Funções Inorgânicas – Óxidos

Nesse último resumo de funções inorgânicas vamos estudar os óxidos. Para entender os outras funções inorgânicas, leia nossos outros resumos: Ácidos e Bases e Sais.
Óxidos podem ser definidos como compostos formados por oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor. Compostos com oxigênio e flúor não entram para a classificação dos óxidos por apresentarem propriedades distintas.
Os óxidos podem ser classificados como ácidos, básicos, neutros, anfóteros ou peróxidos e possuem algumas regras para nomeá-los que veremos a seguir.

Óxidos ácidos ou anidridos

São compostos que reagem com água formando ácidos e reagem com bases formando sal e água. Podem ser formados por ametais ou metais com números de oxidação elevados. São compostos moleculares geralmente solúveis em água. A maioria dos óxidos ácidos formados por ametais são gasosos à temperatura ambiente.
Exemplos:
SO3 + H2O →H2SO4
SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
CrO3 + H2O → H2CrO4
CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + H2O

Óxidos básicos

São compostos que reagem com água produzindo base e reagem com ácido produzindo sal e água. São formados por metais com números de oxidação baixos (+1, +2 ou +3). São compostos iônicos e, portanto, geralmente sólidos à temperatura ambiente. São pouco solúveis em água, com exceção dos óxidos formados por metais alcalinos e alcalino terrosos.
Exemplos:
CaO + H2O → Ca(OH)2
CaO + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O

Óxidos neutros ou indiferentes

São óxidos que não reagem com água nem com ácidos e também não reagem com bases. São formados por ametais e, portanto por ligações covalentes. São gasosos à temperatura ambiente. Os mais comuns são CO, N2O e NO.

Óxidos anfóteros

Reagem com ácidos ou bases produzindo sal e água. Não reagem com água. Podem ser formados por metais e semimetais. São iônicos, geralmente são sólidos à temperatura ambiente e insolúveis em água.
Exemplos: SnO2, SnO, Al2O3, PbO e PbO2.
ZnO + 2HCl →ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Peróxidos

Reagem com água ou ácido diluído formando peróxido de hidrogênio (H2O2). Nos peróxidos o oxigênio possui número de oxidação -1, enquanto que nos demais óxidos o oxigênio tem numero de oxidação -2.
Exemplos: K2O2, BaO2.
Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2

Nomenclatura

De uma maneira geral, para nomear os óxidos, podemos dividi-los em dois grandes grupos: os moleculares e os iônicos.

Óxidos moleculares

São compostos formados por ametais e oxigênio unidos através de ligações covalentes.
Devemos indicar os números de átomos de oxigênio e do ametal presentes na estrutura por um prefixo (mono, di, tri, etc.) como mostra o esquema.

O prefixo mono pode ser omitido.
Exemplos: NO – monóxido de mononitrogênio ou óxido de nitrogênio.
NO2 – dióxido de nitrogênio
N2O – óxido de dinitrogênio
N2O3 – trióxido de dinitrogênio
Cl2O6 – hexóxido de dicloro

Óxidos iônicos

São compostos formados por metais unidos ao oxigênio através de ligações iônicas.

Exemplos: CaO – óxido de cálcio
Na2O – óxido de sódio
No caso em que os metais tenha duas cargas possíveis, nós podemos indicar a carga em algarismos romanos e entre parênteses ou conforme o esquema a seguir.

Exemplos: FeO – óxido ferroso ou óxido de ferro (II)
Fe2O3 – óxido férrico ou óxido de ferro (III).
Para os óxidos ácidos ou anidridos temos outra possibilidade de nomenclatura:

Exemplos: SO3 – anidrido sulfúrico
SO2 – anidrido sulfuroso.
No caso dos peróxidos devemos substituir a palavra óxido por peróxido:

Exemplos: Na2O2 – peróxido de sódio.
BaO2 – peróxido de bário.
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Funções Inorgânicas – Sais

Continuamos nossa série de resumos sobre funções inorgânicas e aqui abordaremos os sais. Se quiser saber sobre outras funções importantes consulte nosso resumo anterior sobre ácidos e bases e leia nosso próximo resumo sobre óxidos!
Os sais podem ser definidos como compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH.
Eles podem ser classificados como neutros, ácidos, básicos, mistos, hidratados ou complexos e possuem uma regra geral de nomenclatura como veremos a seguir.

Classificação de sais

Neutros ou Normais

São formados da neutralização total de um ácido com uma base, resultando em um sal que não apresenta H+ nem OH em sua estrutura.
Exemplos: NaCl, Ba(SO4)2, CaCO3, etc.

Ácidos ou Hidrogeno-sais

São compostos originários da neutralização parcial dos ácidos e por isso possuem H+ ionizáveis em suas estruturas.
Exemplos: NaHCO3, NaHPO4, etc.

Básicos ou Hidroxi-sais

Analogicamente aos sais ácidos, esses sais também são originários da neutralização parcial, mas agora das bases, por esse motivo possuem OH em suas estruturas.
Exemplos: Al(OH)2Cl; Ca(OH)NO3, etc.

Mistos ou Duplos

São sais originários de dois ácidos ou de duas bases e que, portanto, possuem dois ânions ou dois cátions distintos e diferentes de H+ e OH.
Exemplos: KNaSO4, CaClBr, etc.

Hidratados ou Hidratos

Sais que possuem uma ou mais moléculas de água em sua estrutura.
Exemplos: CuSO4.5H2O, Na2SO4.10H2O, etc.

Complexos

Esses sais possuem um ânion ou um cátion complexo em sua estrutura. Um íon complexo é formado por um átomo central (geralmente metal de transição) ligado covalentemente a moléculas ou íons.
Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4.

Nomenclatura

Os nomes de todos os sais seguem uma regra geral:

Para nomear o ânion precisamos conhecer o ácido de origem e modificar a terminação segundo o esquema:

Exemplo: NaCl – ânion Cl, proveniente do HCl (ácido clorídrico), então o ânion será cloreto. O nome do cátion será o nome do elemento, ou seja, sódio. Portanto, o nome será cloreto de sódio.
Caso seja um sal duplo devemos escrever os nomes dos dois cátions ou dos dois ânions respeitando o esquema geral.
Exemplos: CaClBr – cloreto-brometo de cálcio.
KNaSO4 – sulfato de sódio e potássio.
Para os sais ácidos e básicos precisamos indicar o número de H+ ou OH antes do nome do sal.
Exemplos:
NaH2PO4 – di-hidrogeno – fosfato de sódio
NaHCO3 – (mono)-hidrogeno-carbonato de sódio.
Al(OH)2Cl – di-hidróxi-cloreto de alumínio.
Ca(OH)NO3 – (mono)-hidróxi-nitrato de cálcio.
Note que caso haja apenas um H+ ou um OH o prefixo mono pode ser omitido.
Para nomear os sais hidratados também devemos indicar o número de moléculas de água.
Exemplos: CuSO4.5H2O – sulfato de cobre (II) pentaidratado.
Na2SO4.10H2O – sulfato de sódio decaidratado.
OBS: A nomenclatura dos sais complexos segue o esquema geral apresentado acima, mas com nomes específicos de cátions e ânions que fogem da discussão do Ensino Médio.

Exercício de aplicação:

(ENEM) – Devido ao seu alto teor de sais, a água do mar é imprópria para o consumo humano e para a maioria dos usos da água doce. No entanto, para a indústria, a água do mar é de grande interesse, uma vez que os sais presentes podem servir de matérias–primas importantes para diversos processos. Nesse contexto, devido a sua simplicidade e ao seu baixo potencial de impacto ambiental, o método da precipitação fracionada tem sido utilizado para a obtenção dos sais presentes na água do mar.

Suponha que uma indústria objetiva separar determinados sais de uma amostra de água do mar a 25 ºC, por meio da precipitação fracionada. Se essa amostra contiver somente os sais destacados na tabela, a seguinte ordem de precipitação será verificada:
a) Carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.
b) Brometo de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, sulfato de cálcio e, por último, carbonato de cálcio.
c) Cloreto de magnésio, sulfato de magnésio e cloreto de sódio, sulfato de cálcio, carbonato de cálcio e, por último, brometo de sódio.
d) Brometo de sódio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio e, por último, cloreto de magnésio.
e) Cloreto de sódio, sulfato de magnésio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.
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Funções Inorgânicas – Ácidos e Bases

Nesse resumo vamos estudar ácidos e bases de acordo com a teoria do cientista Svante August Arrhenius.

Ácidos

Segundo Arrhenius, ácidos são compostos que ao serem dissolvidos em água (fenômeno de ionização) liberam H+ como único cátion.

Classificação dos ácidos

Hidrácidos ou oxiácidos

Os hidrácidos não contêm oxigênio (HCl, H2S, etc) e o oxiácidos possuem oxigênio em sua molécula (H2SO4, HNO3, etc);

Fortes, moderados ou fracos

Um ácido forte possui um grau de dissociação alto, o que significa que, ao ser dissolvido em água, mais que 50% de suas moléculas se ionizam. É o caso do HCl, H2SO4, etc.
O grau de ionização de um ácido semiforte ou moderado fica entre 5 e 50%, como por exemplo HF, H3PO4.
Já um ácido fraco possui grau de ionização menor de 5% (HCN, H2CO3, etc.).

Nomenclatura

Hidrácidos


Exemplos:
HF – ácido fluorídrico
HI – ácido iodídrico
HCN – ácido cianídrico

Oxiácidos

Quando um elemento forma apenas um oxiácido

Quando um elemento forma dois oxiácidos

Aqui precisamos nos atentar ao número de oxidação (Nox) do elemento central.

Exemplos: HNO3 – ácido nítrico (Nox (N) = +5)
HNO2 – ácido nitros (Nox(N) = +3)
H2SO4 – ácido sulfúrico (Nox(S) = +6)
H2SO3 – ácido sulfuroso (Nox(S) = +4)

Quando um elemento forma três ou quatro oxiácidos

Também precisamos conhecer o número de oxidação (Nox) do elemento central.

Exemplos:
HClO4 – ácido perclórico (Nox(Cl) = +7)
HClO3 – ácido clórico (Nox(Cl) = +5)
HClO2 – ácido cloroso (Nox(Cl) = +3)
HClO – ácido hipocloroso (Nox(Cl) = +1)

Ácidos importantes

H2SO4 – ácido sulfúrico – é o ácido mais utilizado pela indústria e seu consumo pode indicar o desenvolvimento industrial de um país. Líquido à temperatura ambiente, pode causar queimaduras graves ao entrar em contato com a pele. Utilizado em baterias de automóveis, produção de fertilizantes agrícolas, refino de petróleo, etc.
HCl – ácido clorídrico –  na forma impura e em solução aquosa também é conhecido por ácido muriático. É um gás à temperatura ambiente, não inflamável, muito tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de corantes, tintas, couros, etc. Está presente no suco gástrico do nosso estômago.
HNO3 – ácido nítrico – líquido à temperatura ambiente, muito tóxico e corrosivo. Usado na produção de explosivos, corantes, medicamentos, etc.

Bases

Segundo a teoria de Arrehenius, bases são compostos que quando dissolvidos em água (fenômeno de ionização) liberam OH como único ânion. Geralmente tem-se um metal ligado ao ânion hidroxila (OH). Uma exceção importante é o NH4OH.

Classificação das Bases

Fortes ou fracas

A força de uma base está relacionada ao seu grau de ionização quando dissolvida em água.
Uma base forte se dissociará quase 100%, é o caso dos hidróxidos de metais alcalinos (família 1) e dos metais alcalino terrosos (família 2). Exceção para o Mg(OH)2 que é uma base fraca.
Bases de demais metais e NH4OH são fracas, nas quais a dissociação é inferior a 5%.

Solubilidade em água

São solúveis as bases de metais alcalinos e NH4OH.
As bases de metais alcalino terrosos são pouco solúveis e as demais bases são praticamente insolúveis.

Nomenclatura

Quando o elemento forma apenas uma base


Exemplos: NaOH – hidróxido de sódio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

Quando o elemento forma duas bases


Exemplos:
Fe(OH)3 – hidróxido férrico (Nox(Fe) = +3)
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso (Nox(Fe) = +2)
Cu(OH)2 – hidróxido cúprico (Nox(Cu) = +2)
CuOH – hidróxido cuproso (Nox(Cu) = +1)

Bases importantes

NaOH – hidróxido de sódio – também conhecido por soda cáustica. É sólido à temperatura ambiente, muito tóxico e corrosivo. Muito usado na indústria para a preparação de sabão, purificação de óleos vegetais e derivados de petróleo, etc.
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio – também chamado de água de cal. É sólido à temperatura ambiente e muito utilizado na construção civil na preparação da argamassa e pintura. Usado na agricultura como inseticida, fungicida e no tratamento de águas e esgoto.
NH4OH – hidróxido de amônio – não existe de forma isolada, na realidade é uma solução aquosa de NH3. Utilizado na limpeza doméstica, na produção do ácido nítrico, na indústria farmacêutica, como fertilizante, etc.
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