Apotila IFRJ GERAL II

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CEFET QUÍMICA 
UNIDADE RJ 
 
QUÍMICA GERAL II 
 
TEORIA 
 
2º
 
PERÍODO
 
ENSINO
 
INTEGRADO
 
Montagem e revisão: Profª. Ana Paula da Costa Ilhéu Fontan 
 
 
- 2 -
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
 
 
- 3 -
 
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 que 
 
devem apresentar, 
obrigatoriamente, íons, sendo denominadas soluções
 
iônicas
 
ou
 
eletrolíticas. As substâncias capazes de 
produzir soluções iônicas são: substâncias
 
iônicas substâncias
 
moleculares
 
polares 
No entanto, existem substâncias que, ao se dissolverem em água, não são capazes de originar íons, 
produzindo soluções que 
 
, e que são 
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), denominando-se 
dissociação
 
ao fenômeno que ocorre nas substâncias iônicas
 
e, ionização, ao que ocorre com as 
substâncias moleculares . 
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+ Cl ) 
 Na+Cl (sólido) 
 Retículo cristalino 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. 
 
- 4 -
 
 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) 
Al2(SO4)3 (s) ? 2 Al 3+(aq) + 3 SO42 (aq) 
Fe(NO3)3 (s) ? Fe 3+(aq) + 3 NO3 (aq) 
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. 
 
 Água 
 HCl 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 
íon hidrônio
 
ou hidroxônio. 
 H2O + HCl H3O+ + Cl 
 
 
+ 
 
 
- 5 -
 
Como as espécies formadas são íons de carga oposta, tendem normalmente a recombinar-se, isto é, 
tende a ocorrer também: 
H3O
+
 + Cl HCl + H2O 
Dizemos então que o processo é reversível e a representamos: 
 
HCl + H2O H3O 
+ 
 + Cl 
 
 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 H3O 
+
 + Cl 
 
HNO3 + H2O H3O 
+
 + NO3 
 
H2SO4 + 2H2O 2 H3O 
+
 + SO4 2
 
H3PO4 + 3H2O 3 H3O 
+
 + 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: se, no 
momento do equilíbrio, há mais
 
moléculas
 
do que íons, dizemos que o eletrólito
 
é fraco; se houver mais
 
íons
 
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 0e 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
 
 
- 6 -
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 possuem outras 
denominações (sais e óxidos), pois são capazes de liberar H+ ou OH em solução. 
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:
 
Substâncias que, em solução aquosa, liberam como cátions somente íons H3O + (hidrônio). 
HNO3 + H2O H3O 
+
 + NO3 
 
H2CO3 + 2 H2O 2 H3O 
+
 + CO3 2
 
H3PO4 + 3 H2O 3 H3O 
+ 
 + PO4
3 
 
De acordo com Arrhenius, apenas se pode definir uma substância como ácido se, em solução aquosa, 
ela produzir, como cátions, somente íons H3O
+(ou simplificadamente H +) . 
Como as substâncias que se enquadram nesta classificação são moleculares, a produção de íons 
ocorre através do processo de ionização
BASES:
 
Bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam um único tipo de ânion: o íon 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 2+(aq) + 2 OH (aq) 
 Al(OH)3 (s) ? Al
 
3+(aq) + 3 OH (aq) 
Observação
 
OH em água.
 
- 7 -
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 a 
água provoca, simplesmente, a separação destes íons, ou seja, sua dissociação
 
Exemplos: 
NaCl(s) ? Na +(aq) + C l 
 
(aq) 
KNO3(s) ? K +(aq) + NO3 (aq) 
NaHSO4(s) ?
 
 Na +(aq) + HSO4 (aq) 
 CaOHCl(s) ? (CaOH) +(aq) + Cl (aq) 
Fe2(SO4)3(s) ? 2 Fe 3+(aq) + 3 SO42 (aq) 
Na3PO4(s) ? 3 Na
 
+(aq) + PO43 (aq) 
ÓXIDOS: 
Substâncias binárias (formadas por dois elementos) de oxigênio, onde o oxigênio é o elemento 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 dinamarquês Sörensen, 
em 1909. Nessa escala, que vai de zero até quatorze, uma solução neutra tem pH = 7, uma solução ácida tem pH 
 7 e uma solução básica tem pH 7. 
Quanto
 
maior
 
for
 
a
 
acidez,
 
menor
 
será
 
o
 
pH ; por outro lado, quanto
 
maior
 
for
 
a
 
alcalinidade,
 
maior
 
será
 
o
 
pH. 
 
- 8 - 
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 
 
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 azul em soluções básicas e o tornassol azul permanece azul em 
soluções básicas ou neutras e muda para vermelho em soluções ácidas. 
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 do pH da 
solução-problema. 
 
- 9 -
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) noestado 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. 
b) O etanol em solução aquosa 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. 
d) NaOH fundido 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. 
 
- 10 -
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 b) HI c) KOH d) HClO4 
e) Fe2(SO4)3 f) KClO3 g) Ca(OH)2 h) H2S 
i) MgCl2 j) Na2SO4 l) Ba(NO3)2 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 b) Pb(OH)2 c) HCN d) BaOHBr 
e) Na2CO3 f) SO3 g) BaO h)H4SiO4 
i) Fe(OH)3 j)KNO3 l) I2O5 m)Ca3(PO4)2 
n) K2O2 o) PbO2 p)H3BO3 q) NaH2PO4 
r) LiOH s) Na2O t) AlOHBr2 u) N2O3 
 
- 11 -
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 ) 
+ energia
 HI (g) 
b) HI (g) 
 energia
 HI (s) 
c) HI (s) 
+ energia
 HI (l ) 
d) HI (aq) 
 água 
 HI (g) 
e) HI (g) 
+ água 
 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 H3O+ 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 indicadores citados 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 
d) 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 
 
- 12 -
RESPOSTAS 
 
1) a) H - S - H
 
 b) [Na+]2 S2
 
 c) H - N - H 
 ¦
 
 H 
d) Na+ [O - H] 
 
 e) Ca2+[Cl ]2 
Dissociação: os iônicos 
Na2S(s) ? 2 Na +(aq) + S 2
 
(aq) 
NaOH(s) ? Na +(aq) + OH (aq) 
CaCl2(s) ? Ca 2+(aq) + 2 Cl (aq) 
Ionização : os moleculares 
H2S + 2 H2O 2 H3O 
+
 + S 2
 
NH3 + H2O NH4
+
 + OH 
 
2) a, a, b ,b 
3) b ,c 
4) c 
5) As afirmativas não estão corretas, pois, sendo 
um composto molecular, não 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, quando 
puro, só há moléculas no ácidosulfúrico o que 
impede a condução de eletricidade. 
b) Quando dissolvido em água, há formação de 
íons e estes permitem a condução de corrente 
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 
 
11) Procurar as estruturas na apostila do 1º período 
Ionização – I ; Dissociação – D 
a) HNO2 + H2O H3O + + NO2 ( I ) 
b) HI + H2O H3O + + I ( I ) 
c) KOH(s) ? K +(aq) + OH (aq) ( D ) 
d) HClO4 + H2O H3O + + ClO4 ( I ) 
e) Fe2(SO4)3(s) ? 2 Fe 3+(aq) +3 SO4 2 (aq) ( D) 
f) KClO3(s) ? K +(aq) + ClO3 (aq) ( D ) 
g) Ca(OH)2(s) ? Ca 2+(aq) +2 OH (aq) ( D ) 
h) H2S + 2 H2O 2 H3O + + S 2
 
 ( I ) 
i) MgCl2(s) ? Mg 2+(aq) + 2 Cl (aq) ( D ) 
j) Na2SO4(s) ? 2 Na +(aq) + SO4 2 (aq) ( D ) 
l) Ba(NO3)2(s) ? Ba 2+(aq) + 2 NO3 (aq) ( D) 
m) HF + H2O H3O + + F ( I ) 
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 ) 
 l) óxido ( C ) m) sal ( D ) 
 n) óxido ( C ) o) óxido ( C ) 
 p) ácido ( I ) q) sal ( D ) 
 r) base ( D ) s)óxido ( C ) 
 t) sal ( D ) u) óxido ( C ) 
16) b) KF(s) ? K +(aq) + F (aq) 
c) HClO2 + H2O H3O + + ClO2 
 
d) C2H6O, pois é um composto apolar. 
17) Letra e 
 
- 13 -
 
18) Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl ) apresenta o número de 
cátions H3O+ 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 
 
- 14 -
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 
 
 
- 15 -
RESPOSTAS
 
BaBr2 X SAL Ba
2+[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 Fe2+O2
 
-- -- ------------------------------------- 
 
H3BO3 X ÁCIDO 
H-?O-?B-?O-?H
 
¦
 
 O-?H
 
X H3BO3+3H2O 3 H3O
+
 +BO3 3
 
KOH X BASE K+OH 
 
X KOH(s) ? K+(aq) + OH (aq) 
 
NH3 X BASE 
H-?N-?H
 
¦
 
H 
X NH3 + H2O NH4
+
 + OH 
 
CO X ÓXIDO C - O -- -- -------------------------------------- 
HClO3 X ÁCIDO 
H?O ? Cl? O
 
 ? 
 
 O 
X 
HClO3 + H2O H3O 
+
 + ClO3 
 
MgCl2 X SAL Mg2+[Cl ]2 X MgCl2(s) ?Mg 2+(aq) +2 Cl (aq) 
HI X ÁCIDO H ? I
 
X 
HI + H2O H3O + + I 
 
Rb2CO3 X SAL [Rb+]2[CO3]2
 
X Rb2CO3 (s) ?2 Rb+ (aq)+ CO32 (aq) 
Al2O3 X ÓXIDO [Al3+]2[ O2 ]3 -- -- ------------------------------- 
Na2S X SAL [Na+]2[S]2
 
X Na2S (s) ?2 Na+ (aq)+ S2
 
(aq) 
Ca(OH)2 X BASE Ca2+[ OH ]2 X Ca(OH)2 (s) ? Ca2+ (aq) +2OH (aq) 
Na3PO4 X SAL [Na+]3 [PO4]3
 
X Na3PO4 (s) ?3 Na+ (aq)+ PO43 (aq) 
CuO X ÓXIDO Cu2+O2
 
-- -- --------------------------------------- 
HBr X ÁCIDO H ? Br
 
X 
HBr + H2O H3O + + Br 
 
CO2 X ÓXIDO O - C - O
 
-- -- ------------------------------ 
Al2(SO4)3 X SAL [Al3+]2[ SO42 ]3 X Al2(SO4)3 (s)?2 Al3+(aq)+3SO42 (aq) 
H2Se X ÁCIDO H?Se?H
 
X H2Se + 2 H2O 2 H3O 
+
 + S 2
 
CuI X SAL Cu+I
 
X CuI(s) ? Cu+(aq) + I (aq) 
KClO3 X SAL K+ [ClO3]
 
X KClO3 (s) ? K+ (aq)+ ClO3 (aq) 
Fe(NO3)2 X SAL Fe2+[ NO3 ]2 X Fe(NO3)2 (s)? Fe2+ (aq)+ 2NO3 (aq) 
N2O3 X ÓXIDO O - N?O ?N 
 
- O
 
-- -- -------------------------------- 
(NH4)3PO4 X SAL [NH4+]3 [PO4]3
 
X (NH4)3PO4(s)?3 NH4+ (aq)+PO43
 
(aq) 
Al(OH)3 X BASE Al3+[OH ]3 X Al(OH)3 (s) ? Al3+ (aq) +3OH (aq) 
Ag2O X ÓXIDO [Ag+]2O2
 
-- -- --------------------------------------- 
AgNO3 X SAL Ag+[NO3 ] X AgNO3 (s) ? Ag+ (aq) +NO3 (aq) 
 
- 16 -
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 possui uma 
eletronegatividade média [semimetais e metais que apresentam nox elevado (+3 e +4)]. 
 
caráter
 
ácido caráter
 
básico
 
caráter
 
anfótero
 
Classificação
 
e
 
reações
 
os
 
óxidos
 
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 ? 
 
2 KOH 
CaO + H2O ? 
 
Ca(OH)2 
FeO + H2O ? Fe(OH)2 
 
Reagem
 
com
 
ácidos
 
produzindo
 
sal
 
e
 
água
 
- 17 -
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 Ag2O 
 (insolúvel) (insolúvel) 
Óxidos
 
ácidos
 
ou
 
anidridos
 
São óxidos moleculares gasosos
 
formados por ametais,
 
boro,
 
silício metais
 
de
 
transição
 
que
 
apresentem
 
número
 
de
 
oxidação
 
elevado (+5, +6, +7). 
Também são chamados de anidridos de ácidos por serem compostos que podem ser obtidos pela 
eliminação total de água de um ácido oxigenado. 
Ex: CO2, SO3, Cl2O3, P2O5, CrO3, Mn2O7, SiO2 
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 ? H2CO3 (aq) 
Cl2O3 + H2O ? 2 HClO2 (aq) 
CrO3 + H2O ? H2CrO4(aq) 
 
Reagem
 
com
 
base
 
produzindo
 
sal
 
e
 
água
 
Reagem
 
com
 
óxidos
 
básicos
 
produzindo
 
sal
 
CO2 + CaO ?
 
CaCO3 
SO3 + MgO ? MgSO4 
 
- 18 -
 
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: 
 
Não
 
reagem
 
com
 
a
 
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. 
 
- 19 -
 
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. 
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
 
-
 
terrosos. 
 
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
 
- 20 -
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. 
---- ------------------------ óxido de nome do elemento
mono, di, tri, tetra, etc. mono, di, etc.
Exemplos: 
P2O5 – pentóxido de difósforo Cu2O – monóxido de dicobre 
Fe3O4 – tetróxido de triferro Na2O2 – dióxido de disódio 
 
Usada
 
para
 
óxidos
 
onde
 
o
 
nox
 
do
 
elemento
 
ligado
 
ao
 
oxigênio
 
é
 
variável,
 
independente
 
do
 
seu
 
caráter.
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
Exemplos:
MnO2 – óxido de manganês IV Mn2O7 – óxido de manganês VII Fe2O3 – óxido de ferro III 
P2O5 – óxido de fósforo V Cl2O – óxido de cloro I SnO – óxido de estanho II 
Regras
 
que
 
levam
 
em
 
conta
 
o
 
caráter
 
do
 
óxido
 
Regra
 
para
 
óxidos
 
básicos
 
e
 
anfóteros
 
Se o elemento ligado ao oxigênio tem nox fixo
 
Óxido de
 nome do elemento
Exemplos: 
BaO – óxido de bário Li2O – óxido de lítio Al2O3 – óxido de alumínio 
Na2O – óxido de sódio ZnO – óxido de zinco 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
 
- 21 -
Exemplos:
FeO
 
– óxido de ferro II Mn2O3 – óxido de manganês III 
Fe2O3 – óxidode ferro III Cu2O – óxido de cobre I 
 
Além da regra geral já vista para óxidos de elementos com nox variável, há também uma regra que 
distingue os óxidos básicos ou anfóteros de um mesmo elemento, através de sufixos. O sufixo oso
 
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 PbO – óxido plumboso; PbO2 – óxido plúmbico 
Au2O – óxido auroso; Au2O3 – óxido áurico SnO – óxido estanoso; SnO2 – óxido estânico 
Sb2O3 – óxido antimonioso; Sb2O5 – óxido antimônico 
 
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
 
Anidrido ico 
 nome do elemento
Exemplos: 
CO2 – anidrido carbônico CrO3 – anidrido crômico B2O3 – anidrido bórico SiO2 – anidrido silícico 
 
O elemento ligado ao oxigênio forma dois óxidos ácidos
 
 oso ( menor nox ) 
 Anidrido
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 
 
- 22 -
 
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 MnO3 – anidrido mangânico 
 Cl2O3 – anidrido cloroso Mn2O7 – anidrido permangânico 
 Cl2O5 – anidrido clórico 
 Cl2O7 – anidrido perclórico 
 
O elemento forma anidridos mistos
Exemplos: 
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). 
Exemplos: 
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 hidrogênio 
BaO2 – peróxido de bário 
 
- 23 -
 
o 
o 
 
o 
 
Cr+2O Cr2+3O3 Cr+6O3 
 óxido básico óxido anfótero óxido ácido 
 
 
Mn+2O Mn+32O3 Mn+4O2 Mn+6O3 Mn+72O7 
 óxidos básicos óxido anfótero óxidos ácidos 
 
 
- 24 -
OCORRÊNCIA
 
DOS
 
ÓXIDOS
 
NA
 
NATUREZA
 
Os óxidos são muito abundantes na crosta terrestre. As substâncias encontradas naturalmente na 
crosta terrestre são chamadas de minerais. Alguns deles podem ser aproveitados pela indústria de 
transformação, que os emprega como matérias-primas na fabricação de produtos necessários ao homem. 
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
 
blenda
 
galena
 
calcosita
 
quartzo,
 
sílica
 
ÓXIDOS
 
MAIS
 
COMUNS
 
ÓXIDOS BÁSICOS
 
Óxido de cálcio - CaO
 
Também conhecido como cal viva ou cal virgem, 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 viva cal extinta 
 
- 25 -
 
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 sério
 
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 
 
Óxido 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-seno chão e 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 normal 
(0,03 %) é impróprio para a respiração porque contém um teor de O2 menor que o normal. 
 
- 26 - 
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 mistura que 
contém o gás carbônico, que sendo um óxido ácido, reage com a água produzindo ácido carbônico (H2CO3). Daí 
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. Essa acidez natural da chuva é tão baixa que não faz nenhum 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 uma espécie 
de cobertor, que evita que as radiações escapem completamente para o espaço, mantendo assim o planeta 
aquecido. 
Apesar de não ser um poluente, com o aumento de sua concentração na atmosfera, há um aumento 
da energia absorvida e consequentemente, um aumento na temperatura em todo planeta. Este fenômeno é 
chamado de efeito
 
estufa. 
 
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 possuem compostos 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 + O2 ? 2 SO3 
 
Reações com a água da chuva 
SO2 + H2O ? H2SO3 e SO3 + H2O ? H2SO4 
 
- 27 -
 
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
 
2 NO + O2 ? 2 NO2 
2 NO2 + H2O ? HNO2 + HNO3 
Além da produção de chuva ácida, a presença de NO2 na atmosfera gera outro problema: a 
produção de ozônio (O3). Considerado sério poluente atmosférico, é obtido através da seguinte reação: 
NO2 + O2 ? NO + O3 
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 - H2O2
 
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 provoca 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, ainda, na 
propulsão de foguetes. 
 
- 28 -
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? 
-
 
- 29 -
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? 
 
- 30 -
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? 
 
 
- 31 -
Sobre
 
o
 
efeito
 
estufa
 
ondas curtas
ondas longas
 
- 32 -
gases de estufa
 
- 33 -
EXERCÍCIOS
 
1) Complete: 
 
K2O 
SnO 
Cl2O 
Cu2O 
N2O3 
MgO2 
ZnO 
NO2 
Fe2O3 
CO 
CrO3 
Li2O 
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 elementosmetálicos (como regra) 
( ) Óxidos dos elementos metálicos que apresentam baixo nox ( +1 ; +2 ) 
( ) Óxidos dos elementos 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 o) MnO2 p) HgO q) Fe2O3 r) PbO2 s) CrO3 
t) Mn2O7 u) ClO2 v) Cr2O3 x) Hg2O z) I2O5 
 
- 34 -
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 b) óxido mercuroso c) anidrido carbônico 
d) anidrido bórico e) óxido de cálcio f) anidrido sulfúrico 
g) óxido de prata h) anidrido clórico i) anidrido nitroso 
j) óxido cúprico k) anidrido perclórico l) óxido auroso 
m) óxido de estanho II n) anidrido nítrico o) óxido de manganês II 
p) anidrido sulfuroso q) óxido plumboso r) anidrido fosfórico 
s) anidrido silícico t) anidrido hipobromoso u) óxido de magnésio 
v) óxido de cobre I x) óxido ferroso z) anidrido fosforoso 
7) Dê dois nomes possíveis, excetuando a regra válida para qualquer tipo de óxido: 
a) CuO b) MnO c) Hg2O d) MnO3 e) Cl2O f) Cu2O g) HgO 
h) Mn2O7 i) PbO j) PbO2 l) Au2O m) Cl2O7 n) N2O o) NO 
p) Cl2O6 q) CO2 r) FeO s) Fe2O3 t) CrO3 u) P2O3 v) P2O5 
x) N2O3 z) N2O5 
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 i) tetróxido de trimanganês q) anidrido sulfuroso 
b) anidrido nitroso j) óxido estanoso r) peróxido de potássio 
c) óxido de níquel III k) peróxido de cálcio s) óxido de iodo I 
d) óxido nitroso l) óxido de estanho IV t) óxido áurico 
e) óxido de cromo VI m) óxido de alumínio u) óxido plumboso 
f) peróxido de sódio n) trióxido de enxofre v) anidrido mangânico 
g) óxido arsênico o) óxido nítrico x) óxido de bromo III 
h) óxido de antimônio III p) anidrido nítrico z) óxido de magnésio 
10) Equacione as reações: 
a) N2O3 + H2O b) Cl2O + H2O c) K2O2 + H2O d) CuO + H2O e) CrO3 + H2O 
f) BaO + H2O g) CO2 + BaO h) N2O3 + Na2O i) Mn2O7 + H2O 
 
- 35 -
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. b) Por que, na agricultura, a cal viva é 
adicionada ao solo? 
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 ( ) bauxita 
( b ) SnO2 ( ) hematita 
( c ) Al2O3 ( ) magnetita 
( d ) Fe2O3 ( ) pirolusita 
( e ) MnO2 ( ) cassiterita 
16) Associe: 
( a ) Pb3O4 ( ) cal virgem 
( b ) CO2(s) ( ) quartzo 
( c ) Fe3O4 ( ) gelo seco 
( d ) CaO ( ) zarcão 
( e ) SiO2 ( ) pedra-ímã natural 
17) Associe: 
( a ) CaO ( ) extintor de incêndio 
( b ) NO2 ( ) usado pelos pedreiros 
( c ) Pb3O4 ( ) óxido mais abundante na crosta terrestre 
( d ) SiO2 ( ) usado para proteger o ferro contra ferrugem 
( e ) CO2 ( ) 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 
causa impacto ambiental ? Justifique. 
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. 
 
- 36 -
RESPOSTAS
 
1) 
 
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 
 
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 
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 
 
- 37 - 
 
4) a) K2O – básico; óxido de potássio b) MgO – básico; óxido de magnésio 
c) N2O3 – ácido ; anidrido nitroso d) SO2 – ácido ; anidrido sulfuroso 
e) FeO – básico ; óxido de ferro II ou óxido ferroso f) 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 
 
 
- 38 - 
 
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 
i) 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 
 
 
- 39 -
 
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 
 
 
- 40 -
CAPÍTULO 3 
ÁCIDOS
 
São substâncias moleculares que, em solução aquosa ionizam-se, liberando como cátions somente íons H3O +.
Algumas
 
classificações
 
De
 
acordo
 
com
 
a
 
presença
 
ou
 
não
 
de
 
oxigênio
 
na
 
molécula
 
Hidrácidos não possuem oxigênio na molécula. Ex: HCl, HCN, H2S 
Oxiácidos
 
possuem oxigênio na molécula. Ex: HNO3, H2SO4, H3PO4 
 
De
 
acordo
 
com
 
o
 
número
 
de
 
hidrogênios
 
ionizáveis
 
Hidrogênios ionizáveis são aqueles ligados a um átomo ou grupo de átomos que possuam 
eletronegatividades significativamente maiores que a sua. 
Essa diferença de eletronegatividade acarreta a formação de um pólo positivo no hidrogênio, sendo que 
o restante da molécula passa a apresentar um pólo negativo. Ao dissolvermos o ácido em água, que é um 
solvente polar, seus pólos positivos (no caso o próprio hidrogênio) são fortemente atraídos pela força 
eletrostática dos pólos negativos da água. 
Essa atração é tão intensa que a água consegue separar os hidrogênios das moléculas do ácido, 
originando o cátion H + (ou, mais corretamente, H3O+). 
Nos hidrácidos, ; nos oxiácidos, 
 são ionizáveis. 
Assim, em função do número de hidrogênios ionizáveis, podemos classificar os ácidos em: 
Monoácidos
 
ionizam um hidrogênio de sua molécula; são os ácidos monohidrogenados e o H3PO2. 
Diácidos
 
ionizam dois hidrogênios de sua molécula; são os ácidos dihidrogenados, H3PO3 e H4P2O5. 
Triácidos
 
ionizam três hidrogênios de sua molécula; são os ácidos trihidrogenados exceto H3PO3 e H3PO2. 
Tetrácidos
 
ionizam quatro hidrogênios de sua molécula são os ácidos tetrahidrogenados exceto H4P2O5. 
ATENÇÃO
 
H3PO2:
monoácido
H3PO3 e H4P2O5
diácidos
 
Obs.:
 
Não esqueça que quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis em sua molécula, a 
ionização ocorre em etapas, ocorrendo em cada uma a ionização de apenas um hidrogênio ionizável. Essas 
etapas são sucessivas e a ionização do primeiro hidrogênio é sempre mais fácil que a ionização dos demais, 
devido à formação de pontes de hidrogênio intramoleculares. 
Por exemplo, o H3PO4 é um triácido onde temos: 
1.ª etapa : H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4 – 
2.ª etapa : H2PO4 – + H2O H3O+ + HPO4 2– 
3.ª etapa : HPO4 2– + H2O 
 
H3O+ + PO4 3– 
 
- 41 -
 
De
 
acordocom
 
a
 
presença
 
ou
 
não
 
de
 
carbono
 
na
 
molécula
 
Orgânicos: caracterizam-se pela presença de carbono na molécula, sob a forma de um radical denominado 
carboxila (R- COOH ). Ex: HCOOH,CH3COOH 
Inorgânicos: não possuem carbono em sua molécula ou, se possuírem, este não se apresenta na forma de 
carboxila. Ex: HCl, HNO3, HCN, H2CO3, HSCN 
 
De
 
acordo
 
com
 
o
 
grau
 
de
 
ionização
 
Para comparar os graus de ionização de diferentes ácidos, devem-se utilizar soluções com o mesmo 
número de moléculas de cada um dos ácidos para um mesmo volume de solução, à mesma temperatura. 
Quanto maior o grau de ionização, maior a condutividade elétrica, pois a condutibilidade é proporcional 
à concentração de íons presentes na solução. Embora todos os ácidos sofram ionização em meio aquoso, não o 
fazem na mesma escala. Assim, comparando os graus de ionização dos ácidos, podemos classificá-los em: 
 
Ácidos
 
fortes onde > 50 % . Ex: HCl, H2SO4 
 
Ácidos
 
médios
 
e
 
fracos, onde 
 
 50 %. Ex: HF, H2S, H3PO4 
Por uma questão prática, trabalharemos apenas com o conceito forte/fraco. Os ácidos médios estão incluídos 
nos fracos. Assim: 
Fortes: HCl, HBr e HI 
Hidrácidos 
 Fracos: os demais 
Oxiácidos
 
A força é indicada pela diferença obtida entre o número de átomos de oxigênio e o número de 
hidrogênios ionizáveis; quanto maior for essa diferença, maior será a força do ácido. 
X = n.º de átomos de O n.º de átomos de H ionizáveis 
 
Fortes - diminuindo o nº de oxigênios do nº de hidrogênios ionizáveis = 2 
Fracos - diminuindo o nº de oxigênios do nº de hidrogênios ionizáveis < 2 
Veja os exemplos: 
HClO4 : x = 4 – 1 = 3 ácido forte H2SO4 : x = 4 – 2 = 2 ácido forte 
H3PO4 : x = 4 – 3 = 1 ácido fraco H3BO3 : x = 3 – 3 = 0 ácido fraco 
 
De
 
acordo
 
com
 
a
 
volatilidade
 
A volatilidade é a propriedade que as substâncias têm de passar do estado líquido para o estado 
gasoso. Sendo assim, as substâncias com baixo ponto de ebulição são consideradas mais voláteis, pois passam 
do estado líquido para o gasoso com maior facilidade. 
A grande maioria dos ácidos é volátil, mas existem dois ácidos de uso comum que são pouco 
voláteis e denominados de ácidos
 
fixos: o ácido sulfúrico (H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4). 
Assim, temos: 
Ácidos
 
voláteis: . 
Ex: HNO3 (P.E. = 86 oC) ; HCl, H2S e HCN (gases) . O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil 
mais comum no nosso cotidiano; ao abrirmos um frasco com vinagre logo percebemos seu cheiro característico. 
Ácidos
 
fixos: . 
Ex: H2SO4, H3PO4, H3BO3 
 
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Atenção
 
ácidos
 
instáveis
?
?
?
 
Nomenclatura
 
Hidrácidos
 
Ácido
 
.....................................
 
ídrico
 
 nome do elemento 
Exemplos: 
 
Quando se ionizam em água geram ânions que possuem uma nomenclatura derivada deles. O ácido 
termina em ídrico e o ânion em eto. 
Ex: HCl + H2O 
 
H3O 
+
 + Cl 
 
 
 HCN + H2O 
 
H3O 
+
 + CN 
 
 
 
Oxiácidos
 
Sendo dada a fórmula do ácido para nomeá-lo:
Utiliza-se um raciocínio semelhante ao visto para os anidridos. 
 • +3 – 
 
HN+5O3 • N : 
 • +5 – ? 
 •• +2 – 
 
H2S+4O3 • S : +4 – ? 
 
 • +6 – 
 •• +1 – 
 
? 
HCl+1O
 
• Cl : +3 – 
 •• +5 – 
 +7 – 
Assim como nos hidrácidos, quando se ionizam em água geram ânions que possuem uma 
nomenclatura derivada deles. O ácido que termina em oso
 
gera um ânion terminado em ito
 
e o ácido terminado 
em ico gera um ânion terminado em ato. Os prefixos não se alteram. 
 
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Ex: HNO3 + H2O H3O 
+
 + NO3 
 
 HClO + H2O H3O 
+
 + ClO 
 
Sendo fornecido o nome do ácido para que seja descoberta sua fórmula:
Como a nomenclatura é derivada do anidrido correspondente podemos descobrir sua fórmula através da 
reação do anidrido com água. 
Exemplos: 
Como saber a fórmula do ácido nitroso? 
Partimos do anidrido nitroso onde o nitrogênio apresenta nox +3 e consequentemente possui como 
fórmula N2O3 já que o nox do oxigênio nos óxidos é sempre – 2. 
Fazendo sua reação com água temos: 
 N2O3 + H2O ?
 
2 HNO2 
 anidrido nitroso ácido nitroso 
Podemos usar o mesmo raciocínio para qualquer ácido desejado: 
Ácido carbônico: C = +4 
 CO2 + H2O ? 
 
 H2CO3 
 
Ácido sulfúrico: ico ? S = +6
 
 SO3 + H2O ? H2SO4 
 
Ácido perclórico: per...ico ? Cl = +7
 
 Cl2O7 + H2O ? 2 HClO4 
 
Alguns anidridos ( P2O3 e P2O5, por exemplo) dão origem a vários ácidos em que o nox do átomo 
central não se altera. A diferença está fundamentada no grau de hidratação do ácido. Nesses casos, para 
diferenciá-los, usaremos diferentes prefixos: 
Anidrido fosforoso 
P2O3 + H2O ? 2 HPO2 
 
P2O3 + 2 H2O ? H4P2O5 
 
P2O3 + 3 H2O ?
 
2 H3PO3 
 
Anidrido fosfórico 
P2O5 + H2O ? 2 HPO3 
 
P2O5 + 2 H2O ? H4P2O7 
 
P2O5 + 3 H2O ? 2 H3PO4 
 
 
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Além do fósforo, outros elementos apresentam este tipo de comportamento. Veja tabela a seguir: 
Elemento – Nox Grau de hidratação 
As e Sb (+3 e +5) 1 H2O – meta ; 2 H2O – piro ; 3 H2O – orto 
B (+3) 1 H2O – meta ; 3 H2O – orto 
Si (+4) 1 H2O – meta ; 2 H2O – orto 
 
Observações
 
tio
ácido
 
tiossulfúrico
 
- 
 
-
 
-
 
ÁCIDOS
 
MAIS
 
COMUNS
 
NO
 
COTIDIANO
 
Ácido
 
Fluorídrico
 
( HF )
 
Nas condições ambientes é um gás incolor que tem a característica de, quando em solução aquosa, 
. Por esse motivo deve ser acondicionado em frascos plásticos, sendo usado para gravações em 
cristais e vidros. É usado também na obtenção de fluoretos, como por exemplo, o de sódio (NaF), usado como 
anticárie. 
 
Ácido
 
Clorídrico
 
( HCl )
 
O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. O estômago secreta esse 
ácido, num volume aproximado de 100 mL, para auxiliar a digestão dos alimentos. Quando impuro, é vendido 
 
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no comércio com o nome de , sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies 
metálicas, antes do processo de soldagem. 
Na extração de petróleo, o ácido clorídrico é introduzido no bolsão rochoso, dissolvendo uma parte das 
rochas e facilitando o fluxo do petróleo até a superfície. Algumas vezes esse procedimento pode ajudar a tornar 
o poço de petróleo mais rentável. 
 
Ácido
 
Sulfídrico
 
( H2S )
 
É um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham 
enxofre, sendo responsável em grande parte pelo .