AULA 1 FUNÇÕES INORGÂNICAS 2 ANO MAIS EXERCÍCIOS

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Escola Estadual Wilson Hill de Araújo 
Professor: Clebson Araújo 
Disciplina: Química 
Série: 2º Ano – Ensino Médio 
 
Aula 1 – Funções Inorgânicas 
 
Os compostos inorgânicos são caracterizados por possuírem dois ou mais elementos químicos em sua 
composição e por não conterem cadeias carbônicas, ou seja, átomos do elemento carbono formando ligações entre 
si. Estes compostos possuem como característica a formação de ligações iônicas ou covalentes que são capazes 
de formar íons. Para facilitar o entendimento, dividimos os compostos pertencentes às funções inorgânicas em grupos, 
de acordo com sua composição química e interação com a água. Os principais grupos inorgânicos são os ácidos, as 
bases, os sais e os óxidos. 
 
Dissociação iônica 
Para facilitar o entendimento, vamos abordar a dissociação iônica, onde há a “quebra” de uma molécula 
iônica quando em contato com a água, de acordo com a sua solubilidade em meio aquoso. 
Quando um composto iônico entra em contato com a água, tende a separar os íons através do rompimento do 
retículo cristalino, desse modo, os íons podem movimentar-se livremente na solução aquosa, como podemos verificar 
na reação de dissolução do sal comum em água: 
 
 
Ionização 
A ionização ocorre com substâncias formadas por ligações covalentes, que, quando solúveis em água, originam 
íons, como podemos observar na ionização do Ácido Clorídrico (HCl): 
 
 
Definição de Ácidos e Bases segundo Arrhenius (1887) 
De acordo com a definição do físico-químico Svante August Arrhenius (1859 – 1927), ácidos são substâncias 
que, em solução aquosa, produzem íons de hidrônio (H3O+), ou simplificadamente, hidrogênio (H+), e ânions, que 
variam de acordo com a composição do ácido. Bases, por sua vez, são substâncias que, em solução aquosa, produzem 
cátions que variam de acordo com a composição da base em questão e ânions hidróxido (OH-). 
Exemplos: 
Ionização do Ácido Nítrico (HNO3): 
 
 
Ionização do Hidróxido de Sódio (NaOH): 
 
Definição de Ácidos e Bases segundo Brönsted e Lowry (1923) 
Diversas reações químicas ocorrem sem a necessidade da presença de água, o que torna a proposta de 
Arrhenius inviável, e, visando solucionar esta questão, os químicos Johannes Nicolaus Brönsted (1879 – 1936) e 
Thomas Martin Lowry (1879 – 1949), propuseram que ácidos são toda e qualquer espécie química capaz de doar um 
próton H+, e bases são toda e qualquer espécie química capaz de aceitar ou receber um próton H+. 
Exemplo: 
Se deixarmos um frasco contendo ácido clorídrico aberto próximo a um frasco contendo amônia, é possível 
afirmar a definição de Brönsted e Lowry, pois há a reação entre os dois compostos, com formação de Cloreto de 
Amônio, sem a presença de água para que ocorra a reação: 
 
Nesta reação, o ácido clorídrico é doador de próton H+, e a amônia é receptora de próton H+. 
 
Classificação e nomenclaturas dos Ácidos 
Podemos classificar os ácidos seguindo quatro critérios diferentes. 
1. Quanto à presença de oxigênios na molécula: 
• Hidrácidos: aqueles ácidos que não possuem oxigênio na fórmula do composto anidro. Exemplos: HCl, HCN, 
HF, etc. 
• Oxiácidos: aqueles que possuem oxigênio em suas moléculas. Exemplos: H2SO4, HClO4, HNO3, etc. 
 
2. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
Hidrogênio ionizável é aquele que está ligado a um átomo da molécula com eletronegatividade 
significativamente maior que a sua, formando, assim, um polo positivo e um negativo dentro da molécula. Ao serem 
adicionados na água, sofrerão força eletrostática pelos respectivos polos negativos e positivos da água, sendo, então, 
separados por ela. Com isso, há a formação de cátions H+, ou seja, houve a ionização de hidrogênios. 
• Monoácido: apresenta apenas um hidrogênio ionizável; 
• Monoácidos – possuem apenas um hidrogênio ionizável. Exemplos: HNO3, HCl e HCN; 
• Diácidos – possuem dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4; 
• Triácidos – possuem três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H3PO4 e H3BO3; 
• Tetrácidos – possuem quatro hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H4P7O7 
 
É importante ressaltar que nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis, já nos oxiácidos, apenas aqueles 
que estão ligados a átomos de oxigênio é que serão ionizáveis, por exemplo: 
Outro aspecto importante e que muitas vezes é motivo de dúvidas, é o fato de alguns acharem que quanto 
mais hidrogênios ionizáveis, mais o ácido será forte, porém isso não é verdade. Por exemplo, o ácido clorídrico é um 
ácido que forma com a água um ácido forte e ele possui apenas um hidrogênio ionizável. Já o ácido bórico forma com 
a água um ácido fraco e ele possui três hidrogênios ionizáveis. Com base nesses exemplos, podemos concluir duas 
coisas: 
(1) A força de um ácido não é medida pelo número de hidrogênios ionizáveis; 
(2) Visto que olhamos se eles formam um ácido forte ou fraco na água, é necessário saber a porcentagem de 
hidrogênios que de fato sofrem ionização n água em cada caso. Isso é feito segundo o próximo tópico: 
 
3. Quanto ao grau de ionização (α): 
Fórmula do grau de ionização 
Comparando os graus de ionização temos: 
• Ácidos fortes: aqueles que possuem um grau de ionização igual ou maior que 50%. Exemplos a 18°C: HCl 
(α = 92,5%), H2SO4 (α = 61%); 
• Ácidos moderados ou semifortes: seu grau de ionização é maior que 5% e menor que 50%. Exemplos a 
18°C: HF (α = 8,5%), H3PO4(α = 27%); 
• Ácidos fracos: possui grau de ionização igual ou menor que 5%. Exemplos a 18°C: HCN (α = 0,008%), H2CO3 
(α = 0,18%). 
 
4. Quanto à volatilidade: 
Volatilidade é a capacidade das substâncias passarem do estado líquido para o gasoso em temperatura 
ambiente. Desse modo, para classificar os ácidos quanto à volatilidade é preciso considerar os pontos de ebulição dos 
ácidos: 
• Ácidos fixos: possuem pontos de ebulição acima de 100°C e mudam de estado muito lentamente em 
temperatura ambiente. Exemplos: H2SO4(aq) (PE=340°C), H3PO4(aq) (PE=213°C). 
• Ácidos Voláteis: possuem pontos de ebulição abaixo de 100°C e em temperatura ambiente passam facilmente 
para o estado de vapor. Exemplos: HCl(aq) (PE=-85°C), H2S(aq) (PE= - 59,6°C). 
 
5. Nomenclatura dos ácidos 
Primeiramente, é necessário saber que a regra de nomenclatura de hidrácidos (ácidos que não contêm 
oxigênio) é diferente da dos oxiácidos (contêm oxigênio). Assim, a explicação será dada primeiro para um grupo e 
posteriormente para o outro. 
• Hidrácidos - Regra geral 
Exemplos: 
HCl: ácido clorídrico 
HF: ácido fluorídrico 
HBr: ácido bromídrico 
H2S: ácido sulfídrico 
HCN: ácido cianídrico 
• Oxiácidos - Quando forma apenas um oxiácido, segue a regra geral: 
Exemplos: 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO3 – ácido nítrico 
H3PO4 – ácido fosfórico 
HClO3 – ácido clórico 
H2CO3 – ácido carbônico 
Se formar mais de um oxiácido com NOX. (números de oxidação) diferentes acrescenta-se os prefixos per ou 
hipo e os sufixos ico ou oso, segundo a tabela abaixo: 
Em alguns casos, é possível nomeá-los de 
outra forma, seguindo a diminuição de átomos de 
oxigênio na molécula. 
 
Exemplos: 
HClO4 (Nox do cloro = +7; 4 átomos de oxigênio): ácido perclórico 
HClO3 (Nox do cloro = +5; 3 átomos de oxigênio): ácido clórico – ácido padrão 
HClO2 (Nox do cloro = +3; 2 átomos de oxigênio): ácido cloroso 
HClO (Nox do cloro = +1; 1 átomo de oxigênio): ácido hipocloroso 
 
H2SO4 (Nox do enxofre = +6; 4 átomos de oxigênio): ácido sulfúrico – ácido padrão 
H2SO3 (Nox do enxofre = +4; 3 átomos de oxigênio): ácido sulfuroso 
Aula 2 
Classificação e nomenclatura das Bases 
As bases inorgânicas, segundo o conceito de eletrólitos de Arrhenius, são substâncias capazes de se dissociar 
em água, liberando como único cátion a hidroxila OH-. Baseado nesse conceito, podemos classificar as bases quanto: 
 
1. A quantidade de hidroxila OH- 
• Monobase: possui apenas um íon OH-. Exemplos: NaOH, KOH, NH4OH, AgOH, CuOH; 
• Dibase: possui dois íons OH-. Exemplos:Zn(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2, Cu(OH)2, Mg(OH)2; 
• Tribase: possui três íons OH-. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3; 
• Tetrabase: possui quatro íons OH-. Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4. 
 
2. Quanto à sua solubilidade em água 
• Solúveis: Bases de metais alcalinos (em que o elemento ligado à hidroxila é da família 1 da Tabela Periódica, 
tais como: LiOH, NaOH e KOH; 
• Pouco solúveis: Bases de metais alcalino terrosos (em que o elemento ligado à hidroxila é da família 2 da 
Tabela Periódica, tais como: Sr(OH)2, Ca(OH)2e Ba(OH)2. A única exceção é o Mg(OH)2, que é praticamente 
insolúvel; 
• Praticamente insolúveis: As bases dos demais metais e o Mg(OH)2. 
A ordem de solubilidade dos metais alcalinos e dos metais alcalino terrosos aumenta conforme o aumento do 
período na Tabela Periódica: 
Metais alcalinos: LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH 
Metais alcalino terrosos: Be(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2< Ra(OH)2 
Uma base peculiar e que é bastante solúvel em água é o hidróxido de amônio (NH4OH). Ele é tão solúvel em 
meio aquoso que alguns cientistas consideram que ele não existe, mas que, na verdade, seria o gás amônia (NH3(g)) 
dissolvido em água. 
NH3(g)+ H2O(l) → NH3 + H2O(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq) 
A solubilidade das bases está intimamente relacionada com outro tipo de classificação, que inclusive é 
considerada a mais importante porque indica a força dela: grau de dissociação. 
 
3. quanto ao grau de dissociação (α) 
O grau de dissociação é dado por: 
Considerando a temperatura em 18ºC, temos que 
• Base forte: α > 50%. Exemplos: bases de metais alcalinos e de alguns metais alcalino terrosos; 
• Base fraca: α < 5%. Exemplos: Bases de metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela 
periódica, o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e o hidróxido de amônio (NH4OH). 
Geralmente, as bases mais solúveis são as mais fortes, como ocorre com o hidróxido de sódio (NaOH) que é 
bastante solúvel e possui grau de dissociação igual a 95%. No entanto, o hidróxido de amônio (NH4OH) é uma exceção, 
porque, apesar de ser muito solúvel, possui um grau de dissociação muito pequeno. 
 
4. Nomenclatura das Bases 
O nome das bases é obtido a partir da seguinte regra: 
Hidróxido de .......................(nome do cátion) 
Exemplos: 
NaOH - Hidróxido de sódio 
Cátion: Na+ (sódio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
 
Al (OH)3 - Hidróxido de alumínio 
Cátion: Al3+ (alumínio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Ca (OH)2 - Hidróxido de cálcio 
Cátion: Ca2+ (cálcio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
 
 
 
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número da carga do íon é acrescentado 
ao final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga e -ico ao íon de maior carga. 
Ferro → Fe2+ e Fe3+ 
Fe2+ Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso. 
Fe3+: Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico. 
 
Cu (OH): Hidróxido de cobre (I) 
Cu (OH)2: Hidróxido de cobre (II) 
 
Classificação e nomenclaturas dos Sais 
Os sais, assim como ácidos e bases, liberam íons ao entrar em contato com a água. A definição dos sais 
considerada atualmente é de Arrhenius, que classifica os sais como compostos capazes de dissociar-se em presença 
de água, liberando íons mesmo em pequena quantidade, onde, o cátion liberado é diferente de H+ ou H3O+, e o ânion 
liberado é diferente de OH-. 
Alguns sais em contato com meio aquoso liberam os íons mencionados acima (H+ ou H3O+ e OH-), contudo, 
estes não podem ser os únicos íons liberados. A maneira mais simples de produzir um sal é através da reação de 
neutralização um ácido com uma base: 
 
 
 
Os sais possuem sabor salgado, reagem com ácidos, bases, outros sais e com metais, são condutores de 
eletricidade em solução aquosa, em temperatura ambiente são encontrados no estado sólido, alguns deles possuem 
grande capacidade de formar cristais com moléculas de água, formando os sais hidratados. 
Os sais podem se classificar em ácidos, básicos, neutros, mistos ou hidratados. O que irá determinar sua 
natureza é a forma como apresenta seus íons. 
• Sal ácido: conhecido também como hidrogenossal, é formado por dois cátions e somente um ânion. 
Exemplo:NaHSO4 – mono-hidrogenossulfato de sódio 
Dissociação eletrolítica: Na+ H+ SO42- 
• Sal básico: ou hidróxissal, apresenta dois ânions e um cátion. 
Exemplo: Al(OH)Cl2 - cloreto monobásico de alumínio 
Dissociação eletrolítica: Al2+ (OH-) Cl2- 
• Sal neutro: são produtos da neutralização total de um ácido ou de uma base. Para identificá-los é só reparar 
na fórmula, não possuem H+ nem OH-. 
Exemplos: Sulfato de Bário (BaSO4) e Cloreto de Sódio (NaCl). 
Dissociação eletrolítica: Na+ Cl- 
• Sal misto: composto por dois cátions diferentes (exceto H+) ou dois ânions diferentes (exceto OH-). 
Exemplo: NaKSO4 - sulfato de sódio e potássio 
Dissociação eletrolítica: Na+ K+ SO42- 
Neste caso, o sal misto é formado por dois cátions diferentes. 
• Sal hidratado: no retículo cristalino desse sal são encontradas moléculas de água, e são elas que definem a 
nomenclatura do sal. Se o número de moléculas de água for cinco, temos: CuSO45H2O – sulfato de cobre II 
penta-hidratado. 
 
Nomenclatura dos sais 
Os nomes dos sais são formados pela mudança de sufixos que provém do ácido que originou o ânion 
participante do sal. 
Sufixo do ácido Sufixo do ânion 
-idrico -eto 
-ico -ato 
-oso -ito 
Nome do sal ..................... de ....................... 
 nome do ânion nome do cátion 
KCl - cloreto de potássio 
NaCl - cloreto de sódio 
CaCl2 - cloreto de cálcio 
AgNO3 - nitrato de prata 
CuSO4 - sulfato de cobre 
CaCO3 - carbonato de cálcio 
 
Classificação e Nomenclatura dos Óxidos 
Quase todos os elementos químicos existentes, com raras exceções, possuem facilidade de ligar-se ao 
elemento Oxigênio formando óxidos. Toda espécie binária (que possui dois elementos distintos), que possui o oxigênio 
como elemento mais eletronegativo é considerado um óxido. Compostos formados entre o oxigênio e o flúor não são 
considerados óxidos, pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Há óxidos conhecidos que contém gases nobres 
em sua composição, por exemplo, o XeO e o XeO4, contudo, esses óxidos são formados em condições especiais, 
considerando que os elementos da família dos gases nobres são estáveis. A fórmula geral dos óxidos é representada 
da seguinte maneira: 
 
 
O oxigênio é altamente reativo, desse modo, podemos encontrar óxidos formados por metais e ametais. Os 
óxidos metálicos costumam possuir caráter iônico, já os óxidos formados por ametais possuem normalmente caráter 
covalente. 
Devido à grande diversidade de óxidos que podem ser formados, podemos classificar os mesmos de acordo 
com as características dos elementos que se ligam ao Oxigênio para formar o óxido. Eles podem ser: ácidos, básicos, 
neutros e anfóteros. 
1. Óxidos básicos: o metal presente em sua fórmula pode apresentar “carga elétrica” +1 e +2, ou seja, possuir caráter 
iônico. Exemplos: Na2O (Óxido de sódio), BaO (Óxido de bário). Em razão dessa propriedade, estes compostos 
reagem com ácidos e originam sal e água. Veja o processo: 
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 
óxido básico + ácido → sal + água 
2. Óxidos neutros: são compostos por ametais, eles não reagem com água, ácido ou base, em razão da ligação 
covalente que une seus componentes, daí o porquê de serem chamados de óxidos inertes. Exemplos: monóxido de 
dinitrogênio (N2O), monóxido de carbono (CO). 
 
3. Óxidos ácidos: também conhecidos como anidridos de ácidos, são formados por ametais e apresentam caráter 
covalente. Na presença de água produzem ácidos e na presença de bases originam sal e água. Exemplo: CO2 (dióxido 
de carbono ou gás carbônico), SO2 (óxido de enxofre). 
 
4. Óxidos duplos ou mistos:a combinação de dois óxidos de um mesmo elemento dá origem a esse tipo de óxido. 
Exemplo: magnetita (Fe3O4), junção dos óxidos Ferro (Fe) e Oxigênio (O). Aplicação: ímã natural. 
 
5. Óxidos anfóteros: apresentam ambiguidade, na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos, e na 
presença de uma base, como óxidos ácidos. Exemplos: óxido de Alumínio (Al2O3), óxido de zinco (ZnO). 
 
6. Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O2)2- . Exemplos: Água oxigenada (H2O2) e Peróxido 
de sódio (Na2O2). 
 
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. São 
aplicados na indústria como alvejantes para clarificar tecidos e polpa de celulose (confecção de papel). 
 
7. Nomenclatura dos óxidos 
A nomenclatura dos óxidos é realizada segundo regra proposta pela União Internacional da Química Pura e 
Aplicada (IUPAC): 
Óxido + de + nome do elemento 
 
Para realizá-la corretamente, devemos levar em consideração a natureza do óxido, isto é, se ele é iônico ou 
molecular. 
 
• Óxidos iônicos: São óxidos que apresentam um metal na sua constituição, sendo formados, por isso, por 
ligações iônicas. Na regra de nomenclatura dos óxidos, sempre indicamos o NOX do metal, caso ele não tenha 
NOX fixo. 
 
Óxido + de + nome do elemento+ algarismo romano referente ao NOX 
 
OBS.: Nos metais de NOX fixo (metais alcalino terrosos, metais da família do boro, prata e zinco), os valores são: 
família IA (NOX = +1), IIA (NOX = +2), IIIA (NOX = +3) ou os elementos zinco e prata (NOX = +1). 
Exemplos: 
→ CaO – O elemento cálcio pertence à família IIA (possui NOX fixo +2). Logo, o nome do composto é óxido de cálcio. 
→ Ag2O – O elemento prata possui NOX fixo +1. Logo, o nome do composto é óxido de prata. 
→ Fe2O3 – Esse óxido iônico apresenta índice numérico nos dois elementos. Isso acontece porque as cargas dos 
elementos foram cruzadas. Assim, como o NOX do oxigênio é sempre -2 (nos óxidos), podemos afirmar que o NOX do 
ferro é +3. Logo, o nome do composto é óxido de ferro III. 
→ CrO3 – Quando na fórmula de um óxido houver apenas um índice numérico, devemos calcular o NOX do elemento 
que acompanha o oxigênio (NOX = -2) utilizando a seguinte expressão: 
NOX do Cr + NOX do O = 0 
 
 
OBS.: Não podemos nos esquecer jamais de multiplicar o NOX do elemento pelo seu índice na fórmula. 
NOX do Cr.1 + 3. (-2) = 0 
NOX do Cr – 6 = 0 
NOX do Cr = +6 
Logo, o nome do composto é óxido de crômio VI. 
 
→ PbO2 – Nessa fórmula também temos apenas um índice numérico e, por isso, devemos calcular o NOX do elemento 
que acompanha o oxigênio (NOX = -2). 
NOX do Pb + NOX do O = 0 
NOX do Pb.1 + 2. (-2) = 0 
NOX do Pb – 4 = 0 
NOX do Pb = +4 
Logo, o nome do composto é óxido de chumbo IV. 
 
• Óxidos moleculares: são óxidos que não apresentam um metal na sua constituição, sendo formados, por 
isso, por ligações covalentes. Para eles, a regra de nomenclatura inclui prefixos que indicam a quantidade de 
átomos de cada elemento na molécula do óxido. 
Prefixo + óxido + de + prefixo + nome do elemento 
Exemplos: 
→ P2O5 – O óxido apresenta dois (prefixo di) átomos do elemento fósforo e cinco (prefixo penta) átomos do oxigênio 
(óxido). Logo, seu nome é pentóxido de difósforo. 
→ Cl2O7 – O óxido apresenta dois (prefixo di) átomos do elemento cloro e sete (prefixo hepta) átomos do oxigênio 
(óxido). Logo, seu nome é heptóxido de dicloro. 
→ SO3 – O óxido apresenta um (prefixo mono, que é opcional) átomo do elemento enxofre e três (prefixo tri) átomos 
do oxigênio (óxido). Logo, seu nome é trióxido de enxofre. 
→ CO – O óxido apresenta um (prefixo mono, que é opcional) átomo do elemento carbono e um (prefixo mono) átomo 
do oxigênio (óxido). Logo, seu nome é monóxido de carbono. 
 
Atividades de Química – Aula 1 e 2 
 
1. (UFPA) Considerando a equação química: 
 
 
os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: 
a) óxido, base, sal e óxido. 
b) sal, base, sal e hidreto. 
c) ácido, sal, óxido e hidreto. 
d) óxido, base, óxido e hidreto. 
e) base, ácido, óxido e óxido. 
 
2. (Cefet-PR) Algumas substâncias químicas são conhecidas por nomes populares. Assim temos, por 
exemplo, sublimado corrosivo (HgCl2), cal viva (CaO), potassa cáustica (KOH) e espírito de sal (HCl). O 
sublimado corrosivo, a cal viva, a potassa cáustica e o espírito de sal pertencem, respectivamente, às 
funções: 
a) ácido, base, óxido, ácido. 
b) sal, sal, base, ácido. 
c) ácido, base, base, sal. 
d) sal, óxido, base, ácido. 
e) ácido, base, sal, óxido. 
 
3. Relacione as fórmulas dos compostos inorgânicos com os seus respectivos nomes: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Identifique a alternativa que apresenta somente diácidos: 
a) H2S, H2SO4, H3PO4, H3PO3. 
b) HCN, H2S, H3PO4, H3PO3. 
c) H2S, H2SO4, H2CO3, H3PO3. 
d) HCl, H2S, H2SO4, H3PO3. 
e) H2SO4, H2SO3, HNO3, H3PO2. 
 
5. A cal viva é um material muito usado por pedreiros, pintores e agricultores, representada pela fórmula 
CaO. Verifique que função está representada. 
a) Sal. 
b) Hidreto metálico. 
c) Óxido. 
d) Ácido. 
e) Base. 
 
6. O vidro cristal e o vidro comum têm uma estrutura molecular de desenho praticamente idêntico: a 
diferença está nos elementos químicos que compõem essa estrutura, afirmar Oscar Peitl Filho, professor de 
engenharia de materiais da Universidade Federal de São Carlos.Também conhecido como vidro de cal-soda 
ou soda-cal, o vidro comum é feito de areia (sílica), soda (óxido de sódio), cal (óxido de cálcio) e óxido de 
alumínio. Já na composição do vidro cristal entra apenas a sílica e o óxido de chumbo, substância que dá 
mais brilho e maior peso ao produto. Observando o texto acima, podemos afirmar que: 
a) o óxido de sódio tem fórmula NaO. 
b) o óxido de cálcio é um óxido ácido ou anidrido. 
c) a fórmula do óxido de alumínio é Al2O3. 
d) todos os óxidos presentes no vidro comum ou vidro cristal são óxidos ácidos. 
e) o óxido de chumbo é um óxido molecular. 
 
7. (Mackenzie-SP) O ácido que é classificado como oxiácido, diácido e é formado por átomos de três 
elementos químicos diferentes é: 
a) H2S 
b) H4P2O7 
c) HCN 
d) H2SO3 
e) HNO3 
 
8. Qual entre os ácidos a seguir pode ser considerado um oxiácido? 
a) HCN 
b) HF 
c) HNC 
d) HBrO2 
e) HCl 
 
9. Escreva as fórmulas das bases apresentadas abaixo e, em seguida, indique a solubilidade e a força de 
cada uma: 
a) Hidróxido de lítio 
b) Hidróxido de potássio 
c) Hidróxido de cálcio 
d) Hidróxido de bário 
e) Hidróxido de ferro III 
f) Hidróxido de ferro II 
g) Hidróxido cuproso ou cobre I 
 
10. Dê os nomes das bases abaixo e classifique-as segundo os seguintes critérios: número de hidroxilas, 
força e solubilidade. 
a) KOH 
b) Zn(OH)2 
c) Mg(OH)2 
d) Ni(OH)3 
e) Ca(OH)2 
f) LiOH 
 
11. Escreva as fórmulas das bases a seguir: 
Hidróxido de lítio 
Hidróxido de potássio 
Hidróxido de estrôncio 
Hidróxido de bário 
Hidróxido de ferro II 
Hidróxido de ferro III 
Hidróxido cuproso 
Hidróxido de cobre II 
Hidróxido de cobre I 
Hidróxido cúprico 
Hidróxido de amônio 
Hidróxido férrico 
Hidróxido ferroso 
Hidróxido plúmbico 
Hidróxido plumboso 
Hidróxido de chumbo IV 
Hidróxido de chumbo II