FUNÇÕES QUÍMICAS GRAÇA PORTO.

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1 FUNÇÕES QUÍMICAS GRAÇA PORTO

2 Funções químicas Conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante.

3 Ácidos Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que, em solução aquosa, liberam como cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H2O  H3O+ + Cl- H2SO4 + 2H2O  2H3O+ + SO42- H3PO4 + 3H2O  3H3O+ + PO43-

4 Hidrogênios ionizáveis
Os hidrogênios que fornecem H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido. Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções: H3PO3 + 2H2O ® 2H3O+ + HPO32-  apenas 2H+ H3PO2 + H2O ® H3O+ + H2PO21-  apenas 1H+

5 Classificação dos Ácidos
Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH) Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH) Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN) Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl, H2S, HBr) Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4)

6 Classificação dos Ácidos
Quanto ao número de elementos Químicos: Binário (HCl, HBr, HF) Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2) Tetrácidos (H4P2O7)

7 Quanto ao Grau de Ionização (a)
Ácidos fracos: 0< a < 5% Ácidos moderados: 5% £ a £ 50% Ácidos fortes : 50% < a < 100% Nº de Mol Ionizados a = Nº Inicial de Mols Ácido fraco: HClO Ácido moderado: H3PO4 Ácido forte : H2SO4 HClO4

8 Quanto ao Grau de Ionização (a)
Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF *Os demais são fracos!!! Oxiácidos: HxEOy 0 fraco Ex.: HClO y-x 1 moderado Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4

9 Nomenclatura Oficial:
Hidrácidos Seguem a seguinte regra: Ácidos ídrico Radical do Elemento Oxiácidos Seguem a seguinte regra: ico (+ oxigênio) Ácido __________________ + Radical do Elemento oso (- oxigênio)

10 Nomenclatura Oxiácidos:
H2SO4 HNO3 H3PO4 H2CO3 H3BO3 HClO3 +7 +6,+5 +4,+3,+2 +1 Ácido Per.....ico Ácido ico Ácido oso Ácido Hipo.....oso Menos Oxigênios +1 Ex: H3PO2 – ác. Hipofosforoso HClO4 – ác. Perclórico H2SO3 – ác. Sulfuroso +7 +4

11 Exemplo: H2S H2SO3 H2SO4 Ácido sulfídrico Ácido sulfuroso
+2 - 2 H2S Ácido sulfídrico +2 +4 - 6 H2SO3 *Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim “sulfur”. Ácido sulfuroso +2 +6 - 8 H2SO4 Ácido sulfúrico

12 Características gerais dos ácidos
Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução fenolftaleína, e vermelho o papel de tornassol; Neutralizam bases formando sal e água;

13 ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH)
Ácidos que formam exceção: ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) ÁCIDO CARBÔNICO (H2CO3) Está presente na chuva ácida, causando diversos problemas para o meio ambiente. Apresenta 4 hidrogênios em sua estrutura, mas apenas 1 é ionizável (H+) Ele é um diácido. Pois libera dois H+, porém é um ácido extremamente fraco, e instável, se decompõe facilmente quando formando em uma reação química. Em relação a sua força este acido não segue a regra e é considerado um ácido fraco, devida a sua baixa ionização. H2CO3 → 2 H+ + CO3-2 MONOÁCIDO E FRACO! DIÁCIDO E FRACO!

14 Ácidos que formam exceção:
ÁCIDO HIPOFOSFOROSO (H3PO2) ÁCIDO FOSFOROSO (H3PO3) H3PO3 → 2 H+ + HPO3- H3PO2 → H+ + H2PO2- Observando a estrutura do ácido, é importante lembrar que um hidrogênio é ionizável quando está ligado ao átomo de oxigênio. Observa-se apenas 1 ligado! Observando a estrutura do ácido, é importante lembrar que um hidrogênio é ionizável quando está ligado ao átomo de oxigênio. Observa-se apenas 1 ligado! DIÁCIDO E MODERADO! MONOÁCIDO E MODERADO!

15 H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)
Ácidos importantes: H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3, é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico. Pode ser obtido a partir das seguintes reações: S + O2  SO2 SO2 + ½O2  SO3 SO3 + H2O  H2SO4 *É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.

16 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático)
Ácidos importantes: 2) HCl – Ác. Clorídrico (ácido muriático) Solução de hidreto de cloro em água. Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore. É encontrado no suco gástrico humano.

17 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)
Ácidos importantes: 3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais , produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos. CH3 -NO2 CH3 NO2- NO2 + 3HNO3  + 3H2O TNT

18 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338)
Ácidos importantes: 4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338) Obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de “cola”. Seus fosfatos são usados como adubo. *Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”.

19 Bases NaOH  Na+ + OH- Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH- Al(OH)3  Al3+ + 3OH-
De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila). NaOH  Na+ + OH- Possuem OH- Metais; Lig. Iônicas; Sólidas. Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH- Al(OH)3  Al3+ + 3OH-

20 Bases (exceção) * NH3 + H2O  <NH4OH> Ametais; Lig. covalentes;
Solução aquosa; Volátil.

21 Nomenclatura NaOH hidróxido de sódio Fe(OH)2 hidróxido de ferro II
Nome do Elemento NaOH hidróxido de sódio Fe(OH)2 hidróxido de ferro II Fe(OH)3 hidróxido de ferro III

22 Classificação Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: NaOH; NH4OH
- Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 - Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4 Quanto ao Grau de Dissociação Iônica - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A). - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases.

23 Classificação Al(OH)3 KOH Quanto à Solubilidade em Água
- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos e o hidróxido de amônio (NH4OH). - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos. - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. Monobase Forte Solúvel Tribase Fraca Insolúvel Al(OH)3 KOH

24 Características gerais das bases
Apresentam sabor adstringente; Deixam vermelha a solução de fenolftaleína, e azul o papel de tornassol; Neutralizam ácidos formando sal e água;

25 1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica)
Bases importantes: 1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) É um sólido branco floculado muito solúvel em água além de extremamente caústico. É usado na desidratação de gorduras, no branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos. *Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico.

26 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta)
Bases importantes: 2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, hidratada ou extinta) É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem). É usada em construções, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces. CaO + H2O  Ca(OH)2 Cal Virgem Cal Apagada

27 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia)
Bases importantes: 3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. É usada como antiácido estomacal e também como laxante. Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O

28 Bases importantes: 4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio
É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água). É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística. *Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .

29 DESCARTE DE ÁCIDOS E BASES
  Neutralizar com NaOH  ou H2SO4 , respectivamente, utilizar papel indicador ou gotas de fenolftaleína, para garantir que o pH da solução resultante situe-se entre 6 e 8. Após a neutralização, descartar lentamente na pia sob água corrente. Para soluções extremamente ácidas, como mistura sulfonítrica, por exemplo, utilizar cal na neutralização. Resíduos de ácidos devem ser descartados em frascos de vidro. Resíduos de base devem ser descartados em frascos de polietileno(plástico).

30 Sais Ácido + Base  Sal + Água HCl + NaOH  NaCl + H2O
Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion  de H+ e um ânion  de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Ácido + Base  Sal + Água Salificação HCl NaOH  NaCl H2O HCl NaOH  NaCl H2O Neutralização

31 Nomenclatura ídrico eto ico ato oso ito H2SO4 + Ca(OH)2 
Obedece à expressão: (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido Sufixo do ânion ídrico eto ico ato oso ito H2SO4 + Ca(OH)2  H2SO4 + Ca(OH)2  H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2 H2O Sulfato de cálcio (gesso)

32 Sais neutros ou normais
São obtidos por neutralização total (H+ioniz = OH-): H2CO3 + Ca(OH)2  H2CO3 + Ca(OH)2  H2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + 2 H2O 2 NaOH H2SO4  NaSO H2O

33 Sais Hidrogenados e Sais hidroxilados
São obtidos por neutralização parcial (H+ionizáveis ≠ OH-): H2CO3 + NaOH  H2CO3 + NaOH  H2CO3 + NaOH  NaHCO3 + H2O Sal hidrogenado ou hidrogenossal HCl + Mg(OH)2  HCl + Mg(OH)2  HCl + Mg(OH)2  Mg(OH)Cl + H2O Sal hidroxilado ou hidróxissal

34 Classificação Quanto à Presença de Oxigênio
- Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 - Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl Quanto ao Número de Elementos - Binários: NaCl , KBr , CaCl2 - Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 - Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6

35 Classificação Quanto à Presença de Água
- Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O - Anidro: KCl; NaCl; CaSO4 Quanto à Natureza - Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 - Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 - Hidroxissais: Ca(OH)Br - Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr

36 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal)
Sais importantes: 1) NaHCO3 – Bicarbonato de sódio (ENO,Sonrisal) É um pó branco que perde CO2 com facilidade (efervescência). É usado como antiácido estomacal , fermento químico e nos extintores de incêndio. H2CO3 NaHCO3 + H2O  NaOH + H2O+ CO2 *Pode ser usado para neutralizar os ácidos graxos na manteiga rançosa.

37 2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo)
Sais importantes: 2) CaCO3 – Carbonato de cálcio (mármore,calcáreo) É um sólido branco que por aquecimento perde CO2 e produz CaO (calcinação). É usado na fabricação de cimentos(Portland), como corretivo do solo e como fundente em metalurgia. CaCO3  CaO + CO2 *Na Espanha é encontrado na região de Aragón, daí seu nome mineral (aragonita). Na forma de estalagmites pode ser chamado de calcita (mármore Carrara).

38 3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile)
Sais importantes: 3) NaNO3 – Nitrato de sódio (Salitre do Chile) É um sólido cristalizado no sistema cúbico, além de ser um ótimo oxidante para reações químicas. É usado na fabricação de fertilizantes e explosivos. *Nos Andes era utilizado na conservação da carne por ser higroscópico.

39 Sais importantes: 4) NH4Cl – Cloreto de amônio (Sal amoníaco)
É um sólido granulado obtido do líquido amoniacal das fábricas de gás. É usado na fabricação de fabricação de pilhas secas, na soldagem, na galvanização do ferro e na fabricação de tecidos. *Por ser higroscópico é utilizado na fabricação de bolachas.

40 Preparação de um sal a partir de outro sal:
METAL OU AMETAL ÁCIDO BASE 1 2 3 4 São reações de deslocamento que devem portanto obdecer às filas de reatividade Ametais: F O N Cl Br I S C P H Metais: K Mg Al Zn Fe Ni H Sn Cu Ag Au São reações de dupla troca onde deverão aparecer um precipitado, ou um produto gasoso (volátil) (H2CO3, HCN, H2S, H2SO3 ou NH4OH), ou um produto pouco ionizado (bases e ácidos fracos e/ou água) EXEMPLOS: 1 Reação de um sal com um metal Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Zn + 2AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2Ag Aqui um metal “mais reativo” desloca um “menos reativo”.

41 Preparação de um sal a partir de outro sal:
EXEMPLOS: 2 Reação de um sal com um não-metal 2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2 Na2S + Br2 → 2 NaBr + S Aqui um não-metal “mais reativo” desloca um “menos reativo”. 3 Reação de um sal com um ácido CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS (precipitado) 2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl (volátil) NaNO2 + HCl → NaCl + HNO2 (pouco ionizado)

42 Preparação de um sal a partir de outro sal:
EXEMPLOS: 4 Reação de um sal com uma base FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH) NaCl Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3 CaCO3  CaO + CO2 5 Reação de um sal com outro sal AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl BaCl2 + K2SO4 → BaSO KCl

43 Fórmula geral dos óxidos:
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: Ex+2 O2-X Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3

44 Nomenclatura Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento CO
P2O3 H2O monóxido de monocarbono pentóxido de dinitrogênio trióxido de difosforo monóxido de dihidrogênio Nox fixo(1A 2A)- óxido de elemento Para metais: Nox - óxido de elemento+valência Na2O Al2O3 FeO Fe2O3 óxido de sódio óxido de alumínio óxido de ferro II (óxido ferroso) óxido de ferro III (óxido férrico)

45 Classificação Óxidos Ácidos Óxidos Básicos Óxidos Anfóteros
Óxidos Neutros Óxidos Duplos Peróxidos

46 Classificação Nox ≥+4 Óxidos Anfóteros H, 1A e 2A 13 14 15 16 17
18 1 2 Óxidos Básicos Óxidos Ácidos (anidridos) Nox ≥+4 Óxidos Anfóteros OB + H2O  BASE OB + ÁCIDO  SAL + ÁGUA OA + H2O  ÁCIDO OA + BASE  SAL + ÁGUA ÓXIDO DUPLO OU MISTO= Me3O4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS= CO, NO, N2O. PERÓXIDOS= O2 SUPERÓXIDOS= ....O4 H, 1A e 2A

47 Óxidos Básicos (metálicos)
São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e reagem com água formando bases e com ácidos formando sal e água. Óxido básico + H2O  base 2NaO + H2O  2NaOH CaO + H2O  Ca(OH)2 CaO (cal virgem, cal viva ) Óxido básico + ácido  sal + H2O MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O

48 Óxidos Ácidos (anidridos)
São formados por ametais e reagem com água formando ácidos e com bases formando sal e água. Óxido ácido + H2O  ácido CO2 + H2O  H2CO3 (gás carbônico) – EFEITO ESTUFA N2O5 + H2O  2HNO3 “chuva ácida” SO3 + H2O  H2SO4 Óxido ácido + base  sal + H2O CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O

49 Óxidos e os problemas ambientais
Chuva ácida: Reações que causam a chuva ácida: pH Lembre-se: A chuva é naturalmente ácida: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação: 2SO2 + O2 (ar) → 2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 Os principais óxidos da chuva ácida são: NOx, SO2, SO3) – Provenientes da atividade humana! "Quando relâmpagos ocorrem na atmosfera, energia suficiente é fornecida para a iniciação da reação de nitrogênio com oxigênio, gerando monóxido de nitrogênio, o qual, em seguida, interage com o oxigênio, gerando dióxido de nitrogênio, um dos responsáveis pela acidez de chuvas. REAÇÕES: N2(g) + O2(g)  2NO(g) 2NO(g) + O2  2NO2(g) 2NO2(g) + H2O(l)  HNO3(aq) + HNO2(aq)

50 Chuva ácida: consequências
Para a Saúde A chuva ácida liberta metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais podem contaminar os rios e serem inadvertidamente utilizados pelo homem causando sérios problemas de saúde. Nas Casas, Prédios e demais edifícios A chuva ácida também ajuda a corroer alguns dos materiais utilizados nas construções, danificando algumas estruturas, como as barragens, as turbinas de geração de energia, etc. Para o meio ambiente ►Lagos Os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito das chuvas ácidas, pois podem ficar totalmente acidificados perdendo toda a sua vida. ► Desflorestação A chuva ácida provoca clareiras, matando algumas árvores de cada vez. Podemos imaginar uma floresta, que vai sendo progressivamente dizimada, podendo eventualmente ser até destruída. ► Agricultura A chuva ácida afeta as plantações quase da mesma forma que as florestas, no entanto a destruição é mais rápida, uma vez que as plantas são todas do mesmo tamanho e assim, igualmente atingidas pelas chuvas ácidas.

51 Dióxido de Carbono(CO2) Clorofluorcarbono (CFC)
Problemas ambientais Efeito estufa: Gases de estufa Principais causas Dióxido de Carbono(CO2) Combustão de combustíveis fósseis: petróleo, gás natural, carvão, desflorestação (libertam CO2 quando queimadas ou cortadas). O CO2 é responsável por cerca de 64% do efeito estufa. Diariamente são enviados cerca de 6 mil milhões de toneladas de CO2 para a atmosfera. Tem um tempo de duração de 50 a 200 anos. Clorofluorcarbono (CFC) São usados em sprays, motores de aviões, plásticos e solventes utilizados na indústria eletrônica. Responsável pela destruição da camada de ozônio. Também é responsável por cerca de 10% do efeito estufa. O tempo de duração é de 50 a 1700 anos. Metano (CH4) Produzido por campos de arroz, pelo gado e pelas lixeiras. É responsável por cerca de 19 % do efeito estufa. Tem um tempo de duração de 15 anos. Ácido nítrico (HNO3) Produzido pela combustão da madeira e de combustíveis fósseis, pela decomposição de fertilizantes químicos e por micróbios. É responsável por cerca de 6% do efeito estufa. Ozono (O3) É originado através da poluição dos solos provocada pelas fábricas, refinarias de petróleo e veículos automóveis

52 Problemas ambientais Efeito estufa: 1 2 5 3 6 4
QUAIS AS PRINCIPAIS FONTES DOS GASES COM EFEITO DE ESTUFA? Os gases responsáveis pelo aquecimento global da Terra, encontram-se na combustão de combustíveis fósseis, como o petróleo e seus derivados, e nas cidades cerca de 40 % deve-se à queima de gasolina e de óleo a diesel, fato que se traduz pelo número de veículos automóveis que aí circulam. 1 Os veículos automóveis são responsáveis pela libertação de monóxido de carbono (CO) e dióxido de carbono (CO2), óxidos de nitrogênio (NOx), dióxido de enxofre (SO2), derivados de chumbo e hidrocarbonetos. A incineração de resíduos e a deposição de resíduos sólidos nas terras constituem outras fontes de gases com efeito de estufa 2 5 A ação do ser humano na natureza tem feito aumentar a quantidade de dióxido de carbono na atmosfera, através de uma queima intensa e descontrolada de combustíveis fósseis e do desflorestamento. A derrubada de árvores provoca o aumento da quantidade de dióxido de carbono na atmosfera pela queima e também por decomposição natural. Além disso, as árvores aspiram dióxido de carbono e produzem oxigênio. Uma menor quantidade de árvores significa também menos dióxido de carbono sendo absorvido.   As indústrias também são responsáveis por este fenômeno uma vez que emitem enxofre, chumbo e outros materiais pesados, bem como resíduos sólidos que ficam suspensos no ar, por sua vez a concentração de oxigênio vai sendo cada vez menor o que vai provocar doenças graves no sistema nervoso, cancro, problemas respiratórios.   3 6 Quanto à agricultura, as substâncias são originadas a partir do cultivo de arroz, agricultura, queima de resíduos agrícolas e de florestas, entre outras fontes.   4

53 Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O
Óxidos Anfóteros (anfipróticos) São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e água. Óxido anfótero + ácido/base  sal + água ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O Al2O ZnO ZnO (hipoglós) Al2O3(alumina)

54 CO - NO - N2O – H2O Óxidos Neutros (indiferentes)
São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com oxigênio. CO + H2O  Não ocorre reação NO + HCl  Não ocorre reação Óxido Neutro + O2  Oxidação CO + ½O2  CO2 CO - NO - N2O – H2O

55 Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4 Óxidos Duplos (mistos) M3O4 Fe, Pb, Mn
São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros óxidos. M3O4 Fe, Pb, Mn FeO + Fe2O3  Fe3O4 (magnetita ,imã) Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4

56 Peróxidos M2O2 - MO2 Ex.: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2
São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1. M2O MO2 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos Ex.: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2 H2O2 - Ag. Oxidante e Bactericida

57 1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós)
Óxidos importantes: 1) ZnO – óxido de Zinco (Hipoglós) É um sólido branco de caráter anfótero (anfiprótico). É usado na fabricação de cremes dermatológicos, na industria de tintas e na galvanização do ferro. *A proteção de superfícies metálicas com tintas ou metais de sacrifício é chamada de proteção anódica.

58 2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina)
Óxidos importantes: 2) Al2O3 – óxido de Alumínio (Bauxita, Alumina) É um sólido muito duro (dureza 9) de onde é extraído por eletrólise o alumínio metálico. Na forma cristalizada é encontrado nas safiras e nos rubis. *É um óxido anfótero abrasivo que também pode ser chamado de Coríndon.

59 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada)
Óxidos importantes: 3) H2O2 – Peróxido de hidrogênio (água oxigenada) É uma solução aquosa que se decompõe facilmente em presença de luz (fotólise). É utilizada como agente oxidante e bactericida. H2O2  H2O + ½O2 *Os recipientes que guardam a água oxigenada são opacos para impedir a entrada de luz.

60 4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã)
Óxidos importantes: 4) Fe3O4 – Tetróxido de triferro (magnetita, imã) É um sólido escuro que apresenta características ferromagnéticas. É utilizado na fabricação de caixas de som e aparelhos eletrônicos em geral. FeO + Fe2O3  Fe3O4 *A tarja dos cartões magnéticos é constituída por este óxido .