SAIS E ÓXIDOS

SAIS
 

Em química, um sal é um composto iônico que em água se dissocia num cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- [1]. Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:

Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:
2 NaOH + H2SO4Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:
Mg + H2SO4MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:
CO2 + CaOCaCO3

Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F-, ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO42-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO).

Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida ou elevada dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana [2].

[editar] Formulação

A fórmula empírica de um sal é determinada pelo número de ions, e sua cargas positivas e negativas. A fórmula empírica é uma expressão que representa a proporção mais simples na que estão presentes os átomos que formam um composto químico. Pode coincidir ou não com a fórmula molecular, que indica o número de átomos presentes na molécula.[3]

A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion. A fórmula química é uma representação de um composto químico.[4][3]

Cátion
monovalentebivalentetrivalente
Potássio, K+Cálcio, Ca2+Ferro, Fe3+
Natrium, Na+Magnésio, Mg2+Alumínio, Al3+
Amônea, NH4+Ferro, Fe2+
Ânion
monovalentebivalenteóxidometálico
Fluoreto, FÓxidos, O2−Carbonatos, CO32−Cromato, CrO42−
Cloreto, ClSulfeto, S2−Sulfato, SO42−Permanganato, MnO4
Brometo, BrFosfato, PO43−complexo
Iodeto, INitrato, NO3Ferrocianeto, [FeII(CN)6]4−

[editar] Nomenclatura

Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem. O nome de um sal normal deriva dos nomes do ácido e da base que lhes dão origem. Para um sal ser nomeado, é suficiente alterar a terminação do nome do ácido correspondente conforme tabela:[5]:

Terminação do ácidoTerminação do ânionExemplo de ânionExemplo de sal
-ídrico-etoácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-)cloreto de sódio (NaCl)
-ico-atoácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO43-)fosfato de magnésio (Mg3(PO43-)2)
-oso-itoácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO32-)sulfito de potássio

[editar] Usando a regra do número de oxidação

A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:

Nome do ácidoNúmero de oxidaçãoÂnion (átomo central)
hipo...oso+1,+2hipo...ito
...oso+3, +4...ito
...ico+5, +6...ato
per...ico+7per...ato

[editar] Tipos de Sais

A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos, básicos, neutros, mistos ou hidratados [6].

Sal ácido (hidrogeno-sal) é formado por dois cátions e somente um ânion; o básico (hidróxi-sal) apresenta dois ânions e um cátion; o sal neutro é caracterizado pela neutralização total de um ácido ou de uma base, ou seja estão isentos de íons H+ e OH-, com consequente ausência na fórmula dos íons H+ e OH-; o sal misto é composto por dois cátions ou dois ânions diferentes; o sal hidratado é aquele que na sua composição é encontrado água. As moléculas de água ficam localizadas no retículo cristalino da estrutura salina.

[editar] Propriedades dos sais

Muitos sais são sólidos à temperatura ambiente apresentando elevado ponto de fusão. Alguns sais são bastante duros e todos são quebradiços, pois são sólidos cristalinos.

Muitos sais são solúveis em água e insolúvel em solventes orgânicos.

Os chamados sais neutros não alteram o pH de uma solução, o cloreto de sódio é o melhor exemplo deste tipo de sal. Outros sais podem levantar ou baixar o pH de uma solução, dependendo da de sua acidez ou alcalinidade.

Cristais de sal secos são isolantes elétricos. Sais em soluções aquosas ou fundidos são condutores de corrente elétrica.

[editar] Reações de sais inorgânicos

[editar] Reação de ácidos e bases

São os sais formados na reação entre ácidos e bases. Alguns sais provenientes deste processo são pouco solúveis em água, mantendo-se como sólidos. Também no processo de evaporação da água, o sal obtido também é um sólido. Exemplos de reações:

ácido + base → sal + água
\mathrm {\ HCl_{(aq)} + NaOH _{(aq)} \longrightarrow \ NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}}
ácido clorídrico + hidróxido de sódiocloreto de sódio + água
\mathrm {\ H_2SO_{4(aq)} + Ba(OH)_{2(aq)} \longrightarrow \ BaSO_{4(s)} + 2 \ H_2O_{(l)}}
ácido sulfúrico + hidróxido de báriosulfato de bário + água

[editar] Reações de sais com outros sais

Alguns sais podem ser obtidos a partir de dois outros sais. Por mistura de soluções aquosas de dois sais, pode ser formado um terceiro sal na forma de um sólido. Isto só é possível se o novo sal é menos solúvel, que os dois sais que participaram da reação química. Exemplos de reações:

solução salina A + solução salina B → sal C + solução salina D
\mathrm {\ NaCl_{(aq)} + AgNO_{3(aq)} \longrightarrow AgCl_{(s)} + NaNO_{3(aq)}}
cloreto de sódio + nitrato de pratacloreto de prata + nitrato de sódio
\mathrm {CaCl_{2(aq)} + Na_2CO_{3(aq)} \longrightarrow \ CaCO_{3(s)} + 2\ NaCl_{(aq)}}
cloreto de cálcio + carbonato de sódiocarbonato de cálcio + cloreto de sódio

[editar] Reação com óxidos

Óxidos de metais tendem a formar hidróxidos com água. Sob condições ácidas, eles reagem como óxidos de metal, e são insolúveis em água pura. Exemplos de reações:

óxido + ácido → sal + água
\mathrm {CuO_{(s)} + H_2SO_{4(aq)} \longrightarrow \ CuSO_{4(aq)} + H_2O}
óxido de cobre (II) + ácido sulfúricosulfato de cobre + água

[editar] Lista de sais

 
 
ÓXIDOS
 
 

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).

Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

Índice

[esconder]

[editar] Óxidos básicos

[editar] Definição

São óxidos (definição de oxigênio em que a tabela periódica se encontra em organelas, assim relatado por Henrique Gondin 1456) em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:

  • Na2O - óxido de Sódio
  • CaO - óxido de cálcio (cal viva)
  • BaO - óxido de bário (barita)
  • CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
  • Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
  • FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

São também compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico,exceto o flúor.

[editar] Reações

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos:

Na2O + H2O  \rightarrow 2NaOH
K2O + H2O  \rightarrow 2KOH
CaO + H2O  \rightarrow Ca(OH)2
FeO + H2O  \rightarrow Fe(OH)2
Na2O + 2HNO3  \rightarrow 2NaNO3 + H2O
Cu2O + 2HCl  \rightarrow 2CuCl + H2O
CaO + H2SO4  \rightarrow CaSO4 + H2O
3FeO + 2H3PO4  \rightarrow Fe3(PO4)2 + 3H2O

[editar] Óxidos ácidos ou anidridos

[editar] Definição

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

obs o pra ser oxido o oxigenio deve ser o mais eletronegativo

[editar] Reações

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO2 + H2O  \rightarrow H2SO3
P2O5 + 3H2O  \rightarrow 2H3PO4
N2O3 + H2O  \rightarrow 2HNO2
CO2 + H2O  \rightarrow H2CO3
SO2 + 2KOH  \rightarrow K2SO3 + H2O
P2O5 + 6LiOH  \rightarrow 2Li3PO4 + 3H2O
N2O3 + Ba(OH)2  \rightarrow Ba(NO2)2 + H2O
CO2 + Ca(OH)2  \rightarrow CaCO3 + H2O

[editar] Óxidos anfóteros

[editar] Definição

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.

[editar] Reações

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H2SO4  \rightarrow ZnSO4 + H2O
ZnO + 2KOH  \rightarrow K2ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl  \rightarrow 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH  \rightarrow 2NaAlO2 + H2O

Alguns dos ânions formados são:

[editar] Óxidos neutros

[editar] Definição

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

[editar] Óxidos duplos ou mistos

[editar] Definição

São aqueles que originam dois sais ao serem aquecidos.

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4

Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl ----> 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

[editar] Peróxidos

Definição

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.

Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas. Exemplos:

  • Na2O2
  • BaO2

[editar] Superóxidos

Sao oxidos ionicos que apresentam o ion do oxigenio com numero de oxidacao igual a -1/2.

[editar] Nomenclatura

[editar] Óxidos de metais

Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga

Na2O  \rightarrow Óxido de sódio

ZnO  \rightarrow Óxido de zinco

Al2O3  \rightarrow Óxido de alumínio

Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe2O3  \rightarrow Óxido de ferro III

SnO2  \rightarrow Óxido de estanho IV

Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.

Fe2O3  \rightarrow Óxido férrico

FeO  \rightarrow Óxido ferroso

Cu2O  \rightarrow Óxido cuproso

CuO  \rightarrow Óxido cúprico

SnO  \rightarrow Óxido estanoso

SnO2  \rightarrow Óxido estânico

[editar] Óxidos de ametais

[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO3  \rightarrow Trióxido de (Mono)Enxofre

N2O5  \rightarrow Pentóxido de Dinitrogênio

[editar] Óxidos ácidos ou anidridos

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) \rightarrow prefixo HIPO + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Hipoiodoso \rightarrow I2O \rightarrow NOX do Iodo = +1

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) \rightarrow + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Iodoso \rightarrow I2O3 \rightarrow NOX do Iodo = +3

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) \rightarrow + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Iódico \rightarrow I2O5 \rightarrow NOX do Iodo = +5

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) \rightarrow prefixo HIPER/PER + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Periódico \rightarrow I2O7 \rightarrow NOX do Iodo = +7

SO3  \rightarrow Anidrido Sulfúrico

SO2  \rightarrow Anidrido Sulfuroso

Exceção:

CO2  \rightarrow dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico

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