reacoes quimicas1a - Professor Mário Sérgio

Química
Inorgânica
Reações Químicas
Prof. Mário Sérgio Rodrigues
revisão 1
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
REAÇÕES QUÍMICAS
Uma reação química é uma alteração química onde a matéria (um reagente ou reagentes) se converte
em uma nova substância ou substâncias (um produto ou produtos). Algumas reações ocorrem somente
sob determinadas circunstancias (ex., fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade). Algumas
reações são acompanhadas de indicações externas (ex., mudança de cor, desprendimento de gás, calor
ou luz).
Reações de síntese, adição ou combinação
As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam formando uma única substância.
Representando genericamente os reagentes por A e B, uma reação de síntese pode ser escrita como:
Fórmula Geral
A + B AB
Exemplos:
Fe + S FeS
2 H2 + O2 2 H2O
H2O + CO2 H2CO3
NH3 + H2O NH4OH
Pode–se perceber nos exemplos que os reagentes não precisam ser necessariamente substâncias simples
(Fe, S, H2, O2, etc.), podendo também ser substâncias compostas (CO2, H2O, etc.).
Reações de análise ou decomposição
As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um único reagente
dá origem a vários produtos mais simples que ele. A reação de decomposição ou de análise (pois através
dela podem ser estudados os elementos químicos que dão origem à substância decomposta) é um dos
tipos de reações químicas na qual determinado composto, por ação espontânea se instável e não
espontânea se estável, ao se desfragmentar quimicamente, dá origem a pelo menos dois produtos
diferentes. Como exemplifica a reação genérica a seguir:
Fórmula Geral
AB A + B
Exemplos:
2H2O 2 H2 + O2
(NH4)2CrO7(s) N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(v).
2 NaCl 2 Na + Cl2. O cloreto de sódio pode ser decomposto em sódio sólido e cloro gasoso, como o
NaCl é extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os
átomos de cada molécula sejam separados.
-2Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
2H2O2 2H2O + O2. Quando o composto é instável, ou seja, pouco resistente a condições agressoras:
altas temperaturas, baixas ou altas pressões e agitação, a reação de decomposição é espontânea, como
ocorre na reação de análise da água oxigenada (peróxido de hidrogênio).
Os peróxidos e superóxidos são substâncias instáveis, tendendo a formar apenas óxidos, a reação de
decomposição é altamente espontânea, se deixarmos um frasco de água oxigenada exposta ao ambiente
sob luz solar, haverá liberação do gás oxigênio para a atmosfera e, após um intervalo de tempo, haverá
apenas “água normal” no frasco.
Reversibilidade das reações químicas
Os exemplos podem sugerir que qualquer reação de síntese pode ser invertida através de uma reação de
análise. Isso não é verdade. Algumas reações podem ser reversíveis, como podemos notar na reação de
formação da água:
2 H2 + O2 2 H2O 2 H2O 2 H2 + O2
Entretanto, isso não é uma regra.
Nas reações de análise é comum a formação de gás e sua liberação após a decomposição. Esse fato nesse
tipo de reação, é atribuído a sua formação por afinidade eletrônica e os elementos que constituem
substâncias gasosas são altamente eletronegativos, ligando-se aos mais eletropositivos que tendem a
formar substâncias sólidas, após a decomposição do composto primário, os átomos mais simples são
liberados voltando ao estado de origem.
Existem vários métodos para a quebra de moléculas maiores em substâncias elementares, dentre os mais
comuns estão a: pirólise: quebra por alta temperatura; eletrólise: quebra por corrente elétrica e fotólise:
quebra por radiação luminosa.
Exemplos:
Pirólise
O aquecimento de alguns sais oxigenados provoca a sua decomposição com liberação de um gás.
Sal com ânion carbonato (CO32-) ou bicarbonato (HCO31-), o gás liberado será o dióxido de carbono(CO2).
Exemplos:
∆
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
∆
2 NaHCO3 → Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)
Sal metálico com ânion perclorato (ClO41-), clorato (ClO31-) ou nitrato (NO31-) liberam gás oxigênio.
∆
KClO4(s) → KCl(s) + 2 O2(g)
∆
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
∆
2 NaNO3 (s) → 2 NaNO2 (s) + O2 (g)
Nitrito de amônio decompõe em água e gás nitrogênio
∆
NH4NO2 (s) → 2 H2O (v) + N2 (g)
Nitrato de amônio decompõe em água e monóxido de dinitrogênio (gás hilariante); reação explosiva.
∆
NH4NO3 (s) → 2 H2O (v) + N2O (g)
-3Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Eletrólise:
2NaCl(s) 2Na(s) + Cl2(g)
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
Fotólise:
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
2AgCl(s) → 2Ag(s) + Cl2(g)
Reações de deslocamento, simples troca ou substituição
As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de atenção do que as
anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns pequenos detalhes. Podemos
reconhecer estas reações pela presença nos reagentes de uma substância pura simples ( um único tipo
de elemento) e uma substância pura composta ( apresenta cátion e ânion).
Fórmula Geral
1º caso: A + BC AC + B
2º caso: X + YZ YX + Z
1º caso: “A” desloca “B” (cátion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “A” é um
metal mais reativo que o cátion “B”.
2º caso: “X” desloca “Z” (ânion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “X” é um
ametal mais reativo que o ânion “Z”.
Caso os metais ou ametais não sejam os mais reativos a reação não ocorre.
REATIVIDADE DOS METAIS
Fr > Cs > Rb > K > Na > Li > Ra > Ba > Sr > Ca > Mg > Be > Al > Ti > Mn > Zn >
Cr > Cd > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H > Bi > Sb > Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au
REATIVIDADE DOS AMETAIS
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > Se > At > Te > P > H > As > B > Si
Exemplos:
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 [o sódio (metal mais reativo) desloca o hidrogênio (cátion) da água H-OH]
Au + HCl não reage [o ouro (metal menos reativo) não desloca o hidrogênio (cátion)]
F2 + 2 NaCl 2 NaF + Cl2
Cl2 + CaO não reage [o cloro (ametal menos reativo) não desloca o oxigênio (ânion)]
Reações de dupla troca ou metátese
As reações de dupla-troca ou de metátese se caracterizam por haver, literalmente, trocas entre os
elementos de cada molécula envolvida na reação. Ou seja, determinados átomos, íons ou radicais
mudam de posição passando para a outra molécula substituindo o átomo, íon ou radical que estava
naquela posição.
-4Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Fórmula Geral
AB + CD AC + BD
As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados
ou ionizados. Os reagentes AB e CD não podem ser sólidos ao mesmo tempo, mas uma combinação entre
líquido e sólido: líquido+líquido, líquido+sólido ou sólido+líquido. E, ao mesmo tempo, como
característica de uma reação de dupla-troca os produtos devem ser diferentes dos reagentes.
Uma característica das reações de dupla troca é que os reagentes geralmente não são óxidos, pois estes
tendem a reagir em reações de síntese e não em dupla-troca. Logo, são reações de dupla-troca àquelas
onde reagem: um ácido e uma base (neutralização), dois sais (com um insolúvel), um sal e um ácido
(formando outro sal e outro ácido) ou um sal e uma base (formando outro sal e outra base).
Dentre todos os indicadores de reação de dupla-troca, a formação do precipitado é o mais fácil de ser
identificado. Uma vez que a detecção de produtos mais voláteis ou menos ionizáveis só é possível através
de experimentos complementares.
Reação entre ácido e base (reações de neutralização)
Os produtos devem ser eletrólitos mais fracos que os reagentes. Isso significa que pelo menos dos
produtos da reação tem que ser menos ionizável, ou seja, ser um mau condutor de eletricidade em
relação aos reagentes. A reação de neutralização entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio (soda
cáustica) forma NaCl (cloreto de sódio - ótimo condutor se em solução ou fundido) e água líquida que é
péssima condutora e difere-se dos demais. Devido à formação de água as reações de neutralização
sempre ocorrem.
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Reação entre sais
A reação entre dois sais para acontecer precisa apresentar pelo menos um dos produtos formados um sal
insolúvel. Para os sais o único critério a ser avaliado é a sua solubilidade em água.
Exemplos:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3 - AgCl-cloreto de prata; insolúvel, a reação ocorre.
NaNO3(aq) + KCl(aq) KNO3(aq) + NaCl(aq) - Os dois sais formados (produtos) são solúveis; a reação não
ocorre.
-5Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Tabela de Solubilidade em Água
Compostos
Regra
Ácidos orgânicos
Solúveis
11Permanganatos (MnO4 ), nitritos (NO2 ), nitratos
Solúveis
(NO31-), Cloratos (ClO31-)
Sais de metais alcalinos e amônio (NH41+)
Solúveis
Acetatos
Solúveis
1Percloratos (ClO4 )
Solúveis
11Tiocianatos(SCN ), tiossulfatos (S2O3 )
Solúveis
1Fluoretos (F )
Solúveis
11Cloretos ( Cl ), Brometo (Br )
Solúveis
1Iodetos (I )
Solúveis
2Sulfatos (SO4 )
Solúveis
21Óxidos metálicos (O ), hidróxidos (OH )
Insolúveis
2-
1-
Exceção
.x
.x.
Carbonato de lítio (Li2CO3)
Ag
K, Hg1+
Ag, Pb, Hg
Mg, Ca, Sr
Ag, Hg1+, Pb
Hg, Bi, Sn4+
Ag, Sr, Ba, Pb
alcalinos, NH41+ , Ca, Ba, Sr
2-
Boratos (B4O7 ), Cianetos (CN ), Oxalatos (C2O4 ),
24Carbonatos (CO3 ), Ferrocianetos [Fe(CN)6] ,
3Ferricianetos [Fe(CN)6] , Silicatos (SixOy), Arsenitos
131(AsO2 ), Arseniatos (AsO4 ), Fosfitos (H2PO3 ),
322Fosfatos (PO4 ), Sulfitos (SO3 ) e Sulfetos (S )
Insolúveis
alcalinos, NH41+
Reação entre um sal e uma base
A reação entre um sal e uma base para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características:
ser pelo menos um sal insolúvel ou uma base fraca, insolúvel ou instável. Para os hidróxidos ou bases
devemos conhecer a solubilidade e a força.
Bases fortes são os hidróxidos iônicos solúveis em água: NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
Bases fracas são os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. O NH4OH é a única base
solúvel e fraca e instável.
Bases instáveis importantes: AgOH, Hg(OH)2 e NH4OH
Exemplos:
K2CO3(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCO3(ppt) + 2 KOH
Fe(NO3)2(aq) + NaOH(aq) NaNO3(aq) + Fe(OH)2 (ppt)
NH4Cl (aq) + KOH(aq) KCl(aq) + NH4OH (aq) ( base instável: NH4OH H2O + NH3 (g))
Reação entre um sal e um ácido
A reação entre um sal e um ácido para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características: ser pelo
menos um sal insolúvel ou um ácido mais volátil, mais fraco ou instável que o ácido do reagente. Para os ácidos
devemos conhecer a força, a volatilidade e os instáveis.
Exemplos:
HCl (aq) + AgNO3 (aq) HNO3 (aq) + AgCl ppt
H2SO4 (aq) + 2 NaCl (aq) Na2SO4 (aq) + 2 HCl (aq)
HClO (aq) + KCN(aq) KClO(aq) + HCN(aq)
Ácidos fixos importantes: H2SO4(aq), H3PO4(aq) e H3BO3(aq)
Ácidos voláteis importantes: HF, HCl, H2S, HCN e HNC
Ácidos fracos importantes: H2S, HCN, HF, HClO e H2CO3
Ácidos instáveis importantes: H2CO3 e H2SO3
-6Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Gases formados nas reações de dupla-troca
Gás
Equação para formação
H2S 2 H+1 + S2- H2S(g)
CO2 2 H+1 + CO32- (H2CO3) H2O + CO2(g)
H+1 + HCO3-1 (H2CO3) H2O + CO2(g)
SO2 2 H+1 + SO3-2 (H2SO3) H2O + SO2(g)
H+1 + HSO32- (H2SO3) H2O + SO2(g)
NH3 NH4+1 + OH-1 H2O + NH3(g)
Casos Particulares
As reações que serão estudadas nesse item possuem diversas classificações, por isso, estão separadas
das demais.
Reação de ustulação
Ustulação é o processo da combustão de sulfetos (S2-), normalmente, metálicos na presença de uma
corrente contínua de ar quente.
As reações com sulfetos de cátions de metal de pouca reatividade ou metais nobres geram o metal do
cátion e dióxido de enxofre
Exemplo:
∆
Ag2S (s) + O2 (g) → Ag (s) + SO2 (g)
As reações com sulfetos de cátions de metal de grande reatividade ou metais não nobres geram um
óxido metal do cátion e dióxido de enxofre
Exemplo:
∆
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO + 2 SO2 (g)
Reações com óxidos
Nas reações com óxidos o produto formado dependerá da prevalência no óxido do tipo de ligação
existente, iônica ou covalente. Os óxidos são obtidos através de combustões espontâneas ou não.
Exemplos:
2 Mg + O2 2 MgO
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
2 FeO + ½ O2 Fe2O3
C + O2 CO2
Quando um elemento de nox variável reage com oxigênio em quantidade suficiente, forma-se o óxido
onde o elemento tem maior nox. Quando um óxido inferior (com o menor nox do elemento) reage com
oxigênio, forma-se um óxido superior (com o maior nox do elemento). O óxido superior já não reage mais
com oxigênio.
Óxidos básicos (metálicos) reagem com água dando origem a uma base.
Exemplo:
Na2O (s) + H2O (l) 2 NaOH (aq)
Óxidos ácidos (ametálicos) ou anidridos reagem com água dando origem a um ácido.
Exemplo:
SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)
-7Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Nota: Estas reações são responsáveis pela ocorrência da chuva ácida.
De maneira análoga as reações de neutralização as reações entre óxidos básicos e ácidos e óxidos ácidos
e bases dão origem aos produtos sal e água.
Exemplo:
Na2O (s) + H2SO4 (aq) Na2SO4 (aq) + H2O (l)
SO3 (g) + 2 NaOH Na2SO4 (aq) + H2O (l)
Anidridos duplos de ácidos reagem com base formando água e dois sais com os respectivos ânions dos
ácidos. O anidrido nitroso-nítrico (hidrazina) que é originado pelos ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3)
irá formar os ânions nitrito e nitrato.
Exemplo:
N2O4 (g) + 2 NaOH (aq) NaNO2 (aq) + NaNO3 (aq) + H2O (l)
Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos formando como produto um sal (reação de síntese)
Exemplo:
K2O (aq) + CO2 (g) K2CO3 (aq)
Óxidos anfóteros reagem com ácido formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos
básicos.
Exemplo:
Al2O3 (s) + 2 H3PO4 (aq) 2 AlPO4 (aq) + 3 H2O (l)
Óxidos anfóteros reagem com base formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos
ácidos.
Exemplo:
Al2O3 (s) + 2 NaOH (aq) 2 NaAlO2 (aq) + H2O (l)
Principais óxidos anfóteros
ZnO, Al2O3, PbO, PbO2, SnO, SnO2, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Fe2O3, Cr2O3 e MnO2
caso o número de oxidação seja baixo, o óxido anfótero será mais básico do que ácido.
Exemplo: SnO, Nox do Sn=2+
caso o número de oxidação seja alto, o óxido anfótero será mais ácido do que básico.
Exemplo: SnO2, Nox do Sn=4+
Óxidos mistos podem reagir com água formando dois ácidos diferentes e com uma base formando dois
sais diferentes e água.
Exemplos:
2 NO2 (g) + H2O(l) HNO3(aq) + HNO2(aq)
2 NO2 (g) + 2 KOH(aq) KNO3(aq) + KNO2(aq) + H2O(l)
Obs.: Anidrido nitroso-nítrico N2O4(hidrazina)=2 NO2 (dióxido de nitrogênio)
Óxidos salinos reagem com ácido formando sais correspondentes aos Nox do metal envolvido.
(formado por metais com diferentes Nox:Fe3O4-FeO/Fe2O3, Pb3O4-2 PbO/PbO2, Mn3O4)
Exemplo:
Fe3O4 (s) + 8 HCl(aq) 2 FeCl3 (aq) + FeCl2 (aq) + 4 H2O (l)
Superóxidos reagem com ácido formando sal, peróxido de hidrogênio e gás oxigênio.
Exemplo:
CaO4 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (aq) + H2O2 (aq) + O2 (g)
-8Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Peróxidos reagem com:
- água formando uma base e peróxido de hidrogênio que sofre decomposição com formação de gás
oxigênio
Exemplo:
2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l) 4 NaOH (aq) + 2 H2O2 (aq)
2 H2O2 (aq) 2 H2O (l) + O2 (g)
2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l) 4 NaOH (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g), simplificando
2 Na2O2 (s) + 2 H2O(l) 4 NaOH (aq) + O2 (g)
- ácido produzindo um sal e peróxido de hidrogênio. Ao contrário da reação com água não ocorre a
decomposição do peróxido
Exemplo:
MgO2 (s) + HCl (aq) MgSO4 (aq) + H2O (l)
-9Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Neutralização
1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento
adequado.
exc OH a) H3PO4 + NaOH 
→
b) H2CO3 + Ni(OH)2
exc H+
 
→
c) H3PO4 + Sb(OH)5 d) H2CO3 + Ni(OH)3 + HCl e) HF + HI + Sr(OH)2 f) As(OH)5 + H2SO3 g) H3PO4 + Ba(OH)2 + NaOH i) Mn(OH)2 + Ti(OH)2 + H2B4O7 j) H2SO4 + Fe(OH)3
l) H2C2O4 + Pb(OH)4
exc OH -
 →
exc OH -
 →
m) HCN + Ba(OH)2 + HIO4 n) H2SO3 + NH4OH
exc H+
 
→
- 10 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:
a) Trihidroxisulfato de antimônio V e água
b) Oxalato de bário e água
c) Bissulfato de estrôncio e água
d) Fluoreto tiossulfato de alumínio e água
e) Ácido perclórico e hidróxido de cádmio
f)
3.
Ácido fosfídrico e hidróxido de titânio II
Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente
a) H2N2O2 + Mg(OH)2 b) __________ + __________
c) H2CO3 + Bi(OH)3
exc OH -
 →
Ti(OH)3PO3 + H2O
exc H+
 
→
d) __________ + __________ NaRbCO3 + H2O
e) HClO + HIO + Ti(OH)2 Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Demais compostos
1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento
adequado.
a) NaCl + AgNO3 b) K2CO3 + MgSO4 - 11 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
c) KCl + NaNO3 d) HCl + AgNO3 e) NaCl + H2SO4 f) BaSO4 + NaOH g) FeCl3 + KOH h) HCl + Na2O i) H3PO4 + CaO j) NaOH + SO3 l) Ba(OH)2 + CO2 m) NaCN + H2O n) Li2SO4 + H2O o) HCl + Al2O3 p) H3PO4 + ZnO q) NaOH + Al2O3 - 12 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
r) Ca(OH)2 + SnO2 s) Na2O2 + HCl t) Na2C2 + H2O 2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:
a) Hexationato de estrôncio e plumbito de cálcio
b) Ácido cloroplatínico e sulfato de cromo III
c) Hidróxido de níquel III e aluminato de lítio
d) Fluorsilicato de manganês II e carbonato de amônio
3.
Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente, caso ocorram.
a) ácido metafosfórico + acetato de sódio b) hidróxido de manganês III + ferrocianeto de cálcio c) ácido perclórico + acetato de sódio d) nitrito de níquel III + oxalato de prata e) Na4P2O7 + Pb(NO3)4 f)
Ca(CN)2 + HBr g)
_______________
+ _______________ KOH + TiSiO3
- 13 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
h)
K2C2 + H2O i)
Sb2O5 + Ba(OH)2 j) ZnO +
l) Li2O2 +
Pb(OH)4
H2O
m) Fe2O3 +
H2SO4
n)
H2C2O4
Li2O2 +
o) KNO3 + H2O p) Al(OH)3 +
CO2
q) Al(OH)3 + Cr2O3 r) BaO2 +
HNO3
Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Síntese e Análise
1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado.
a) As2O5 + H2O b) Br2 + H2 c) Ca + H2 - 14 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
d) H2 + Sr e) SO3 + MnO f) Al2O3 + H2O g) trióxido de enxofre + óxido de ferro III(férrico) i) monóxido de carbono + hidróxido cobaltoso (II) j) H2O + S2O3 l) S2O5 + Co2O3 m) Ni2O3 + H2O n) F2 + H2 2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes e dos produtos:
∆
a) LiClO3 →
b)
∆
Ni2(CO3)3 →
c)
∆
Sb(NO2)5 →
d)
∆
Pb(ClO4)4 →
e)
∆
NH4NO3 →
- 15 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
∆
f)
Al(HCO3)3 →
g)
∆
Cr(ClO3)2 →
h)
∆
Co2(CO3)3 →
i)
∆
Mn(NO3)4 →
j)
∆
Fe(ClO4)3 →
k)
∆
_____________ →
FeCl2 + O2
l)
∆
_____________ →
Sb2O3 + H2O + CO2
∆
N2 + O2 + PbO2
m) _____________ →
Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Simples Troca ou Deslocamento
1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado.
a) Na + AgCl b) Cu + ZnCl2 c) Zn + CuCl2 d) Fe + H2SO4 e) Al + HCl f) Pb + HClO4 g) Pt + HCl - 16 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
i) F2 + NaCl j) I2 + NaCl l) NaI + Cl2 m) K + HCl n) Al + Ni(NO3)2 o) Zn + Ag2SO4 p) Na + CaCO3 q) Mg + HBr r) Cu + ZnSO4 s) Zn + H2SO4 t) Cu + H2SO4 u) Hg + H2SO4 v) Cl2 + Hl x) Br2 + H2S - 17 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
y)
I2 + HF z)
F2 + CaBr2 w)
S8 + MgCl2 aa)
Cl2 + KBr Quimica Inorgânica – 2º ano
ab) Cl2 + KI ac) F2 + CaBr2 - 18 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Lítio
Sódio
Potássio
Rubídio
Césio
Quimica Inorgânica – 2º ano
1+
Li
1+
Na
1+
K
1+
Rb
1+
Cs
NOx 1+
Frâncio
Prata
Amônio
Hidrogênio
Hidrônio
Tabela de Cátions
Número de Oxidação Fixo
NOx
1+
2+
Fr
Berílio
Be
1+
2+
Ag
Magnésio
Mg
1+
2+
NH4
Cálcio
Ca
1+
2+
H
Estrôncio
Sr
1+
2+
H3O
Bário
Ba
2+
Rádio
Zinco
Cádmio
Escândio
2+
Ra
2+
Zn
2+
Cd
2+
Sc
NOx 3+
3+
Alumínio
Al
Número de Oxidação Variável
NOx 1+
1+
Auroso
Au
1+
Cuproso
Cu
1+
Mercuroso
(Hg)2
Co
2+
Cr
2+
Cu
2=
Sn
NOx 3+
Sb
Crômico
3+
As
Férrico
3+
Au
Manganês III
3+
Bi
Niquélico
3+
Co
3+
Antimonioso
Arsenioso
Áurico
Bismuto III
Cobáltico
NOx 2+
2+
Ferroso
Fe
2+
Manganoso
Mn
2+
Mercúrico
Hg
2+
Niqueloso
Ni
2+
Cobaltoso
Cromoso
Cúprico
Estanhoso
NOx 4+
4+
Estânico
Sn
4+
Platínico
Pt
4+
Mangânico
Mn
4+
Plúmbico
Pb
4+
Titânico
Ti
3+
Cr
3+
Fe
3+
Mn
3+
Ni
2+
Platinoso
Plumboso
Titanoso
Pt
2+
Pb
2+
Ti
NOx 5+
5+
Antimônico
Sb
5+
Arsênico
As
5+
Bismuto V
Bi
Tabela de Ânions
1-
Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]
1-
Alumínio
Aluminato – AlO2
Antimônio
Metantimonito – SbO2
Arsênio
Metarsenito – AsO2
Berílio
Berilato – BeO2
Bismuto
Bismutato – BiO3
Boro
Borato – BO3
Bromo
Brometo – Br
Carbono
Metaneto – C
Acetileto – C2
Cianeto – CN
Isocianeto – NC
Acetato – CH3COO
2231Carbonato – CO3
Tartarato – [C4H4O6]
Citrato – [C6H5O7]
Salicilato – C6H4(OH)COO
122Benzoato – C6H5COO
Succianato – [C4H6O4]
Oxalato – C2O4
Chumbo
Plumbito – PbO2
Cloro
Cloreto – Cl
Cromo
Cromato – CrO4
Enxofre
Sulfeto – S
1-
1-
3-
4-
Antimonito – SbO3
3-
PiroAntimonato – Sb2O7
3-
Antimonato – SbO4
4-
Arsenito – AsO3
3-
Piroarsenato – As2O7
Arseniato – AsO4
2-
1-
3-
2-
Tetraborato – B4O7
1-
Hipobromito – BrO
4-
1-
Bromito – BrO2
1-
2-
1-
Flúorborato – BF4
1-
Perbromato – BrO4
1-
1-
1-
1-
Bromato – BrO3
1-
2-
Plumbato – PbO3
Hipoclorito – ClO
2-
2-
1-
1-
Metaborato – BO2
1-
1-
Clorito – ClO2
2-
Dicromato/percromato – Cr2O7
1-
1-
Clorato – ClO3
Perclorato – ClO4
1-
Cromito – CrO2
2-
2-
Tiossulfato
– Persulfato
– Tetrationato – S4O6
Hipossulfato – S2O6
22S2O3
S2O8
22222Sulfato – SO4
Sulfito – SO3
Hipossulfito – S2O4
Pirossulfato – S2O7
Pirossulfito – S2O5
2221Pentationato– S5O6
Hexationato – S6O6
Tritionato – S3O6
Tiocianato– SCN
2Monopersulfato– SO5
- 19 Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química
Quimica Inorgânica – 2º ano
2-
2-
Estanho
Estanito- SnO2
Ferro
Flúor
Ferricianeto – Fe(CN)6
Ferrocianeto – Fe(CN)6
11Fluoreto – F
Fluorato – FO3
Fósforo
Fosfeto – P
Metafosfato – PO3
Fosfato – PO4
43Peroxidifosfato - P2O8
Peroximonofosfato – PO5
Germânio
Germanato – GeO4
Hidrogênio
Monohidrogenofosfato – HPO4
Dihidrogenofosfato – H2PO4
112Bissulfeto – HS
Bissulfito – HSO3
Bissulfato – HSO4
111Hidreto – H
Formiato – HCO2
Bicarbonato – HCO3
Iodo
Iodeto – I
Manganês
Manganito – MnO3
Molibdênio
Molibdato – MoO4
Nitrogênio
Nitreto – N
Azoteto – N3
Amideto – NH2
Isocianeto – NC
Isocianato – NCO
1121Nitrito – NO2
Nitrato – NO3
Hiponitrito – N2O2
Peroximononitrato – NO4
1Cloroaurato – AuCl4
Ouro
Estanato – SnO3
3-
4-
3-
2-
1-
Ferrato – FeO4
1-
3-
Ferrito – FeO2
4-
4-
Hipofosfato – P2O6
Pirofosfato – P2O7
2-
2-
1-
Hipoiodito – IO
2-
1-
1-
Iodito – IO2
Manganato – MnO4
2-
2-
1-
Hipofosfito – H2PO2
1-
Fosfito – HPO3
1-
Periodato – IO4
2-
1-
Cianato–OCN
1-
Iodato – IO3
1-
Permanganato – MnO4
1-
Molibdito – MoO2
3-
1-
2-
1-
1-
1-
2-
2-
Oxigênio
Óxido – O
Hidróxido – OH
Peróxido – O2 / [O-O]
11Cianato – OCN
Fulminato – ONC
Platina
Hexacloroplatinato – PtCl6
Rutênio
Rutenito – RuO
Selênio
Seleneto – Se
Silício
Metassilicato – SiO3
Telúrio
Telureto – Te
Tungstênio
Tungstato – WO4
Urânio
uronato – UO4
Zinco
Zincato – ZnO2
2-
2-
Superóxido – O4 / [O-O-O-O]
2-
1-
2-
2-
Selenito – SeO3
2-
2-
2-
Selenato – SeO4
4-
Ortossilicato – SiO4
2-
Telurito – TeO3
Fluorsilicato – SiF6
2-
2-
Telurato – TeO4
2-
2-
2-
2-
Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]
- 20 Prof.Mário Sérgio
1-