Prof. : Drielle Caroline - SEJA-EaD · é utilizado para a fabricação do soro fisiológico e do soro caseiro. O cloreto de sódio é a principal matéria-prima do processo de produção

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CAPÍTULO 8 – SAIS E ÓXIDOS

� O QUE VOCÊ JÁ SABE?

Antes de continuar o estudo da química inorgânica, os ácidos e os óxidos,

pense a respeito das seguintes questões:

• O sal de cozinha é um composto inorgânico?

• Porque não posso deixar o carro ligado em ambientes fechados, sem

ventilação?

• O CO2 é um sal ou um óxido?

• Como posso diferenciar os compostos inorgânicos: ácidos, bases, sais e

óxidos?

Conceito de Sais

Quando misturamos uma solução aquosa de HCl e uma solução aquosa

de NaOH ocorre uma reação entre os íons H+ e OH-, formando água. Essa

reação é chamada de neutralização. Veja:

Como você pode perceber, a neutralização faz com que os íons H+ e

OH- presentes em solução se transformem em água e, dessa forma,

permaneçam em solução apenas os íons Na+ e Cl-. A reação em questão pode

ser representada pela seguinte equação química:

Se, após a mistura das soluções, evaporarmos completamente a água,

restará no fundo do recipiente um sólido branco, cuja fórmula é NaCl. Esse

composto pertence ao grupo de substâncias químicas chamadas de sais.

Podemos definir sal como um composto iônico que contém cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de um ácido.



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Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Portanto, de acordo com Arrhenius, 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 O2–.

Outros exemplos de neutralização podem ser assim equacionados:

Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Perceba que o balanceamento dessas equações emprega coeficientes

para o ácido e para a base visando igualar o número de íons H+ e OH-. Assim,

não sobram íons H+ nem OH-. Uma reação desse tipo é chamada de

neutralização total.

Veja alguns exemplos de fórmulas de sais e sua nomenclatura:

Fonte: Química – volume único



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Os sais geralmente apresentam sabor salgado e são sólidos, pois são

compostos iônicos. Para muitas pessoas, a palavra sal está associada apenas

ao conhecido “sal de cozinha”, e, por esse motivo, relacionam sal à cor branca.

No entanto, os sais podem ser encontrados em diferentes cores.


Algumas aplicações dos sais são mostradas a seguir:

Fonte: Química no cotidiano – volume 1



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(A) O mármore, que contém o sal carbonato de cálcio, CaCO3, é uma bela

rocha usada, entre outras finalidades, para a ornamentação de construções e

para fazer estátuas. Na foto, o Taj Mahal, construído entre 1631 e 1648, na

Índia, que apresenta grande quantidade de mármore em seu revestimento. O

CaCO3 também é encontrado nas pérolas e na casca dos ovos de aves e de

répteis.

(B) A água do mar contém vários sais dissolvidos. Aqueles presentes em

quantidade mais expressiva são representados, em ordem decrescente de

abundância, pelas fórmulas NaCl, MgCl2, MgSO4, CaSO4, KCl, CaCO3 e KBr.

(C) O gesso usado em ortopedia contém sulfato de cálcio, CaSO4. O giz

escolar, também.

Fertilizantes são fabricados de modo que forneçam aos vegetais os

elementos químicos que lhes são indispensáveis ao crescimento, à floração e à

frutificação. Tais elementos aparecem nos fertilizantes na forma de sais, como,

por exemplo, KNO3, NaNO3, CaSO4, Ca3(PO4)2, CaHPO4, NH4Cl, NH4NO3,

(NH4)2SO4, (NH4)3PO4. A imagem abaixo representa a aplicação de adubo em

Itiquira, MT, em 2001.

Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Sais hidratados

O gesso é fabricado utilizando como matéria-prima uma rocha chamada

gipsita. Nela há uma substância denominada sulfato de cálcio di-hidratado, cuja

fórmula química é CaSO4 . 2H2O. Pela fórmula você pode constatar a presença



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de água na substância. Trata-se da água de cristalização ou água de

hidratação, que é aquela água que se encontra dentro do retículo cristalino de

um composto iônico em quantidade bem definida, fazendo parte de sua

composição.

Um sal é chamado de sal hidratado quando possui água de

cristalização. Outros exemplos, além da gipsita, são o CuSO4 . 5H2O, sulfato de

cobre (II) pentaidratado, e o Na2SO4.10H2O, sulfato de sódio decaidratado.

Veja mais exemplos de sais hidratados:

Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Compostos higroscópicos

Há um ditado popular que diz: “Saleiro entupiu, vem chuva!”.

Esse “saber popular” possui certo fundo de verdade. O sal de cozinha

contém algumas impurezas (MgCl2 e MgSO4) que são higroscópicas. Um

composto higroscópico é aquele capaz de absorver espontaneamente água

da atmosfera.

Em dias úmidos, quando há maior probabilidade de ocorrência de

chuva, essas impurezas absorvem água da atmosfera e deixam o sal

empelotado, entupindo o saleiro. Em dias secos, quando há poucas

possibilidades de chover, a água do sal é perdida para a atmosfera, deixando o

sal soltinho.

Outros exemplos de substâncias higroscópicas são o ácido sulfúrico, o

hidróxido de sódio e o cloreto de cálcio. Se um frasco com ácido sulfúrico

concentrado é deixado destampado, vapor de água da atmosfera é absorvido

por ele e ligeiro aumento do nível do líquido irá ocorrer, graças à água

absorvida que, líquida, se mistura ao ácido. Se pedaços de hidróxido de sódio

sólido são deixados expostos à atmosfera, chegam a absorver tanta água que

se dissolvem nela. Após algumas horas, no lugar do sólido observa-se um



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líquido claro, que é uma solução aquosa de hidróxido de sódio. Fenômeno

semelhante ocorre com o cloreto de cálcio.

Fonte: Química no cotidiano – volume 1 A solubilidade em água

Em termos práticos, esse é o critério mais importante para a

classificação dos sais. A tabela a seguir indica a solubilidade em água (a 25 ºC

e 1 atm) das substâncias.


Exemplos de aplicações de alguns sais importantes:

- Cloreto de sódio (NaCl): obtido pela evaporação da água do mar, é o

principal componente do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. Também

é utilizado para a fabricação do soro fisiológico e do soro caseiro. O cloreto de

sódio é a principal matéria-prima do processo de produção da soda cáustica

(NaOH).

- Fluoreto de sódio (NaF): é usado como anticárie, pois inibe a

desmineralização dos dentes, tornando-os menos suscetíveis à cárie.



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- Nitrato de sódio (NaNO3): conhecido como salitre do Chile, sendo muito

utilizado na fabricação de fertilizantes (adubos). A transformação do NaNO3 em

nitrato de potássio (KNO3) permite a fabricação da pólvora negra, que é um dos

explosivos mais comuns.

- Carbonato de sódio (Na2CO3): conhecido por barrilha ou soda e comumente

é utilizado no tratamento de água de piscina, na fabricação de sabões,

remédios, corantes, papéis etc. Sua principal aplicação, no entanto, é na

fabricação de vidro comum.

- Bicarbonato de sódio (NaHCO3): o nome comercial do carbonato ácido de

sódio ou hidrogenocarbonato de sódio. É um sólido de cor branca muito usado

como antiácido estomacal por ser capaz de neutralizar o excesso de ácido

clorídrico (HCl) presente no suco gástrico. Esse sal é utilizado, também, na

fabricação de extintores de incêndio de espuma e como fermento para bolos e

pães.

- Carbonato de cálcio (CaCO3): é encontrado em grande quantidade na

natureza, constituindo o calcário e o mármore. Além disso, o calcário é utilizado

na fabricação do vidro comum e, também, na produção do cimento.

- Sulfato de cálcio (CaSO4): este sal pode ser encontrado na forma de sal

anidro, ou seja, sem água (CaSO4), ou de sal hidratado, isto é, com água

(CaSO4 · 2 H2O), sendo essa forma conhecida por gipsita.

- Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2): encontrado na crosta terrestre, é um sal que

constitui a matéria-prima utilizada na produção do elemento fósforo.

- Hipoclorito de sódio (NaClO): um dos usos industriais mais importantes

desse sal é como alvejante (branqueador). Por ser um poderoso agente anti-

séptico, é usado para a limpeza de residências, hospitais etc. Essa propriedade

é também responsável pela sua aplicação no tratamento de água para

consumo e de piscinas. Normalmente comercializado com o nome de cloro, o

hipoclorito de sódio é um sólido branco.



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Em foco...

Sais e cotidiano

O carbonato de cálcio (CaCO3), por exemplo, é encontrado na casca de

ovos, no mármore, no calcário, nas pérolas e nos recifes de coral.

O cloreto de sódio (NaCl), além de ser usado para salgar a comida, tem

larga aplicação na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau salgado

etc.), na composição do soro fisiológico (uma mistura de água com 0,9% de

NaCl) e como matéria-prima para a produção de cloro (Cl2), de soda cáustica

(NaOH) e de hipoclorito de sódio (NaClO).

O fluoreto de sódio (NaF) serve como fonte de fluoreto (F-) para a

formação do esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries.

É usado em algumas pastas de dente e em enxaguatórios bucais. Em alguns

municípios, é acrescentado à água distribuída às residências.

O salitre (KNO3) e o salitre do chile (NaNO3) são empregados como

conservantes dos embutidos de carne (presunto, salame, mortadela, rosbife

etc.). Tomam parte, também, da composição de fertilizantes e da chamada

pólvora negra, uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados.

O carbonato de sódio (Na2CO3), também denominado soda ou barrilha,

é empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas

(para evitar que a água fique muito ácida) e nas fábricas de vidro e de sabão

em pó como matéria-prima. Gesso e giz são dois materiais que contêm sulfato

de cálcio (CaSO4).


Prevenção contra cáries

O esmalte dos dentes contém um mineral chamado hidroxiapatita —

Ca5(PO4)3OH. Os ácidos presentes na boca, ao reagirem com esse mineral,

provocam o desgaste do esmalte dos dentes, o que pode levar à formação de

cáries.

Com a finalidade de prevenir contra as cáries, muitos cremes dentais

contêm fluoreto de sódio, que reage com a hidroxiapatita, formando a

fluorapatita — Ca5(PO4)3F. Essa substância adere ao esmalte, dando-lhe



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mais resistência ao ataque dos ácidos produzidos quando bactérias presentes

na boca metabolizam restos de alimentos. Em muitas cidades, é comum a

adição de fluoretos (em quantidade adequada) à água tratada para o consumo

humano. Esse procedimento tem se mostrado eficiente na prevenção contra as

cáries.


Conceito de Óxidos

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.


Segundo Arrhenius, óxidos são compostos binários, ou seja, formados

por dois elementos, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre eles.

IMPORTANTE: Os compostos OF2 e O2F2 não são considerados óxidos porque o elemento flúor é mais eletronegativo que o elemento oxigênio. Sendo assim, óxido é todo composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor.

Óxidos moleculares

Uma vez que o oxigênio é um não metal, para que um óxido seja

molecular basta que o oxigênio esteja combinado com outro não metal ou

com um semimetal (lembre-se de que os compostos moleculares são

formados por átomos de não metais, ou semimetais, unidos por ligações

covalentes).



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Como exemplos podemos destacar os óxidos formados pelo nitrogênio:


Como você pode perceber, há uma considerável variedade de óxidos

de nitrogênio. Essa diversidade também ocorre com alguns outros elementos.

Pensando nisso, a regra de nomenclatura foi criada para evitar confusões ao

chamá-los apenas pelo nome. Outros exemplos são:


Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Óxidos iônicos

Esses tipos de óxido apresentam oxigênio combinado com um metal

(lembre-se de que, de modo geral, metal e não metal se unem por ligação

iônica).

Nesse caso, é fácil prever a fórmula do óxido de um determinado metal

utilizando o que aprendemos sobre ligação iônica. Como o oxigênio apresenta



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6 elétrons na última camada, quando em ligação iônica ele recebe 2 elétrons e

fica com duas cargas negativas, formando o ânion O2-, denominado íon óxido.

Veja alguns exemplos:

óxido de sódio óxido de cálcio óxido de ferro (II) óxido de ferro (III) O óxido de ferro (III), Fe2O3, é usado como pigmento em tintas. Com ele

podem-se conseguir tons de marrom, castanho e ocre. Veja:


Óxidos ácidos ou anidridos

Alguns óxidos podem ser obtidos a partir da desidratação (retirada de

água) de ácidos. Esses óxidos, que têm um comportamento químico

intimamente relacionado ao ácido do qual provêm, são chamados de óxidos

ácidos ou anidridos. Alguns exemplos são:

- SO3 trióxido de enxofre;



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- SO2 dióxido de enxofre;

- N2O5 pentóxido de dinitrogênio;

- CO2 dióxido de carbono.

Os óxidos ácidos reagem com água formando ácido. Veja alguns

exemplos:


Os óxidos ácidos também reagem com bases formando sal e água.

Veja alguns exemplos:


Em foco...

CO2: um óxido ácido muito importante A imagem (A) mostra um pedaço de gelo-seco seguro por uma pinça. O

gelo-seco é dióxido de carbono (CO2) no estado sólido, o que é possível em

temperatura igual ou inferior a -78 °C.

O dióxido de carbono sofre sublimação a -78 °C, ou seja, passa do

estado sólido diretamente ao gasoso. Daí vem a expressão “gelo-seco”, já que

ele, ao “derreter”, não se transforma em líquido.

O azul de bromotimol é um indicador ácido-base que assume a

coloração azul em meio básico e amarela em meio ácido. Ao adicionarmos um

pedaço de gelo-seco a um copo com água contendo algumas poucas gotas de

solução básica e esse indicador, (B), há uma mudança da cor azul para a



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amarela, (C), evidenciando que a presença de CO2 no meio aquoso deixou-o

ácido.

CO2(g) + H2O(l) → H2CO3 (aq)

O ar que expiramos (soltamos pelo nariz e/ou pela boca) contém um

pouco de gás carbônico. Se assoprarmos, com auxílio de um canudinho, dentro

de uma solução aquosa de Ca(OH)2, chamada de água de cal, ocorrerá uma

reação entre essa base e o óxido ácido CO2, produzindo um sólido branco

insolúvel, o CaCO3. O efeito visual será o aparecimento de uma turvação

branca dentro da solução.

CO2(g) + Ca(OH)2(aq) → CaCO3 (s) + H2O(l)


Curiosidade:

O CO2 sólido conhecido como gelo-seco também pode ser usado como

recurso cênico em filmes de terror e shows de rock.




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Óxidos ácidos envolvidos na poluição atmosférica

A atmosfera, na ausência de poluição, é composta fundamentalmente

de N2, O2, Ar, CO2 e quantidades variáveis de vapor de água. Nos locais

poluídos, sobretudo em centros urbanos e industriais, muitas outras

substâncias passam a fazer parte da composição do ar atmosférico.

Entre essas substâncias, temos:

• monóxido de carbono (CO);

• óxidos de enxofre (SO2 e SO3);

• óxidos de nitrogênio (especialmente NO e NO2); • partículas em suspensão, tais como fuligem (pó de carvão, C), areia,

partículas metálicas (por exemplo Pb, Hg, Cd) e fumaça;

• vapores de combustível, tais como álcool e gasolina não queimados.

A chuva é, naturalmente, um pouco ácida!

Plantas e animais, ao respirar, eliminam gás carbônico (CO2) na

atmosfera. Podemos dizer que a presença desse gás na atmosfera é natural.

Quando chove, ocorre uma reação entre ele e a água da chuva, produzindo

ácido carbônico, que deixa a chuva ligeiramente ácida, já que se trata de um

ácido fraco. A reação envolvida pode ser assim equacionada:

CO2 + H2O → H2CO3

A presença de H2CO3 na chuva não se deve necessariamente à

poluição. Essa acidez natural da chuva é tão baixa que não faz nenhum mal

aos seres vivos.



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Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Óxidos de carbono e fuligem

A combustão (queima) do álcool e da gasolina dentro dos motores dos

automóveis produz uma mistura de dióxido de carbono (CO2), monóxido de

carbono (CO), carvão (C) pulverizado e água.

A produção de CO2 na queima de combustíveis e nas queimadas tem

provocado aumento da concentração desse gás na atmosfera. Como

consequência, intensifica-se o efeito estufa, o que tende a provocar um

aumento da temperatura média do planeta (aquecimento global).

Já o CO é um gás extremamente tóxico, que afeta a capacidade do

sangue de transportar oxigênio às diversas partes do corpo, onde é essencial à

vida. O CO não tem cheiro nem cor, mas pode causar desde uma ligeira dor de

cabeça até a morte, dependendo da quantidade inalada.

O carvão (C) pulverizado é conhecido como fuligem, sendo o principal

responsável pela cor escura da fumaça que sai do escapamento de alguns

automóveis, caminhões e ônibus e também das chaminés das fábricas. Alguns

dos inconvenientes da presença da fuligem e de outras partículas sólidas em

suspensão no ar são o fato de elas causarem irritação na córnea e também

produzirem ou agravarem problemas respiratórios, como, por exemplo,

bronquite.



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Óxidos de enxofre

Uma das principais impurezas que existem nos derivados de petróleo

(gasolina, óleo diesel) e no carvão mineral são os compostos contendo o

elemento enxofre (S). Quando esses combustíveis são utilizados, produz-se o

dióxido de enxofre, um óxido ácido de cheiro bastante irritante.

Ao reagir com a água da chuva, o SO2 produz o ácido sulfuroso:

Na atmosfera, parte do SO2 reage com o oxigênio e se transforma

lentamente no SO3, outro óxido ácido. Embora essa reação seja difícil, ela é

acelerada pela presença de certas partículas em suspensão na atmosfera. O

SO3 formado reage com a água da chuva, produzindo H2SO4, que é um ácido

forte.

Assim se origina a chamada chuva ácida, ou seja, chuva com acidez

superior àquela naturalmente devida ao CO2. Ela é responsável por inúmeros

problemas, entre os quais se destacam:

• prejuízos para a agricultura, pois o solo se torna ácido e, ao mesmo tempo, o

SO2 destrói as folhas dos vegetais;

• a água dos rios e lagos se torna ácida e, consequentemente, imprópria à vida

de peixes;

• corrosão do mármore, do ferro e de outros materiais usados em monumentos

e construções.

Em textos técnicos, é comum encontrarmos a simbologia SOx para

designar de modo genérico o SO2 e o SO3.

O trióxido de enxofre (SO3) também é produzido na queima do carvão

usado em usinas termoelétricas. Essas chuvas ácidas podem cair em áreas

afastadas dos centros urbanos, que não suportam acidez elevada, provocando

sérios problemas ao meio ambiente.



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O álcool proveniente da cana-de-açúcar não contém compostos de

enxofre e, portanto, não contribui para o aparecimento de H2SO4 na chuva.

Fonte: Química no cotidiano – volume 1 Óxidos de nitrogênio

No motor dos automóveis ocorre a entrada de ar, cujo O2 é necessário à

combustão. Junto com esse O2, entram os outros componentes do ar, que não

deveriam, em princípio, tomar parte de reações dentro do motor. No entanto,

devido à alta temperatura interna do motor, ocorre a reação entre N2 e O2:



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Uma vez lançado na atmosfera, o NO transforma-se num óxido ácido, o

NO2, que, ao reagir com a água da chuva, produz os ácidos nítrico e nitroso.

O HNO3 é um ácido forte. Juntamente com o H2SO4, ele é importante

responsável pelo fenômeno da chuva ácida. Curiosamente, contudo, o HNO3

não surge na chuva apenas devido à poluição. Nos raios que ocorrem durante

as tempestades também se formam NO e NO2, que conduzem ao

aparecimento desse ácido na água. Assim, quantidades moderadas de HNO3

podem existir na chuva, mesmo na ausência de poluição, desde que a chuva

seja acompanha da de raios. O NO2 também contribui para a formação de

ozônio na atmosfera:

É benéfica para o ser humano a presença de ozônio na estratosfera, onde

ele filtra os raios ultravioleta provenientes do Sol. Contudo a presença desse

gás na baixa atmosfera é inconveniente por que causa irritação nos olhos e na

garganta e também prejudica os vegetais. Assim sendo, o gás O3 é

considerado um poluente.




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Em foco...

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 15ºC. 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 5ºC 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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� O QUE VOCÊ APRENDEU?

• Podemos definir sal como um composto iônico que contém cátion

proveniente de uma base e ânion proveniente de um ácido. Exemplo:

NaCl – cloreto de sódio ou sal de cozinha.

• Segundo Arrhenius, óxidos são compostos binários, ou seja, formados

por dois elementos, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre eles.

Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, expelido na respiração,

principal responsável pelo efeito estufa.

• Os compostos OF2 e O2F2 não são considerados óxidos porque o

elemento flúor é mais eletronegativo que o elemento oxigênio. Sendo

assim, óxido é todo composto químico formado pelo oxigênio e um

outro elemento que não seja o flúor.

Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto.

Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na

abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.



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SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.1,

São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

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