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Funções Inorgânicas
 

Funções Inorgânicas

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  • FICHA TÉCNICA QUÍMICA GERAL Substâncias e Funções Inorgânicas Condutividade Elétrica de Soluções Aquosas Conteúdo: Livro de Química na Abordagem do Cotidiano Vol. 1 (Tito Canto) - pg. 338 a 367 Objetivos Conhecer a diferença entre substâncias orgânicas e inorgânicas Analisar os conceitos de ácidos e bases Estrutura: Este módulo é composto por 52 slides e uma animação com tempo previsto para 2 horas aulas (1h 40 min) Contextualização:Ácidos e Bases do cotidiano e seus processo industrial e a relação desses com o desenvolvimento socioeconomico de um país. Interdisciplinaridade: Biologia – Equilibrio acido-base nos organismos Geografia - Indice socio-economico (industrilização e o uso de produtos químicos) Matemática – Conceito de função logaritimica (pH) Animção: Escala de pH Atividade Interativa: Acidos e Bases no Cotidiano Referencias Bibliográficas Tito e Canto Atikins REVID Infopédia
  • A escala de pH, em que “p” significa potencial e “H” hidrogênio, consiste numa escala algorítmica para exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. O conceito foi introduzido pela primeira em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939). Numa primeira aproximação, o pH de uma solução pode ser definido como o logarítmo decimal negativo da concentração de iões H + (-log 10 H + ) em que a concentração vem expressa em moles por decímetro cúbico. Isto significa que uma solução neutra a 25 ºC apresenta uma concentração em iões hidrogénio de 10 -7 mol/dm 3 , pelo que o pH é 7. Um pH inferior a 7 indica uma solução ácida e um pH superior a 7 indica uma solução alcalina ou básica. Mais precisamente, o pH depende não da concentração em iões hidrogénio, mas sim da sua actividade, que não pode ser medida experimentalmente. Para fins práticos, a escala de pH é definida usando um eléctrodo de hidrogénio na solução como metade de uma pilha, com um eléctrodo de referência (geralmente um eléctrodo de calomelanos) como a outra meia pilha. O pH é então dado pela seguinte expressão: (E-E R )F/2,303RT, onde E a força electromotriz da pilha e E R o potencial eléctrodo padrão do eléctrodo de referência e F a constante de Faraday. O pH pode ser medido de forma aproximada com o auxílio de indicadores, que experimentam viragens de cores a determinados valores de pH. (INFOPÉDIA)
  • A escala de pH, em que “p” significa potencial e “H” hidrogênio, consiste numa escala algorítmica para exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. O conceito foi introduzido pela primeira em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939). Numa primeira aproximação, o pH de uma solução pode ser definido como o logarítmo decimal negativo da concentração de iões H + (-log 10 H + ) em que a concentração vem expressa em moles por decímetro cúbico. Isto significa que uma solução neutra a 25 ºC apresenta uma concentração em iões hidrogénio de 10 -7 mol/dm 3 , pelo que o pH é 7. Um pH inferior a 7 indica uma solução ácida e um pH superior a 7 indica uma solução alcalina ou básica. Mais precisamente, o pH depende não da concentração em iões hidrogénio, mas sim da sua actividade, que não pode ser medida experimentalmente. Para fins práticos, a escala de pH é definida usando um eléctrodo de hidrogénio na solução como metade de uma pilha, com um eléctrodo de referência (geralmente um eléctrodo de calomelanos) como a outra meia pilha. O pH é então dado pela seguinte expressão: (E-E R )F/2,303RT, onde E a força electromotriz da pilha e E R o potencial eléctrodo padrão do eléctrodo de referência e F a constante de Faraday. O pH pode ser medido de forma aproximada com o auxílio de indicadores, que experimentam viragens de cores a determinados valores de pH. (INFOPÉDIA)
  • A escala de pH, em que “p” significa potencial e “H” hidrogênio, consiste numa escala algorítmica para exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. O conceito foi introduzido pela primeira em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939). Numa primeira aproximação, o pH de uma solução pode ser definido como o logarítmo decimal negativo da concentração de iões H + (-log 10 H + ) em que a concentração vem expressa em moles por decímetro cúbico. Isto significa que uma solução neutra a 25 ºC apresenta uma concentração em iões hidrogénio de 10 -7 mol/dm 3 , pelo que o pH é 7. Um pH inferior a 7 indica uma solução ácida e um pH superior a 7 indica uma solução alcalina ou básica. Mais precisamente, o pH depende não da concentração em iões hidrogénio, mas sim da sua actividade, que não pode ser medida experimentalmente. Para fins práticos, a escala de pH é definida usando um eléctrodo de hidrogénio na solução como metade de uma pilha, com um eléctrodo de referência (geralmente um eléctrodo de calomelanos) como a outra meia pilha. O pH é então dado pela seguinte expressão: (E-E R )F/2,303RT, onde E a força electromotriz da pilha e E R o potencial eléctrodo padrão do eléctrodo de referência e F a constante de Faraday. O pH pode ser medido de forma aproximada com o auxílio de indicadores, que experimentam viragens de cores a determinados valores de pH. (INFOPÉDIA)
  • FICHA TÉCNICA QUÍMICA GERAL Substâncias e Funções Inorgânicas SAIS Conteúdo: Livro de Química na Abordagem do Cotidiano Vol. 1 (Tito Canto) - pg. 368 a 392 Objetivos Estrutura: Este módulo é composto por xx slides e xx animação com tempo previsto para xx horas aulas (xxxxxx) Contextualização: Interdisciplinaridade Animação e/ou Atividade Interativa
  • FICHA TÉCNICA QUÍMICA GERAL Substâncias e Funções Inorgânicas ÓXIDOS Conteúdo: Livro de Química na Abordagem do Cotidiano Vol. 1 (Tito Canto) - pg. ....................... Objetivos Estrutura: Este módulo é composto por xx slides e xx animação com tempo previsto para xx horas aulas (xxxxxx) Contextualização: Interdisciplinaridade: Animação e/ou Atividade Interativa
  • Efeito estufa A Terra recebe constantemente energia do Sol, principalmente na forma de luz ou radiações visíveis. Parte dela é absorvida pela superfície terrestre, enquanto outra parte é refletida pela própria superfície, na forma de radiações infravermelhas (não-visíveis). Uma quantidade dessas radiações infravermelhas, por sua vez, é absorvida pela atmosfera, e o restante é emitido de volta para o espaço. Essa distribuição da energia solar é natural e permite que a superfície da Terra apresente temperatura média de 15 ºC. Qualquer alteração na quantidade de energia envolvida nesse processo acarretará mudanças no nosso clima. O gás carbônico (CO2), presente no ar, tem a propriedade de absorver radiações infravermelhas. Ele age como um “cobertor” e evita que essas radiações escapem para o espaço. No entanto, a concentração de CO2 na atmosfera tem aumentado de maneira significativa e, segundo previsões científicas, ela pode dobrar nos próximos anos. Esse aumento afetaria o clima do mundo, podendo provocar o derretimento do gelo das calotas polares e elevar o nível dos oceanos de 5 a 6 metros, o que inundaria várias regiões costeiras e produziria um aumento de até 5 ºC na temperatura da superfície da Terra. Dessa maneira, pode-se concluir que, quanto maior for a concentração de CO2 na atmosfera, maior será a absorção de energia de radiações infravermelhas, o que acarretará maior aquecimento da Terra e aumento descontrolado do efeito estufa. É importante ressaltar que outros gases, como o CH4, o CFC e o N2O, encontrados na atmosfera, também contribuem para o efeito estufa; porém, o CO2 é o principal responsável, contribuindo aproximadamente com 55% deste fenômeno.

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    • Por que precisamos conhecer este assunto?
    • O que precisamos conhecer previamente?
    Este capítulo desenvolve a introdução sobre ácidos e bases dada no capítulo anterior que tratou do estudo das soluções eletroliticas. Também são ilustrados os princípios da termodinamica e do equilibrio químico. Em menor extensão, são usados os conceitos de ligação de hidrogênio, de polaridade de ligações e de força de ligações. Ácidos e bases são os dois tipos mais comuns de substâncias no laboratório e no mundo cotidiano. Precisamos saber reconhecê-los, quais são as suas reações características e por que eles são substâncias químicas tão importantes. Veremos que a coNservação das concentrações dos ácidos e das bases dentro de certos limites em células de plantas e de animais é necessária para a sobrevivências dos organismos vivos, e que o controle da acidez das águas da chuva, das águas naturais dos lagos e rios, e da água corrente fornecida nas cidades é necessário para manter a sociedade humana. Ficha Técnica
  • Veja as próximas cenas deste capítulo ...
    • Todos os alimentos de sabor azedo apresentam algo em comum: um certo íon, que é o responsável por esse sabor. Que íon será esse?
    • Você sabia ? Que existe uma relação entre o índice de desenvolvimento de um país com a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica ?
    • Você sabe o que é a “chuva ácida” ?
    Introdução
  • Podem ser Exemplos que necessariamente exemplos exemplos Substâncias Orgânicas Inorgânicas
    • metano, CH 4
    • metanol, CH 3 OH
    • etano, C 2 H 6
    • etanol, CH 3 CH 2 OH
    • benzeno, C 6 H 6
    • ácido acético, CH 3 COOH
    • acetona, CH 3 COCH 3
    • éter comum, CH 3 CH 2 OCH 2 CH 3
    • clorometano, CH 3 Cl
    • diclorometano, CH 2 Cl 2
    • clorofórmio, CHCl 3
    • metilamina, CH 3 NH 2
    • óleos, gorduras, proteínas, açucares e vitaminas
    • água
    • ácido clorídrico, HCl
    • ácido bromídrico, HBr
    • hidróxido de magnésio, Mg(OH) 2
    • hidróxido de potássio, KOH
    • Sulfato de bário, BaSO 4
    • dióxido de carbono, CO 2
    • monóxido de carbono, CO
    • ácido carbônico, H 2 CO 3
    • carbonato de sódio, Na 2 CO 3
    • carbonato de cálcio, CaCO 3
    • ácido cianídrico, HCN
    • cianeto de sódio, NaCN
    • cianeto de potássio, KCN
    • grafite, C (graf.)
    • diamante, C (diam.)
    Contêm CARBONO Não contêm CARBONO Substâncias orgânicas x inorgânicas
    • Observe:
    Fatos Experimentais
    • Observe:
    A maioria dos indicadores usados em laboratório são artificiais; porém, alguns são encontrados na natureza, como o tornassol , que é extraído de certos liquens. No nosso dia-a-dia, encontramos esses indicadores presentes em várias espécies: no repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil. Indicadores são substâncias que revelam a presença de íons H + e de íons OH - numa solução, porque mudam de cor na presença de H + e de OH - . Dá para saber se existem íons H + ou íons OH - pela cor do indicador. Indicadores Ácido-Base
    • Indicadores de Laboratório:
    O tornossol é extraído de certos liquens. Liquens são formas de vida formadas pela associação entre algas e fungos. Indicadores Ácido-Base
  • Ácidos Bases Sabor azedo Sabor adstringente Torna rósea Tornassol Torna azul Tornassol Reage com metais liberando H 2 Reage com ácido formando sal e água Conceitução de ácidos e bases Definição operacional ácidos e bases
  • NaOH é um composto iônico HCl é um composto molecular No NaOH sólido há íons, mas não estão livres para se movimentar No HCl gasoso não há cargas livres para conduzir a corrente elétrica Conceitução de ácidos e bases Ácidos, bases e a condutividade elétrica Já que as soluções de NaOH e HCl conduzem corrente elétrica, concluímos que nelas devem existir cargas elétricas livres para se movimentar . Que cargas são essas?
  • Considere a figura ao lado: Determine a cor que a solução de repolho roxo apresentará na presença de:
    • suco de laranja;
    • soda cáustica;
    • soda limonada;
    • leite de magnésia;
    • vinagre;
    • Ajax.
    Experiência RESPOSTA
  • Segundo Arrhenius... HCl(g) H + (aq) + Cl - (aq) H 2 SO 4 (l) 2 H + (aq) + SO 4 -2 (aq) H 3 PO 4 (l) 3 H + (aq) + PO 4 -3 (aq) Observe: H 2 O H 2 O H 2 O ... ácido é todo composto que, dissolvido em água, origina H + (H 3 O + ) como único cátion (o ânion varia de ácido p/ ácido). Moléculas de cloreto de hidrogênio gasoso, ao se dissolverem em água, originam íons H+ e Cl - em solução aquosa Conceituação de ácidos e bases Conceito ácido-base de Arrhenius
  • H átomo de hidrogênio (1 próton; 1 elétron) perde o elétron... H + cátion hidrogênio (1 próton) une-se à água... H 3 O + cátion hidroxônio, ou hidrônio. O H H H + H + O H H Nenhum elétron Atualmente, sabemos que o íon H + não é estável. Ele se une a uma molécula de água, originando o H 3 O + (hidroxônio ou hidrônio). Conceitução de ácidos e bases Conceito ácido-base de Arrhenius
  • HIDRÁCIDOS (ácidos sem oxigênio) HCl : ácido clor ídrico HBr : ácido brom ídrico H 2 S : ácido sulf ídrico HF : ácido fluor ídrico HCN : ácido cian ídrico HI : ácido iod ídrico Ácido não-oxigenado (H x E): ÁCIDO (Radical do E) + ÍDRICO Ácidos Fórmulas e nomenclaturas Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”.
  • OXIÁCIDOS (ácidos com oxigênio) H 2 SO 4 ------- Ácido Sulfúr ico H2SO 3 ------- Ácido Sulfúr oso HClO 4 -------- Ácido Per clór ico HClO 3 -------- Ácido Clór ico HClO 2 -------- Ácido Clor oso HClO--------Ácido Hipo clor oso Ácidos Fórmulas e nomenclaturas ÁCIDO (radical de E) + ICO (+ oxigênio) OSO (- oxigênio)
  • H 2 CO 3 Ácido carbônico C O O O H H H 2 SO 4 Ácido sulfúrico S O O O H H H 3 PO 4 Ácido fosfórico O P O O O H H O H Essas ligações são consideradas por alguns autores, como “dativas”. Ácidos Fórmulas estruturais - Oxiácidos
    • Escrever o símbolo do elemento que esta no centro a fórmula molecular.
    • Colocar um “O” entre cada “H” capaz de se ionizar (hidrogênio ionizável) e o elemento central.
    • Ligar os “O” restantes, se houver, ao elemento central
    • Obs.: Havendo hidrogênios não-ionizáveis, eles devem ser ligados ao elemento central. Isso ocorre no H 3 PO 3 e no H 3 PO 2
  • Os átomos de hidrogênio que aparecem na fórmula de um ácido e podem ser liberados como H + (H 3 O + ) são chamados de hidrogênios ionizáveis . Como regra geral, todos os H presentes na fórmula de um ácido são ionizáveis. Exceções H 3 PO 4 Ácido fosfórico P O O O H H O H H 3 PO 3 Ácido fosforoso (2H + ) P O O O H H H H 3 PO 2 Ácido hipofosforoso (1H + ) P O O H H H Ácidos - Classificação Ionização de ácidos
  • Quando um ácido possui mais de um H ionizável , ocorre a ionização por etapas. Usando equações simplificadas: H 2 SO 4 (aq) = 2 H + (aq) + SO 4 -2 (aq) H 2 SO 4 (aq) = H + (aq) + HSO 4 - (aq) 1ª etapa HSO 4 - (aq) = H + (aq) + SO 4 -2 (aq) 2ª etapa equação global H 3 PO 4 (aq) = 3 H + (aq) + PO 4 -3 (aq) H 3 PO 4 (aq) = H + (aq) + H 2 PO 4 - (aq) 1ª etapa H 2 PO 4 - (aq) = H + (aq) + HPO 4 -2 (aq) 2ª etapa HPO 4 -2 (aq) = H + (aq) + PO 4 -3 (aq) 3ª etapa equação global Ácidos Ionização parcial (em etapas)
  • Os ácidos podem ser classificados quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H 3 PO 2 ) Diácidos (H 2 SO 4 , H 2 S, H 3 PO 3 ) Triácidos (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 3 BO 2 ) Tetrácidos (H 4 P 2 O 7 ) Ácidos Ionização (classificação)
  • Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. Ácidos Grau de ionização
  • Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados: A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (x) entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis. 0 , fraco Ex.: HClO, H 4 SiO 4 1 , moderado Ex.: H 3 PO 4 , HNO 2 2 , forte Ex.: H 2 SO 4 , HBrO 4 y-x H x EO y Ácidos Grau de ionização
  • Exceções Ácido carbônico (H 2 CO 3 ) Ácido acético (H 3 CCOOH) ... por ser um ácido instável, decompõe-se mais facilmente do que se ioniza, apresentando um pequeno grau de ionização. Assim, é considerado um ácido fraco, não seguindo a regra apresentada. ... pode ser obtido a partir do álcool comum, o que acontece quando o vinho azeda. Esse ácido é o principal componente do vinagre e será estudado com detalhes em Química Orgânica. Ácidos Grau de ionização
  • (1) — H 2 SO 4 (2) — HI (3) — HNO 2 (4) — HClO 4 (5) — H 2 S (A) hidrácido, monoácido, forte (B) hidrácido, diácido, fraco (C) oxiácido, monoácido, forte (D) oxiácido, diácido, forte (E) oxiácido, monoácido, semiforte 1. Associe corretamente as duas colunas: RESPOSTA Vamos Praticar
  • a) HF b) H 2 S c) H 3 PO 4 d) H 4 SiO 4 e) HNO 3 2. (UFCE) O esquema a seguir mostra a aparelhagem que pode ser utilizada para testar a força dos ácidos: Em qual das soluções, todas com mesma concentração e temperatura, a lâmpada apresenta maior brilho? RESPOSTA Vamos Praticar
  • HCN < HF < H 3 PO 4 < H 2 SO 4 < HCl 3. (Cesgranrio-RJ — mod.) Com base na tabela de graus de ionização apresentada a seguir, indique a ordem crescente da força dos ácidos. RESPOSTA Vamos Praticar
  • Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em solução aquosa. É usado para fazer gravações em cristais e vidros. O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. Quando impuro, é vendido no comércio com o nome de ácido muriático , sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies metálicas antes do processo de soldagem. Principais ácidos e suas aplicações Gravações em vidro de carro
  • É o nome com que se indica uma solução aquosa do gás cianídrico, que é incolor, com cheiro característico de amêndoas amargas. Por ser muito venenoso, esse gás é utilizado nas execuções em câmara de gás. É um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de ovo podre. Ao pressentirem o perigo, certos animais, como o gambá e a maritaca, liberam uma mistura de substâncias de odor desagradável, entre as quais o H 2 S. As folhas de mandioca, apesar de venenosas, podem ser utilizadas como alimento para o gado. Quando deixadas ao sol, liberam o gás cianídrico, tornando-se, assim, apropriadas para o consumo. Principais ácidos e suas aplicações
  • O gás carbônico presente no ar atmosférico combina-se com a água da chuva, formando o H 2 CO 3 , mesmo em ambientes não poluídos, o que nos leva a concluir que toda chuva é ácida. O gás carbônico é um dos constituintes dos refrigerantes e das águas minerais gaseificadas. É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas indústrias de alimentos e na fabricação de fosfatos usados como adubos (fertilizantes). O ácido fosfórico é utilizado na produção refrigerantes à base de cola (Coca, Pepsi, etc). Principais ácidos e suas aplicações
  • É um líquido incolor, de cheiro característico, e o principal componente do vinagre, que é uma solução aquosa que contém de 3 a 7% desse ácido. É o ácido mais importante economicamente. O maior consumo de ácido sulfúrico se dá na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. É, ainda, utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes etc. e nos acumuladores de chumbo (baterias de automóveis). Principais ácidos e suas aplicações
  • Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais fabricado e consumido na indústria. À temperatura ambiente, é um líquido incolor e fumegante (volátil). Ataca com violência os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. Seu manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são muito tóxicos. Uma das mais importantes aplicações do ácido nítrico relaciona-se à fabricação de explosivos (TNT, nitroglicerina). Principais ácidos e suas aplicações
  • (ENEM) Leia o texto a seguir e responda às questões (1) e (2). O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um pouco de suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua natureza ácida ou básica, de acordo com a escala abaixo. Vamos Praticar Algumas soluções foram testadas com esse indicador, produzindo os seguintes resultados:
    • De acordo com esses resultados, as soluções I, II, III e IV têm, respectivamente, caráter:
    • a) ácido, básico, básico, ácido.
    • b) ácido, básico, ácido, básico.
    • c) básico, ácido, básico, ácido.
    • d) ácido, ácido, básico, básico.
    • e) básico, básico, ácido, ácido.
    2) Utilizando-se o indicador citado em sucos de abacaxi e de limão, pode-se esperar como resultado as cores: a) rosa ou amarelo b) vermelho ou roxo c) verde ou vermelho d) rosa ou vermelho e) roxo ou azul RESPOSTA Vamos Praticar
    • O 2
    • Cl 2
    • O 3
    • H 2
    (UECE) O sistema a seguir mostra a ocorrência de reação química entre um ácido e um metal, com liberação do gás X. RESPOSTA Vamos Praticar
  • Segundo Arrhenius... Observe: NaOH(s) Na + (aq) + OH - (aq) Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) Al(OH) 3 (s) Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) H 2 O H 2 O H 2 O ... Base é todo composto que, dissolvido em água, origina OH - como único ânion (o cátion varia de base para base). Hidróxido de sódio sólido se dissolve em água produzindo íons Na + e OH - em solução aquosa Conceituação de ácidos e bases Conceito ácido-base de Arrhenius
  • HIDRÓXIDO de + nome do cátion + carga do elemento NaOH : hidróxido de sódio Ca(OH) 2 : hidróxido de cálcio Al(OH) 3 : hidróxido de alumínio Fe(OH) 2 : hidróxido de ferro (II) CuOH : hidróxido de cobre (I) NH 4 OH : hidróxido de amônio - A carga do elemento só é usado quando ele apresentar mais de um e deve ser escrito em algarismos romanos. - O NH 4 + é o cátion amônio. Bases Fórmulas e nomenclaturas
  • Apesar de menos usada atualmente, existe a nomenclatura dos sufixos : Lembre-se da nomenclatura dos oxiácidos! Fe(OH) 2 : hidróxido ferr oso . Fe(OH) 3 : hidróxido férr ico . CuOH : hidróxido cupr oso . Cu(OH) 2 : hidróxido cúpr ico . AuOH : hidróxido aur oso . Au(OH) 3 : hidróxido áur ico . Sn(OH) 2 : hidróxido estan oso . Sn(OH) 4 : hidróxido estân ico .
    • As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas presentes em suas fórmulas. Exemplo:
    • monobases: NaOH, KOH, NH4OH
    • dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2
    • tribases: Al(OH)3, Fe(OH)3,
    • etc
    Bases Fórmulas e nomenclaturas Carga menor: Hidróxido (elemento) + OSO Carga maior: Hidróxido (elemento) + ICO
    • As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas presentes em suas fórmulas. Exemplo:
    • monobases: NaOH, KOH, NH4OH
    • dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2
    • tribases: Al(OH)3, Fe(OH)3,
    • etc
    Bases Fórmulas e nomenclaturas
  • Bases Saiba mais
  • Amônia (molécula) Amônio (íon positivo) Ao contrário das demais bases, que sofrem dissociação iônica, ex.: NaOH, KOH, Ca(OH) 2; a amônia (composto molecular) sofre ionização quando é dissolvida em água. Nas condições ambientes é um gás de cheiro forte e irritante Bases Amônia (NH 3 ): uma base diferente Hidroxila – íon característico das bases Não confunda amônia com amônio!
  • (*) Os hidróxidos de metais que não sejam alcalinos nem alcalinos terrosos apresentam um caráter covalente bastante acentuado. Como vimos, a amônia é uma base diferente das demais: ao ser dissolvida em água sofre ionização e, nesse contexto, pode ser representada pela fórmula NH 4 OH e considerada como uma monobase Bases Dissociação iônica: bases de metais e ionização da amônia
  • Conhecido por cal extinta ou apagada, o hidróxido de cálcio é comumente usado na construção civil (preparação de argamassa). Hidróxido de sódio . Comercialmente (impuro) é conhecido por soda cáustica. Usado na fabricação de sabões, é altamente corrosivo. Principais bases e suas aplicações
  • Hidróxido de amônia . Obtido pela dissolução da amônia (NH 3 ) em água, o chamado amoníaco é usado em alguns produtos de limpeza. Usado como antiácido estomacal e laxante suave o hidróxido de magnésio é conhecido por “leite de magnésia”, quando em suspensão aquosa. Principais bases e suas aplicações amoníaco
  • Bases Ciclo do Nitrogênio
  • Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo íons hidrônios e hidróxidos. Quantitativamente, podemos descrever o processo como: H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO - Kw= Kw = constante de ionização da água = [H3O+].[OH-] a 25oC, Kw = 1,008 x 10-14 M2 Para: ácidos Ka: Constante de ionização do ácido bases Kb: constante de ionização da base Constante de Ionização: Ka e Kb
  • A escala de “pH”, em que “p” significa potencial e “H” hidrogênio, consiste numa escala algorítmica para exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. Quanto maior for o carácter ácido da solução , menor será o valor do pH. Solução ácida: pH < 7 [H3O+]e > 10-7 mol.dm-3 [HO-]e < 10-7 mol.dm-3 Solução básica: pH > 7 [H3O+]e < 10-7 mol.dm-3 [HO-]e > 10-7 mol.dm-3 Escala de pH
  • Os químicos encontraram uma forma de expressar tanto a [OH-] como a [H+] em números decimais positivos, que variam de 0 a 14. Estes números são chamados de pOH e pH da solução, e são definidos como o negativo do logarítimo de base 10 da concentração do íon na solução. pH = -log[H + ] pOH = -log[OH - ] Como, em água pura, a [OH - ]=[H3O + ]=1x10 -7 , tanto o pH como o pOH tem o valor de 7 para a água pura a 25oC. Em geral, pX = -logX Desta forma, temos que X = 10-pX. Esta informação é muito útil... usaremos a seguir!A expressão do Kw pode ser reescrita em termos de pH e pOH; basta aplicar -log dos dois lados da equação, e teremos: pH + pOH = pKw pH + pOH = 14 Devemos lembrar desta relação, pois ela é extremamente útil nos cálculos de pH ou pOH de soluções. Calculando pH e pOH
    • refrigerante
    • suco de laranja
    • água com limão
    • vinagre
    • leite de magnésia
    (FMU/Fiam-SP) Para combater a acidez estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico, costuma-se ingerir um antiácido. Das substâncias abaixo, encontradas no cotidiano das pessoas, a mais indicada para combater a acidez é: RESPOSTA Vamos Praticar
    • Hidróxido de sódio
    • Ácido clorídrico
    • Ácido sulfúrico
    • Hidróxido de alumínio
    • Ácido cítrico
    (FUA-AM) Analise a alternativa correta que indica uma das substâncias ativas contidas no medicamento “aziran”, usado para neutralizar a hiperacidez estomacal: RESPOSTA Vamos Praticar
  • O ácido sulfúrico é fabricado a partir das matérias-primas enxofre mineral, oxigênio do ar e água. S (s) + O 2(g) SO 2(g) SO 2(g) + ½ O 2(g) SO 3(g) SO 3(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(aq) catalisador O catalisador, indicado na 2ª. etapa, aumenta a velocidade da reação, tornando-a industrialmente viável. O catalizador usado para esta reação é platina (Pt) com pentóxido de divanádio (V 2 O 5 ) Quando puro, apresenta-se como um líquido incolor, oleoso, bastante denso (d=1,84 g/cm 3 ) e de alto ponto de ebulição (338 o C)
  • O ácido nítrico, HNO 3 , é obtido industrialmente a partir do oxigênio e do nitrogênio do ar (ou da amônia) e da água. N 2(g) + O 2(g) 2 NO (g) faísca elétrica 4NH 3(g) + 5O 2(g) 4 NO (g) + 6H 2 O (g) Pt OU A seguir o NO é convertido em NO 2 , e este, por reação com água, produz o HNO 3 2NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) 2NO 2(g) + HO 2(l) HNO 2(aq) + HNO 3(aq) A platina atua como catalisador na 1ª. etapa, tornando a reação suficientemente rápida para ter utilidade industrial.
    • H 2 e O 2
    • SO 2 e H 2 S
    • O 2 e H 2 O
    • SO 2 e H 2 O
    • O 3 e H 2
    Resolução V 2 O 5 2SO 2 + O 2  2SO 3 SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 A = O 2 B = H 2 O (Mackenzie-SP) A partir da pirita, minério também chamado de ouro dos tolos, pode-se obter ácido sulfúrico pelo processo representado nas etapas abaixo: 4 FeS 2 + 11 O 2  2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 V 2 O 5 2 SO 2 + A  2 SO 3 SO 3 + B  H 2 SO 4 Nesse processo, as substâncias A e B são, respectivamente: RESPOSTA De Olho no Vestibular
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  • Índice
    • O sal é um dos compostos químicos mais antigos e valorizados pelo homem
    • Você saberia dizer qual a relação entre os seguintes compostos: hidróxido de sódio, gás hidrogênio, cloreto de hidrogênio, gás cloro e o hipoclorito de sódio?
    O hipoclorito de sódio é utilizado no tratamento de piscinas Introdução
  • Segundo Arrhenius... Conceituação de sal ... Sal é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH – ou O 2– .
  • Obtenção de sais
  • Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre uma reação entre estas duas espécies denominada reação de neutralização e, conseqüentemente, forma-se um sal. BASE ÁCIDO SAL ÁGUA + + = Na OH H Cl Na Cl H 2 O + + = H OH Obtenção de sais
  • Você notou que o cátion ( Na + ) é proveniente da base ( Na OH), enquanto o ânion ( Cl - ) vem do ácido (H Cl ). Reparou, também, que cada molécula de água é formada pela união de um grupo OH - da base com um H + do ácido? Veja outro exemplo: Ca (OH) 2 + H 2 SO 3 = Ca SO 3 H 2 O + Poderíamos “visualizar”: Ca OH OH H H SO 3 2 Obtenção de sais
  • Veja alguns exemplos: Ácido clorídrico + hidróxido de sódio H NO 3 + Na OH  NaNO 3 + H OH H Cl + Na OH  NaCl + H OH H 2 SO 4 + Ca (OH) 2  CaSO 4 + 2 H OH H 3 PO 4 + 3K OH  K 3 PO 4 + 3 H OH Ácido nítrico + hidróxido de sódio Ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio Ácido fosfórico + hidróxido de potássio Em uma neutralização total ácdo-base todos os H + provenientes do ácido e todas as OH – provenientes da base reagem formando H 2 O. Neutralização total Definição
  • Neutralização total Nomenclatura dos ânions
  • Na Cl : Ca SO 3 : Al PO 4 : A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos. Assim, temos: de Exemplos: nox do cátion Neutralização total Sais normais: fórmulas e nomenclatura clor eto de sódio (H Cl : ác. clor ídrico ) sulf ito de cálcio (H 2 SO 3 : ác. sulfur oso ) fosf ato de alumínio (H 3 PO 4 : ác. fosfór ico )
  • a) HNO 3 + H 2 O  H 3 O + + NO 3 - b) NaOH + HCl  NaCl + H 2 O c) Ba(OH) 2 (s) + H 2 O (l)  Ba 2 + (aq) + 2 OH - (aq) d) H 2 + Cl 2  2HCl e) 2 NaI + Cl 2  2 NaCl + I 2 Vamos Praticar 1. (UFRN) A equação de uma reação característica de neutralização é: RESPOSTA
  • Na OH H 2 SO 4 + = Na H SO 4 + H 2 O Na OH H H SO 4 Quando um ácido e uma base são misturados em quantidades diferentes daquelas que levarão a uma neutralização total, ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base. Neutralização parcial Definição “ Ocorreu neutralização parcial do ácido”
    • Quando H 2 SO 4 e NaOH reagem na proporção 1:2 há neutralização total , que forma um sal normal :
    H 2 SO 4 + 2 NaOH  Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Sal normal Na + 2 SO 2 4 - 1 H + + OH -  H OH
    • Quando H 2 SO 4 e NaOH reagem na proporção 1:1 há neutralização parcial do ácido , que forma um hidrogênio-sal :
    H 2 SO 4 + NaOH  NaHSO 4 + H 2 O Hidrogênio-sal Na + 1 HSO 2 4 - 1 H + + OH -  H OH H + + OH -  H OH H +  não é neutralizado Na neutralização parcial de um ácido por uma base, nem todos os hidrogênios ionizáveis reagem com OH - . O sal formado, um hidrogênio-sal, conterá hidrogênio(s) ionizáve(is) Neutralização parcial Neutralização do ácido
  • Sais hidratados: CuSO 4 . 5 H 2 O : Sulfato de cobre (II) penta idratado O gesso é fabricado utilizando como matéria-prima uma rocha chamada gipsita. Nela há uma substância denominada sulfato de cálcio diidratado, cuja a fórmula química é CaSO 4 . 2H 2 O São sais que possuem moléculas de água “infiltradas” em seu retículo cristalino. CoCl 2 . 6 H 2 O : Cloreto de cobalto (II) hexa idratado FeSO 4 . 7 H 2 O : Sulfato de ferro (II) hepta idratado Na 2 SO 4 . 10 H 2 O : Sulfato de sódio deca idratado Veja mais exemplos: Sais hidratados
  • O sal de cozinha pode conter algumas impurezas (MgCl 2 e MgSO 4 ) que são higroscópicas. Em dias úmidos a uma maior probalidade de ocorrência de chuvas, essas impurezas absorvem água da atmosfera e deixam o sal empelotado. “ O saleiro entupiu? Vem chuva!” Composto hidroscópico é aquele capaz de absorver água da atmosfera. Compostos higroscópicos
  • Ao utilizarmos a aparelhagem mostrada na figura a seguir para testar a condutibilidade elétrica em soluções aquosas de HCl e de NaOH, verificamos que o brilho da lâmpada é intenso (máximo) nas duas soluções. Ao utilizarmos a aparelhagem mostrada na figura a seguir para testar a condutibilidade elétrica em soluções aquosas de HCl e de NaOH, verificamos que o brilho da lâmpada é intenso (máximo) nas duas soluções. RESPOSTA Vamos Praticar
  • É o principal componente do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. No sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como os iodetos ou iodatos de sódio e potássio (NaI, NaIO3; KI, KIO3), cuja presença é obrigatória por lei. Sua falta pode acarretar a doença denominada “bócio”, vulgarmente conhecida como papo. O fluoreto de sódio é usado como anticárie, pois inibe a desmineralização dos dentes, tornando-os menos suscetíveis à cárie. Principais sais e suas aplicações
  • Esse sal é conhecido como salitre do Chile, sendo muito utilizado na fabricação de fertilizantes (adubos). A transformação do NaNO 3 em nitrato de potássio (KNO 3 ) permite a fabricação da pólvora negra, que é um dos explosivos mais comuns,. Principais sais e suas aplicações
  • Usado como antiácido estomacal (“sal de fruta”), o bicarbonato de sódio também está presente em alguns tipos de extintores de incêndio. Principal constituinte do mármore e do calcáreo, o carbonato de cálcio pode ser encontrado até nos cremes dentais! Principais sais e suas aplicações
  • Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou seja, sem água (CaSO 4 ), ou de sal hidratado, isto é, com água (CaSO 4 · 2 H 2 O), sendo essa forma conhecida por gipsita . Encontrado na crosta terrestre, é um sal que constitui a matéria-prima utilizada na produção do elemento fósforo. Quando tratado com ácido sulfúrico, produz fertilizante fosfatado. A “farinha de osso” contém fosfato de cálcio obtido pela calcinação de ossos de animais. Principais sais e suas aplicações
  • Com propriedades germicidas, o hipoclorito de sódio é usado no tratamento da água de piscinas, bem como da água para beber. Está presente na “água de lavadeira”. Alvejante, o sulfito de sódio é utilizado no processo de branqueamento de um tipo de papel, chamado “sulfite”. Principais sais e suas aplicações Sulfito de sódio - Na 2 SO 3
  • (UEPI) O mármore é, basicamente, formado de carbonato de cálcio (CaCO 3 ) e, quando extremamente puro, apresenta a cor branco-neve. É o caso do mármore carrara usado por Michelangelo em suas esculturas. A função química a que pertence o carbonato de cálcio é:
    • base
    • sal
    • ácido
    • óxido ácido
    • óxido básico
    RESPOSTA Vamos Praticar
  • (UFPI) Uma solução obtida pela adição de sulfato de alumínio e nitrato de amônio sólidos em água contém os íons NH 4 + (aq) , Al 3+ (aq) , SO 2 4– (aq) e NO 3 – (aq) . As citadas substâncias podem ser representadas pelas fórmulas: a) AlSO 4 e (NH 4 ) 3 NO 3 . b) Al 2 SO 4 e (NH 4 ) 3 NO 3 . c) Al 2 (SO 4 ) 3 e NH 4 NO 3 . d) Al 3 SO 4 e NH 4 NO 3 . e) Al 3 (SO 4 ) 2 e NH 4 (NH 3 ) 2 . RESPOSTA Vamos Praticar
  • (UECE) Associe corretamente, de cima para baixo, os itens a seguir: I — Na 2 B 4 O 7 10H 2 O • sal básico II — Mg(OH)Cl • sal duplo III — NaKSO 4 • sal ácido IV — NaHCO 3 • sal hidratado A associação correta é: (a) I, III, IV, II. ( b) II, IV, III, I. (c) I, II, III, IV. ( d) II, III, IV, I. RESPOSTA Vamos Praticar
  • Soda cáustica : é um sólido iônico branco, muito higrocópico. É uma base muito forte, possui efeito altamente corrosivo sobre a pele. Apresenta grande tendência a reagir com gorduras, é usada na fabricação de limpadores de forno e na fabricação de sabão e papel. Gás hidrogênio (H 2 ) : A substância simples hidrogênio é um gás sem cheiro e sem cor, que pode ser obtido a partir da água por uma reação química chamada de eletrólise da água (isto é, decomposição da água pela eletricidade). Cloreto de hidrogênio (HCl) : É um gás tóxico que quando dissolvido em água, recebe o nome de ácido clorídrico. O HCl é fabricado por meio da reação entre os gases H 2 e Cl 2 . Soluções aquosas de HCl (razoavelmente impuras) são vendidas comercialmente com o nome de ácido muriático. Gás Cloro (Cl 2 ) : É um gás amarelo-esverdeado, altamente tóxico, que ao ser borbulhado em água, reage com ela, formando HCl(aq) e HClO(aq). O HClO na forma aquosa, se ioniza produzindo o íon hipoclorito (ClO-), que atua como agente bactericida no tratamento de água. Hipoclorito de sódio (NaClO) : É um sal vendido comercialmente em solução aquosa com os nomes comerciais de “água sanitária” e “água de lavanderia”. Possui efeito bactericida, fungicida e alvejante, sendo usado no tratamento de água e em limpeza Substâncias obtidas a partir da hidrosfera
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    • 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.
    Introdução
  • Óxido é todo composto binário oxigenado , no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. F ; O ; N ; Cl ; Br ; I ; S ; C ; ............. eletronegatividade decrescente Apesar de existir, composto binário com flúor e oxigênio NÃO É considerado óxido! Exemplos: OF 2 - Difluoreto de oxigênio. O 2 F 2 - Difluoreto de dioxigênio. Óxidos Definição e nomenclatura
  • É bastante parecida com a nomenclatura das bases: ÓXIDO de nome do elemento Na 2 O : Óxido de sódio. CaO : Óxido de cálcio. SO 3 : Óxido de enxofre (VI). FeO : Óxido de ferro (II). Fe 2 O 3 : Óxido de ferro (III). CO 2 : Óxido de carbono (IV). Observações: (2) A maioria dos elementos formam mais de um óxido. (1) Podem ser usados os sufixos: OSO (menor Nox) e ICO (maior). Prefixo que indica a quantidade de Oxigênio Prefixo que indica a quantidade da carga do elemento Óxidos Definição e nomenclatura
  • A I.U.P.A.C. ( International Union of Pure and Applied Chemistry ) recomenda a nomenclatura de prefixos: Fe 2 O 3 : Óxido de ferro (III). Óxido férr ico . Tri óxido de di ferro. (recomendada) CO 2 : Dióxido de (mono)carbono. CO : Monóxido de (mono)carbono. P 2 O 5 : Pentóxido de difósforo. Cl 2 O 7 : Heptóxido de dicloro. Óxidos Definição e nomenclatura Concorda que a de prefixos é a mais fácil?
  • Como existe um número muito grande de compostos nessa função, é feita a seguinte classificação: Óxidos Básicos : Formados por elementos dos grupos 1 A e 2 A, além de outros metais com Nox baixo, têm comportamento químico semelhante ao das bases. Exemplos: Na 2 O ; K 2 O ; CaO ; MgO ; FeO ÓX. BÁSICO + ÁGUA = BASE CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 cal viva (virgem) cal extinta (apagada) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH Óxidos Óxidos Básicos
  • ÓX. BÁSICO + ÁCIDO = SAL + ÁGUA Na 2 O + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 O CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O IMPORTANTE ! Note que se forma uma molécula de água a menos do que na neutralização pela base. Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2 H 2 O Ca O H OH Óxidos Óxidos Básicos
  • Óxidos Ácidos : Formados por ametais e por alguns metais com Nox alto (+4 ou maior), têm caráter semelhante ao dos ácidos. Exemplos : SO 3 ; CO 2 ; N 2 O 5 ; Mn 2 O 7 ; Cl 2 O 6 ÓX. ÁCIDO + ÁGUA = ÁCIDO SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 anidrido sulfúrico CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 anidrido carbônico N 2 O 5 + H 2 O = H 2 N 2 O 6 = 2 HNO 3 anidrido nítrico Graças à essa reação, os óxidos ácidos podem ser chamados de anidridos ( sem água ) dos ácidos correspondentes. Óxidos Óxidos Ácidos
  • BASE + ÓX. ÁCIDO = SAL + ÁGUA 2 NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O Ca(OH) 2 + SO 3 = CaSO 4 + H 2 O Nesse caso também se forma uma molécula de água a menos do que na neutralização pelo ácido. Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2 H 2 O - H 2 O SO 3 Óxidos Óxidos Ácidos
  • ÓX. BÁSICO + ÓX. ÁCIDO = SAL Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 CaO + SO 3 = CaSO 4 Óxidos Anfóteros : Possuem duplo caráter, ou seja, reagem com ácidos e com bases. Para elementos com ampla gama de Nox, os mais baixos são básicos, os mais altos são ácidos, e os intermediários, anfóteros. Exemplos : ZnO ; Al 2 O 3 ; PbO ; SnO ÓX. ANFÓTERO + ÁCIDO = SAL + ÁGUA ZnO 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O + Óxidos Óxidos Anfóteros
  • BASE + ÓX. ANFÓTERO = SAL + ÁGUA 2 NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O Óxidos Neutros : Também chamados indiferentes, não reagem com ácidos, nem com bases nem com água. Exemplos : CO ; NO ; N 2 O Óxidos Duplos : São considerados como resultantes da união de dois outros óxidos. Também chamados de salinos ou mistos , tem o elemento ligado ao oxigênio com um “Nox não-inteiro”. Exemplos : Fe 3 O 4 ; Mn 3 O 4 ; Pb 2 O 3 FeO + Fe 2 O 3 = Fe 3 O 4 Óxidos Classificação
  • CO : Resultante da combustão incompleta de combustíveis fósseis... ... o monóxido de carbono é um perigoso poluente... ... causando a morte por asfixia, se inalado em quantidade! CO 2 : Necessário em pequenas concentrações, o gás carbônico é o principal responsável pelo “efeito estufa”... ... pela acidez natural da água da chuva... pH < 7 ...e é chamado de “gelo seco”, quando sólido. Principais óxidos e suas aplicações
  • A água mineral e os refrigerantes gaseificados contêm gás carbônico, que reage com a água, produzindo um meio ácido. Observe a equação desta reação: Como o CO 2 é um óxido ácido e reage com bases, produzindo sal e água, podemos identificar sua presença no ar expirado, borbulhando-o numa solução aquosa de Ca(OH) 2 (água de cal): Principais óxidos e suas aplicações
  • Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é misturada à água, ocorrendo uma reação que libera grande quantidade de calor: A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO 3 , que é encontrado na natureza como constituinte do mármore, do calcário e da calcita: Principais óxidos e suas aplicações
  • O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor, com viscosidade semelhante à de um xarope, que explode violentamente quando aquecido. As soluções aquosas diluídas de peróxido de hidrogênio são de uso comum. A solução aquosa a 3% de peróxido de hidrogênio é vendida em drogarias e utilizada como anti-séptico e alvejante. Os frascos de água oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provoca sua decomposição: Principais óxidos e suas aplicações
  • SO 2 e SO 3 : Na gasolina e, principalmente, no óleo Diesel existem compostos de enxofre... ... que produzem dióxido e trióxido de enxofre ao serem queimados! A alta concentração desses poluentes no ar... ... é a grande responsável pelas “chuvas ácidas”. SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 Principais óxidos e suas aplicações
  • N 2 O : Conhecido como gás hilariante... ... o monóxido de dinitrogênio foi uma das primeiras substâncias anestésicas descobertas. N 2 O 4 : Juntamente com outros óxidos de nitrogênio, também é responsável por chuvas ácidas. N 2 O 2 no ar atmosférico N 2 O 4 N 2 O 3 N 2 O 5 HNO 3 HNO 2 descarga elétrica Principais óxidos e suas aplicações
  • Os óxidos e os fenômenos naturais
  • Acidez do solo Ácido no dia a dia Chuvas Ácidas Formação da Chuva Ácida Reações de Neutralização Indicadores de Ácidos e Bases Animações e Atividades
  • Prof. Nelson Virgilio Engenheiro Químico – UFBA [email_address] Prof. Augusto Sérgio Químico – UFBA [email_address] Adaptado por: Prof. Fabiane Malakowski de Almeida Wentz Química Créditos