de potássio 
s) óxido de iodo I 
t) óxido áurico 
 
u) óxido plumboso 
 
v) anidrido mangânico 
x) óxido de bromo III 
z) óxido de magnésio 
 
10) Equacione as reações: 
 
a) N2O3 
+ 
 
b) Cl2O + 
 
c) K2O2 + d) CuO + H2O e) CrO3 + 
H2O H2O 
 
h) N2O3 
+ 
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Profissional 
 
H2O 
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11) Dados os óxidos: CO, CO2, BaO, ZnO, Fe3O4, Cl2O5, CuO, N2O, Na2O2 
 
a) Qual o nox de cada elemento ligado ao oxigênio? 
 
b) Quais são capazes de reagir com água formando ácido? Equacione. 
c) Quais são capazes de reagir com HCl ? 
d) Quais são capazes de reagir com NaOH ? 
 
e) Quais são neutros? 
 
12) Cal viva é o óxido de cálcio. 
 
a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água. 
adicionada ao solo? 
 
 
b) Por que, na agricultura, a cal 
 
13) Quando aplicada em ferimentos, a água oxigenada parece "ferver". 
 
a) Por quê? b) Escreva a equação que representa a reação química envolvida. 
 
14) A queima de combustíveis fósseis conduz à formação de compostos derivados do enxofre. Estes compostos 
são lançados na atmosfera, precipitando na forma de chuvas ácidas, fenômeno que causa sérios danos ao meio 
ambiente. Escreva as equações de formação do ácido sulfúrico, a partir do enxofre. 
 
15) Associe: 
( a ) Fe3O4 
( b ) SnO2 
( c ) Al2O3 
( d ) Fe2O3 
( e ) MnO2 
 
( ) bauxita 
( ) hematita 
( ) magnetita 
( ) pirolusita 
( ) cassiterita 
 
16) Associe: 
( a ) Pb3O4 
( b ) CO2(s) 
( c ) Fe3O4 
( d ) CaO 
( e ) SiO2 
 
( ) cal virgem 
( ) quartzo 
( ) gelo seco 
( ) zarcão 
( ) pedra-ímã natural 
 
17) Associe: 
( a ) CaO 
( b ) NO2 
( c ) Pb3O4 
( d ) SiO2 
( e ) CO2 
 
( ) extintor de incêndio 
( ) usado pelos pedreiros 
( ) óxido mais abundante na crosta terrestre 
( ) usado para proteger o ferro contra ferrugem 
( ) responsável pela poluição do ar com ozônio 
 
 
18) Quais são os óxidos responsáveis pela formação da chuva ácida? Equacione o fenômeno. 
 
19) A chuva ácida provocada pelo gás carbônico e pela formação de dióxido de nitrogênio nas 
tempestades 
 
20) O NO2 eliminado do escapamento dos automóveis é o principal responsável pela poluição do ar com ozônio. 
Qual é a reação que ocorre nesse processo? 
 
21) O gelo seco consiste em dióxido de carbono sólido, que nas condições ambientes, sofre sublimação. 
Colocando um pedaço de gelo seco em água destilada, o meio ficará ácido ou básico? Justifique com o 
auxílio de uma equação química. 
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K2O 
 
X 
 
Óxido básico 
 
Óxido de potássio 
 
K2O + H2O ? 2 KOH 
 
SnO 
 
X 
 
X 
 
Óxido anfótero 
 
Óxido de estanho II ou 
estanoso 
 
Não reage 
 
Cl2O 
 
X 
 
Óxido ácido 
 
Anidrido hipocloroso 
 
Cl2O + H2O ? 2 HClO 
 
Cu2O 
 
X 
 
Óxido básico 
 
Óxido de cobre I ou 
cuproso 
 
Cu2O + H2O ? 2 CuOH 
 
N2O3 
 
X 
 
Óxido ácido 
 
Anidrido nitroso 
 
N2O3 + H2O ? 2 HNO2 
 
MgO2 
 
X 
 
Peróxido 
 
Peróxido de magnésio 
 
MgO2+ H2O? Mg(OH)2 +H2O + ½ O2 
 
ZnO 
 
X 
 
X 
 
Óxido anfótero 
 
Óxido de zinco 
 
Não reage 
 
NO2 
 
X 
 
Anidrido misto 
 
Anidrido nitroso-nítrico 
 
NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3 
 
Fe2O3 
 
X 
 
X 
 
Óxido anfótero 
 
Óxido de ferro III ou 
férrico 
 
Não reage 
 
CO 
 
X 
 
Óxido neutro 
 
Monóxido de carbono 
 
Não reage 
 
CrO3 
 
X 
 
Óxido ácido 
 
Anidrido crômico 
 
CrO3 + H2O ? H2CrO4 
 
Li2O 
 
X 
 
Óxido básico 
 
Óxido de lítio 
 
Li2O + H2O ? 2 LiOH 
 
CO2 
 
X 
 
Óxido ácido 
 
Anidrido carbônico 
 
CO2 + H2O ? H2CO3 
 
NO 
 
X 
 
Óxido neutro 
 
Óxido nítrico 
 
Não reage 
 
 
 
1)2) ( b) (a ) ( b ) ( a ) ( b ) ( a ) ( a )( b )( b) ( a ) 
 
 
3)a) monóxido de carbono 
b) monóxido de nitrogênio 
c) monóxido de dinitrogênio 
d) dióxido de nitrogênio 
e) trióxido de dinitrogênio 
f) tetróxido de dinitrogênio 
g) pentóxido de dinitrogênio 
h) dióxido de enxofre 
i) dióxido de silício 
j) tetróxido de trichumbo 
l) trióxido de difósforo 
RESPOSTAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
m) dióxido de disódio 
n) dióxido de bário 
o) dióxido de manganês 
p) monóxido de mercúrio 
q) trióxido de diferro 
r) dióxido de chumbo 
s) trióxido de cromo 
t) heptóxido de dimanganês 
u) dióxido de cloro 
v) trióxido de dicromo 
x) monóxido de dimercúrio 
z) pentóxido de difosfóro 
- 38 - 
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Profissional 
 
 
 
4) a) K2O – básico; óxido de potássio 
 
b) 
 
MgO – básico; óxido de magnésio 
c) 
 
e) 
N2O3 – ácido ; anidrido nitroso 
 
FeO – básico ; óxido de ferro II ou óxido ferroso 
d) 
 
f) 
SO2 – ácido ; anidrido sulfuroso 
 
Cl2O – ácido ; anidrido hipocloroso 
g) Cu2O – básico ; óxido de cobre I ou óxido cuproso h) BaO2 – peróxido ; peróxido de bário 
i) CaO – básico ; óxido de cálcio j) HgO – básico ; óxido de mercúrio II ou óxido mercúrico 
k) Br2O3 – ácido ; anidrido bromoso l) CuO – básico; óxido de cobre II ou óxido cúprico 
m) Li2O – básico ; óxido de lítio n) SO3 – ácido ; anidrido sulfúrico 
 
o) BaO – básico; óxido de bário p) N2O5 – ácido ; anidrido 
nítrico 
 
q) Br2O7 – ácido ; anidrido perbrômico r) Ag2O – básico ; óxido de prata 
 
s) Li2O2 – peróxido; peróxido de lítio t) CrO3 – ácido ; anidrido crômico 
u) CO2 – ácido ; anidrido carbônico v) Na2O – básico; óxido de sódio 
x) Mn2O7 – ácido ; anidrido permangânico z) I2O5 – ácido ; anidrido iódico 
 
 
5) a) K2O + H2O ? 2 KOH b) MgO + H2O ? Mg(OH)2 
 
c) N2O3 + H2O ? 2 HNO2 d) SO2 + H2O ? H2SO3 
 
e) FeO + H2O ? Fe(OH)2 f) Cl2O + H2O ? 2 HClO 
 
g) Cu2O + H2O ? 2 CuOH h) 2 BaO2 + 4 H2O ? 2 Ba(OH)2 + 2 H2O + O2 
 
i) CaO + H2O ? Ca(OH)2 j) HgO + H2O ? Hg(OH)2 
k) Br2O3 + H2O ? 2 HBrO2 l) CuO + H2O ? Cu(OH)2 
m) Li2O + H2O ? 2 LiOH n) SO3 + H2O ? H2SO4 
o) BaO + H2O ? Ba(OH)2 p) N2O5 + H2O ? 2 HNO3 
q) Br2O7 + H2O ? 2 HBrO4 r) Ag2O + H2O ? 2 AgOH 
s) 2 Li2O2 + 4 H2O ? 4 LiOH + 2H2O + O2 t) CrO3 + H2O ? H2CrO4 
u) CO2 + H2O ? H2CO3 v) Na2O + H2O ? 2 NaOH 
x) Mn2O7 + H2O ? 2 HMnO4 z) I2O5 + H2O ? 2 HIO3 
 
6)a) NiO b) Hg2O c) CO2 d) B2O3 e) CaO f) SO3 g) Ag2O 
h) Cl2O5 i) N2O3 j) CuO k) Cl2O7 l) Au2O m) SnO n) N2O5 
o) MnO p) SO2 q) PbO r) P2O5 s) SiO2 t) Br2O u) MgO 
v) Cu2O x) FeO z) P2O3 
 
7) a) CuO – óxido de cobre II ou óxido cúprico 
 
b) MnO – óxido de manganês II ou óxido manganoso 
c) Hg2O – óxido de mercúrio I ou óxido mercuroso 
d) MnO3 – óxido de manganês VI ou anidrido mangânico 
 
e) Cl2O – óxido de cloro I ou anidrido hipocloroso 
f) Cu2O – óxido de cobre I ou óxido cuproso 
g) HgO –óxido de mercúrio II ou óxido mercúrico 
 
h) Mn2O7 – óxido de manganês VII ou anidrido permangânico 
i) PbO – óxido de chumbo II ou óxido plumboso 
j) PbO2 – óxido de chumbo IV ou óxido plúmbico 
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Educação Profissional 
 
7) l) Au2O – óxido de ouro I ou óxido auroso 
 
m) Cl2O7 – óxido de cloro VII ou anidrido perclórico 
n) N2O – óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso 
o) NO – óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico 
 
p) Cl2O6 – óxido de cloro VI ou anidrido clórico-
perclórico q) CO2 – óxido de carbono IV ou anidrido 
carbônico 
r) FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso 
 
s) Fe2O3 – óxido de ferro III ou óxido férrico 
 
t) CrO3 – óxido de cromo VI ou anidrido crômico 
 
u) P2O3 – óxido de fósforo III ou anidrido fosforoso 
v) P2O5 – óxido de fósforo V ou anidrido fosfórico 
x) N2O3 – óxido de nitrogênio III ou anidrido nitroso 
z) N2O5 – óxido de nitrogênio V ou anidrido nítrico 
 
8) a)K2O – óxido de potássio b) K2O2 – peróxido de potássio 
c)ZnO – óxido de zinco d) Al2O3 – óxido de alumínio 
e)MgO – óxido de magnésio f) H2O2 – peróxido de hidrogênio 
g) SrO2 – peróxido de estrôncio h) BaO – óxido de bário 
i) Li2O – óxido de lítio j) Li2O2 – peróxido de lítio 
 
l) BaO2 – peróxido de bário m) K2O2 – peróxido de potássio 
n) CaO2 – peróxido de cálcio o) Cl2O3 – anidrido cloroso 
p) SnO – óxido estanoso q) SnO2 – óxido estânico 
 
r) SO2 – anidrido sulfuroso s) SO3 – anidrido sulfúrico 
t) As2O3 – óxido arsenioso u) As2O5 – óxido arsênico 
v) MnO – óxido manganoso x) Mn2O3 – óxido mangânico 
 
z) Na2O2 – peróxido de sódio 
 
9) a) Cl2O5 b) N2O3 c) Ni2O3 d) N2O 
e) CrO3 f) Na2O2 g) As2O5 h) Sb2O3 
) Mn3O4 j) SnO k) CaO2 l) SnO2 
m) Al2O3 n) SO3 o) NO p) N2O5 
q) SO2 r) K2O2 s) I2O t) Au2O3 
u) PbO v) MnO3 x) Br2O3 z) MgO 
 
10) a) N2O3 + H2O ? 2 HNO2 h) N2O3 + Na2O ? 2 NaNO2 
b) Cl2O + H2O ? 2 HClO i) Mn2O7 + H2O ? 2 HMnO4 
c) 2 K2O2 + 4 H2O ? 4 KOH + 2 H2O + O2 
d) CuO + H2O ? Cu(OH)2 
 
e) CrO3 + H2O ? H2CrO4 
f) BaO + H2O ? Ba(OH)2 
g) CO2 + BaO ? BaCO3 
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Educação Profissional 
 
11) a) C = +2, C = +4, Ba = +2, Zn = +2, Fe = +8/3, Cl = +5, Cu = +2, N = +1, Na = +1 
 
b) CO2 + H2O ? H2CO3 c) BaO ; ZnO ; Fe3O4 ; CuO ; Na2O2 
 
Cl2O5 + H2O ? 2 HClO3 d) CO2 ; ZnO ; Cl2O5 e) CO e N2O 
 
12) Cal viva é o óxido de cálcio. 
 
a) CaO + H2O ? Ca(OH)2 b) Para diminuir a acidez do solo. 
 
 
13) a) Devido à formação de gás oxigênio. b) 2 H2O2 ? 2 H2O + O2 
 
 
14) S + O2 ? SO2 SO2 + ½ O2 ? SO3 SO3 + H2O ? H2SO4 
 
15) ( a ) Fe3O4 
 
( c ) bauxita 
 
( b ) SnO2 ( d ) hematita 
( c ) Al2O3 ( a ) magnetita 
( d ) Fe2O3 ( e ) pirolusita 
( e ) MnO2 ( b ) cassiterita 
 
 
16) ( a ) Pb3O4 ( d ) cal virgem 
( b ) CO2(s) ( e ) quartzo 
( c ) Fe3O4 ( b ) gelo seco 
( d ) CaO ( a ) zarcão 
( e ) SiO2 ( c ) pedra-ímã natural 
 
 
17) ( a ) CaO ( e ) extintor de incêndio 
( b ) NO2 ( a ) usado pelos pedreiros 
( c ) Pb3O4 ( d ) óxido mais abundante na crosta terrestre 
( d ) SiO2 ( c ) usado para proteger o ferro contra ferrugem 
( e ) CO2 ( b ) responsável pela poluição do ar com ozônio 
 
 
18) SO2 , NO2 
 
2 NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3 
 
SO2 + ½ O2 ? SO3 
SO2 + H2O ? H2SO3 
SO3 + H2O ? H2SO4 
 
19) Não, essa acidez natural da chuva é tão baixa que não faz nenhum mal aos seres vivos. 
 
 
20) NO2 + O2 ? NO + O3 
 
21) Ácido. CO2 + H2O ? H2CO3 
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CAPÍTULO 3 
 
ÁCIDOS 
 
São substâncias moleculares que, em solução aquosa ionizam-se, liberando como cátions somente íons H3O 
+.
 
 
Algumas classificações