Sais
são compostos iônicos obtidos pela reação de um ácido com uma base (reação de
neutralização ou salificação).
Exemplo: KOH(aq)
+ HBr(aq) → KBr(aq) + H2O(l)
base + ácido → sal + água
CLASSIFICAÇÃO
DOS SAIS
De acordo com o
tipo de reação de neutralização, podemos classificar os sais em sais normais ou
neutros, sais ácidos ou hidrogenossais e sais básicos ou hidroxissais.
Sais
normais ou neutros
São
sais obtidos por reações em que a quantidade de H+ do ácido neutralizado é
igual à quantidade de OH– da base. Não há resíduo de ácido ou base no composto
formado.
NaOH + HCl → NaCl
+ H2O
1OH– +
1H+ → sal neutro + água
2Al(OH)3
+ 3H2CO3 → Al2(CO3)3 +
6H2O
6OH– +
6H+ → sal neutro + água
Exemplos: Na3PO4,
Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2 e
CaCl2
OBSERVAÇÃO
• Quando ácidos e
bases reagentes são fortes, a equação fundamental da neutralização baseia-se em
H+ (aq)
+ OH– (aq) → H2O(l)
Formulação
dos sais neutros
Os
sais neutros são formados por cátions e ânions, sendo o cátion proveniente de
uma base e o ânion de um ácido.
Na
formulação de um sal neutro, temos:
Quando
as cargas x e y são diferentes, basta fazermos a sua inversão para obtermos a
fórmula do sal.
Caso as cargas
sejam iguais, elas simplesmente se anulam.
Exemplos:
Ca2+ +
SO4 2– → CaSO4
Al3+ +
PO4 3– → AlPO4
Entretanto,
existem sais normais que, ao se cristalizarem, retêm em seus retículos
cristalinos moléculas de água, denominadas água de hidratação ou água de
cristalização. Um exemplo desse tipo de fenômeno é o CuSO4.5H2O,
denominado sulfato de cobre pentaidratado, sendo um sal hidratado ou hidrato.
Alguns
desses sais chegam a absorver a umidade do meio em que estão envolvidos; são os
sais higroscópicos.
Exemplo:
CaCl2(s) ar úmido àCaCl2.H2O(s)
Nomenclatura
dos sais neutros
A
nomenclatura de cada um dos sais neutros deriva do ácido que lhe deu origem,
alterando-se apenas o sufixo:
Caso
o elemento forme somente um sal, escreve-se o nome do ânion derivado do ácido,
alterando-se o sufixo, seguindo-se da preposição “de” mais o nome do cátion.
Caso
o elemento forme mais de um sal, temos:
maior NOx ⇒
sufixo -ico
menor NOx ⇒
sufixo -oso
ou o NOx em
algarismo romano após o nome do cátion
Exemplos:
FeCl2 ⇒
Fe2+ ⇒ cloreto de ferro (II) ou cloreto ferroso.
FeCl3 ⇒
Fe3+ ⇒ cloreto de ferro (III) ou cloreto férrico.
Para
sais hidratados, basta colocarmos os prefixos mono-, di-, tri- e seus derivados
antes da palavra hidratado.
Exemplos:
CaCl2.2H2O
⇒ cloreto de cálcio diidratado.
CaCl2.4H2O
⇒ cloreto de cálcio tetraidratado.
Sais
ácidos ou hidrogenossais
Sais
ácidos ou hidrogenossais são aqueles obtidos por neutralização parcial em que o
número de hidroxilas (OH–) é menor que o número de íons H+.
Tais sais possuem um resíduo do ácido após a neutralização, pois nem todos os
hidrogênios ionizáveis foram neutralizados.
Exemplos:
NaOH + H2SO4
→ NaHSO4 + H2O
1OH– +
2H+ → hidrogenossal + água
Ca(OH)2
+ H3PO4 → CaHPO4 + 2H2O
2OH– +
3H+ → hidrogenossal + água
Nomenclatura
de sais ácidos
A
nomenclatura desse tipo de sal pode ser dada de várias formas. Veja os exemplos
de NaH2PO4 e Na2HPO4.
Usualmente,
os sais ácidos derivados de biácidos recebem o prefixo bi-.
Exemplos:
NaHCO3 ⇒
bicarbonato de sódio.
KHSO4 ⇒
bissulfato de potássio.
Ca(HSO3)2
⇒ bissulfito de cálcio.
Sais
básicos ou hidroxissais
Sais básicos ou hidroxissais são aqueles
obtidos por neutralização parcial em que o número de hidroxilas (OH–)
é maior que o número de íons H+. Tais sais possuem um resíduo de
base após a neutralização, pois nem todas as hidroxilas são neutralizadas.
Exemplos:
Ba(OH)2
+ HCl → Ba(OH)Cl + H2O
2OH– +
1H+ → hidroxissal + água
Ca(OH)2 +
HNO3 → Ca(OH)NO3 + H2O
2OH– +
1H+ → hidroxissal + água
Nomenclatura
de sais básicos
A nomenclatura desse tipo de sal é
semelhante à dos sais ácidos. Tomemos como exemplo o Al(OH)2Cl: Al(OH)2
Cl cloreto dibásico de alumínio ou
di-hidroxicloreto de alumínio
Sais
duplos ou mistos
Sais
duplos ou mistos são aqueles formados por dois cátions ou por dois ânions
diferentes.
Quando
um di, tri ou tetrácido reage com bases diferentes, temos sais duplos em
relação ao cátion.
Exemplos:
LiOH + NaOH + H2SO4 →
LiNaSO4 + 2H2O
base 1 + base 2 +
ácido → sal duplo + água
2KOH + NaOH + H3PO4
→ K2NaPO4 + 3H2O
base 1 + base 2 +
ácido → sal duplo + água
Quando
uma di, tri, ou tetrabase reage com ácidos diferentes, temos sais duplos em
relação ao ânion.
Exemplos:
Ba(OH)2
+ HCl + HCN → BaClCN + 2H2O
base + ácido 1 +
ácido 2 → sal duplo + água
Sn(OH)4
+ H2SO4 + 2HNO3 → SnSO4(NO3)2 +
4H2O
base + ácido 1 +
ácido 2 → sal duplo + água
Nomenclatura
de sais duplos
A nomenclatura
desses sais é simples:
LiNaSO4
→ sulfato de lítio e sódio.
K2NaPO4 →
ortofosfato de dipotássio e sódio.
BaClCN →
cloreto-cianeto de bário.
SnSO4(NO3)2
→ nitrato-sulfato de estanho (IV) ou nitrato-sulfato estânico.
A
cristalização de 2 sais na mesma solução, formando o sal duplo, também é
possível.
Exemplo: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O
Caráter
ácido de um sal
Alguns sais, ao
serem dissolvidos em água, reagem com ela originando em solução íons H+
(H3O+). Esses sais são denominados sais de caráter ou de
comportamento ácido.
Exemplo: CuSO4(s) + H2O(l)
→ Cu(OH)2(s) + 2H+ (aq) + SO4 2−
(aq)
Os sais de caráter ácido apresentam
• um cátion que origina uma base
fraca (Cu2+);
• um ânion que origina um ácido
forte (SO4 2−).
A reação entre o
sal e a água é denominada hidrólise salina.
Os sais de
comportamento ácido reagem com bases formando sais e uma base mais fraca do que
a base reagente:
CuSO4(s) + 2NaOH(aq)
→ 2Na+ (aq) + SO4 − (aq)
+ Cu(OH)2(s)
FeCl2(s) + 2Ca(OH)2(aq)
→ Ca2+ (aq) + 2Cl− (aq) + Fe(OH)2(s)
Caráter
básico de um sal
sais, ao serem
dissolvidos em água, reagem com ela originando em solução íons OH−. Esses
sais são denominados sais de caráter ou de comportamento básico.
Exemplo: NaCN(s)
+ H2O(l) → Na+ (aq) + OH−
(aq) + HCN(aq)
Os sais de caráter
básico apresentam
• um cátion que origina uma base
forte (Na+);
• um ânion que origina um ácido
fraco (CN−).
Os sais de
comportamento básico reagem com ácidos formando sais e um ácido mais fraco do
que o ácido reagente:
NaHCO3(s) + HCl(aq)
→ Na+ (aq) + Cl− (aq) + H2CO3(aq)
Ca(CN)2(s) + H2SO4(aq)
→ Ca2+ (aq) + SO4− (aq)
+ 2HCN(aq)
Caráter
neutro de um sal
Alguns
sais, ao serem dissolvidos em água não aumentam a concentração de íons H3O+
nem de íons OH− e, portanto, são denominados sais de caráter ou de
comportamento neutro.
Exemplo: NaCl(s)
+ H2O(l) → Na+ (aq) + Cl− (aq)
Os sais de caráter
neutro apresentam
• um cátion que
origina uma base forte (Na+);
• um ânion que
origina um ácido forte (Cl−).
Os
sais de comportamento neutro não reagem com ácidos ou bases:
NaCl(s)
+ HCl(aq) → não há reação
CaSO4(s) +
2Ca(OH)2(aq) → não há reação
PROPRIEDADES
DOS SAIS
• Não contêm um
radical funcional, pois seus cátions e ânions não são fixos.
• São compostos
iônicos cristalinos, geralmente, sólidos com altas temperaturas de fusão e de
ebulição.
• Sofrem
dissociação quando interagem com um solvente polar.
• Possuem,
normalmente, sabor salgado.
• A maioria dos
sais é solúvel em água.
APLICAÇÕES DE ALGUNS SAIS
SOLUBILIDADE DOS SAIS
NOMENCLATURA DOS ÂNIONS
Todos
os compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo são
denominados óxidos. Normalmente, o oxigênio nos óxidos possui NOx = –2.
Exemplos:
H2O,
SiO2, Al2O3, CaO
Observe
que os compostos OF2 e O2F2 não são óxidos, e
sim fluoretos, pois, nesses compostos, o flúor é o elemento mais
eletronegativo.
CLASSIFICAÇÃO
DOS ÓXIDOS
Quanto
ao tipo de ligação
Óxidos
moleculares
São
óxidos de ametais, sendo, geralmente, gases ou líquidos, e possuindo ligações
covalentes.
Exemplos: CO2,
CO, NO, XeO3, SeO4
OBSERVAÇÃO
• Até o gás nobre
xenônio é capaz de formar óxidos sob condições especiais.
Óxidos
iônicos
São
óxidos de metais de baixa eletronegatividade, sendo, geralmente, sólidos, e
possuindo ligações iônicas.
Exemplos: CaO,
MgO, Li2O
Óxidos
de caráter intermediário
São
óxidos de metais de eletronegatividade mediana.
Exemplos: ZnO, PbO2
Óxidos
covalentes
São
óxidos, geralmente sólidos, cujos átomos que os compõem formam ligações
covalentes, estabelecendo uma macroestrutura com um número indefinido de
átomos.
Exemplos: (SiO2)n,
(BeO)n
Quanto
ao comportamento químico
Óxidos
básicos
São
óxidos que se comportam como base em uma reação de neutralização ou que, em
meio aquoso, originam uma base.
K2O + H2O
→ 2KOH
óxido básico +
água → base
K2O +
2HCl → 2KCl + H2O
óxido básico +
ácido → sal + água
Esses
óxidos são formados por metais de baixo NOx (+1, +2 ou +3). São sólidos iônicos
de elevadas T.E. e T.F. e pouco solúveis em água, exceto os óxidos das famílias
IA (1) e IIA (2).
Exemplos: Na2O,
Fe2O3, Cu2O
Óxidos
ácidos ou anidridos
São
óxidos que se comportam como ácidos em reações de neutralização ou que, em meio
aquoso, originam ácidos.
SO3 + H2O
→ H2SO4
óxido ácido + água → ácido
SO3 +
2NaOH → Na2SO4 + H2O
óxido ácido + base
→ sal + água
São
formados por metais de alto NOx ou por ametais (nesse caso, são, geralmente,
gases). Exemplos: SO2, SO3, CO2, N2O5,
CrO3, MnO3, Mn2O7
Os
anidridos podem ser considerados compostos obtidos pela desidratação total do
respectivo oxiácido do elemento.
Alguns
anidridos produzem dois ácidos diferentes quando reagem com a água. Eles são
denominados anidridos duplos.
Exemplos:
N2O4 + H2O
→ HNO2 + HNO3
Assim como NO2, Cl2O6
e ClO2.
Outros anidridos,
quando são hidratados com quantidades crescentes de água, produzem ácidos
diferentes.
Exemplo: P2O5
P2O5 + H2O
→ 2HPO3 ⇒ ácido metafosfórico
P2O5 + 2H2O
→ H4P2O7 ⇒ ácido
pirofosfórico
P2O5 + 3H2O →
2H3PO4 ⇒ ácido
ortofosfórico
Óxidos
anfóteros
São
óxidos que se comportam como ácidos ou como bases em reações de neutralização,
dependendo do meio. Normalmente, reagem com ácidos ou bases fortes, definindo o
seu caráter. Em meio neutro, os óxidos anfóteros não apresentam reatividade.
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
base
ZnO + 2NaOH →
Na2ZnO2 + H2O
ácido
Exemplos: Al2O3,
SnO, SnO2, PbO, PbO2, As2O5, Sb2O3,
Sb2O5
Óxidos neutros
São óxidos
indiferentes, não reagindo com ácidos, bases ou água. São óxidos gasosos de
ametais. Exemplos: CO, NO e N2O
Quanto
à estrutura
Óxidos
duplos, mistos ou salinos
São óxidos
formados pela associação de dois outros óxidos do mesmo elemento.
Peróxidos
São óxidos em que
o NOx do oxigênio é –1. Reagem com água ou ácidos diluídos, produzindo água
oxigenada, H2O2.
CaO2 + 2H2O →
Ca(OH)2 + H2O2
CaO2 + 2HCl → CaCl2
+ H2O2
Exemplos: Na2O2,
K2O2, H2O2, BaO2
O
peróxido de hidrogênio, H2O2, é um exemplo de peróxido
molecular líquido, porém não é o único. Existem, também, os peróxidos orgânicos
que podem ser considerados peróxidos derivados do H2O2,
em que um ou ambos os átomos de hidrogênio foram substituídos por grupos
orgânicos. Os demais peróxidos são sólidos iônicos que possuem em sua estrutura
o ânion peróxido, –O–O– (O22–).
OBSERVAÇÕES
1. Do que foi
exposto, pode-se concluir que, devido à grande variabilidade de óxidos e a suas
respectivas características, não é possível atribuir propriedades e características
(constantes ou fixas) aos óxidos.
2. Quando um metal
der origem a vários óxidos, o caráter do mesmo varia de acordo com a variação
do NOx.
NOMENCLATURA
DE ÓXIDOS
Quando um elemento
forma um único óxido, tem-se:
Óxido de (nome
do elemento ligado ao oxigênio)
Exemplos: Na2O
⇒ óxido de sódio
CaO ⇒
óxido de cálcio
Porém,
quando o elemento forma mais de um óxido, deve-se enunciar o NOx do elemento em
algarismo romano ou enunciar o número de átomos do elemento e o número de
átomos de oxigênio.
Exemplos: FeO ⇒
Fe2+ óxido de ferro (II) ou ferroso
Fe2O3
⇒ Fe3+ óxido de ferro (III) ou
férrico
ou ainda:
FeO ⇒
(mono) óxido de (mono) ferro
Fe2O3
⇒ trióxido de diferro
OBSERVAÇÃO
• Sufixos -oso ⇒
menor
NOx -ico ⇒
maior NOx
Para
elementos que apresentam mais de dois NOx, usam-se os prefixos hipo- (geralmente
para o NOx +1) e per- (geralmente para o NOx +7).
Os
anidridos podem, ainda, receber o nome do ácido que os origina, quando
hidratados, antecedido da palavra anidrido.
Comparação dos tipos de nomenclatura
PRINCIPAIS ÓXIDOS DO COTIDIANO
perfeito !
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