Prof. Mário Sérgio Rodrigues Rev.0

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quimica inorgânica - rev 0
prof. Mario Sérgio rodrigues
Química
Inorgânica
2016
Prof. Mário Sérgio Rodrigues
1
Rev.0
quimica inorgânica - rev 0
prof. Mario Sérgio rodrigues
Esta apostila não é um trabalho inédito, mas um trabalho de pesquisa e compilação de vários e
melhores artigos e literaturas disponíveis nas diversas mídias.
Esta apostila é um trabalho inacabado, pois a ciência está em permanente evolução, portanto
na maior brevidade acontecerão as revisões. Quando comecei a elaborar essa apostila o
sétimo período da tabela periódica ainda não estava completo.
Este é um material básico, de apoio para servir aos alunos em seus estudos. Está aberto a
sugestões, críticas e correções.
Muito Obrigado.
Professor Mário Sérgio Rodrigues
WWW.professormariosergio.com.br
[email protected]
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quimica inorgânica - rev 0
prof. Mario Sérgio rodrigues
1 - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
Após escrever a equação de uma reação química, devemos verificar se aquantidade de átomos
de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação (reagentes e produtos), ou seja,
se ela está balanceada.
Nas equações químicas os números colocados na frente das fórmulas das substâncias
envolvidas nas reações químicas são denominados coeficientes estequiométricos. Quando o
coeficiente de uma equação for igual a 1, não há necessidade de escreve-lo. Observe os
exemplos:
1H2 + ½ O2
1 H2O ou 2 H2 + 1 O2
2 H2O
O balanceamento das equações químicas pode ser realizado de duas formas: pelo Método das
Tentativas ou pelo Método de Oxirredução.
1.1 MÉTODO DAS TENTATIVAS
Apesar do empirismo sugerido pelo própio nome do método, a atribuição arbitrária de valores
aos coeficientes estequiométricos segue a algumas regras práticas que facilitam o acerto dos
coeficientes.
Uma vez identificada a equação a ser balanceada podemos iniciar os procedimentos.
Nota: As equações devem estar montadas corretamente, não podendo ocorrer erros nas
montagens das equações (trocar sulfatos SO42-, por SO41- ou pior, por SO31-, entre
outros). As fórmulas das equações não podem sofrer modificações para acertar a
quantidade dos elementos.
1.1.1 Regras Práticas
1ª Determinar a quantidade de átomos diferentes nos reagentes e nos produtos.
2ª Iniciar o balanceamento (atribuir valores aos coeficientes estequiométricos), deixando o
hidrogênio e o oxigênio para o final.
3ª Substâncias que foram determinados os coeficientes não podem ser alterados.
4ª No final deve-se acertar os coeficientes do hidrogênio e do oxigênio.
Nota: Como são regras empíricas às vezes é mais fácil iniciar pelo oxigênio. Outra
situação, é o acerto dos coeficientes utilizando-se os íons ao invés de utilizar-se os
elementos
EXERCÍCIOS
1) Pb3O4
PbO + PbO2
2) SO3 + KOH
K2SO4 + H2O
3) Fe3O4 + HBr
4) Mg + O2
FeBr2 + FeBr3 + H2O
MgO
5) C2H5OH + O2
6) C2H6O + O2
7) Na2CO3 + HCl
8) C6H12O6
CO2 + H2O
CO2 + H2O
NaCl + H2O + CO2
C2H6O + CO2
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quimica inorgânica - rev 0
9) C4H10 + O2
CO2 + H2O
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10) FeCl3 + Na2CO3
Fe2(CO3)3 + NaCl
11) NH4Cl + Ba(OH)2
BaCl2 + NH3 + H2O
12) Ca(OH)2 + H3PO4
Ca3(PO4)2 + H2O
13) Fe2(CO3)3 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + H2O + CO2
14) Na2O + (NH4)2SO4
Na2SO4 + H2O + NH3
15) FeS2 + O2
Fe2O3 + SO2
16) NH3 + O2
NO + H2O
17) KMnO4 + H2SO4
18) CS2 + O2
Mn2O7 + K2SO4 + H2O
CO2 + SO2
19) H3PO4 + CaO
Ca3(PO4)2 + H2O
20) Na2CO3 + H3PO4
21) KMnO4
K2MnO4 + MnO2 + O2
22) Na + KNO3
23) Ni(CO)4
Na2O + K2O + N2
Ni + CO
24) CaC2 + H2O
25) NaI + Cl2
Na3PO4 + H2O + CO2
C2H2 + CaO
NaCl + I2
Respostas
1) 1, 2, 1;
2) 1, 2, 1, 1;
3) 1, 8, 1, 2, 4;
4) 2, 1, 2;
5) 1, 3, 2, 3;
6) 1, 3, 2, 3;
7) 1, 2, 2, 1, 1;
8) 1, 2, 2;
9) 2, 13, 8, 10;
10) 2, 3, 1, 6;
11) 2, 1, 1, 2, 2;
12) 3, 2, 1, 6;
13) 1, 3, 1, 3, 3; 14) 1, 1, 1, 1, 2; 15) 4, 11, 2, 8; 16) 4, 5, 4, 16;
17) 2, 1, 1, 1, 1;
18) 1, 3, 1, 2;
19) 2, 3, 1. 3;
20) 3, 2, 2, 3, 3;
21) 2, 1, 1, 1;
22) 10, 2, 5, 1, 1;
23) 1, 1, 4;
24) 1, 1, 1, 1;
25) 2, 1, 2, 1.
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1.2 MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO
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Apesar de esse método basear-se na variação dos números de oxidação (NOx) dos elementos,
no acerto dos coeficientes das substâncias ou íons poderemos empregar o empirismo para
fazer o balanceamento da equação total.
Neste tipo de balanceamento sempre haverá algum elemento oxidando e outro reduzindo,
parte de um elemento estará oxidando e parte reduzindo ou alguns reduzindo e outros
oxidando. Porém sempre que houver uma oxidação estará ocorrendo uma redução.
Para empregarmos esse método utilizaremos as regras a seguir:
1ª NOx fixo
Familia 1A = 1+ (exceto o Hidrogênio)
Família 2A = 2+
Alumínio = 3+
Zinco = 2+
Prata = 1+
2ª Hidrogênio
Na maioria dos casos = 1+ (ligação por compartilhamento)
Nos hidretos metálicos = 1- (ânions – ligações iônicas; metais da família 1ª e 2ª)
3ª Oxigênio
Na maioria dos casos = 2Nos peróxidos = 1Nos superóxidos = ½Com o flúor = 2+
4ª Calcogênios
Quando binários na extremidade de suas fórmulas como óxidos, sulfetos, etc. = 25ª Halogênios
Quando binários na extremidade de suas fórmulas como fluoretos, cloretos, etc. = 16ª Substância simples
Número de oxidação = zero
7ª A soma das cargas de substâncias ou íons é sempre zero
Exemplo:
P + HNO3 + H2O
•
•
•
H3PO4 + NO
Determinar o NOx dos elementos.
Identificar os que sofreram variação de NOx ( neste exemplo os que estão em destaque).
Verificar a variação:
P
0
5+ = 5
+
N
5
2+ = 3
• Verificar a atomicidade dos elementos que sofreram variação, no caso
P
5·1=5
3·1=3
N
Estes serão os coeficientes das substâncias
• O valor 5 será o coeficiente do HNO3 e o valor 3 do P
3 P + 5 HNO3 + H2O
H3PO4 + NO
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• Completar o balanceamento utilizando o método das tentativas
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O
3 H3PO4 + 5 NO
EXERCÍCIOS
1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4
2) Au + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
Au2(SO4)3 + H2
3) As2S3 + HNO3 + H2O
4) Br2 + NaOH
H2SO4 + H3AsO4 + NO
NaBr + NaBrO3 + H2O
5) CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4
6) HIO3 + HI
CaSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2
I2 + H2O
7) KClO3 + Na2SnO2
KCl + Na2SnO3
8) Al + OH- + NO3- + H2O
AlO2- + NH3
9) Bi2O3 + NaClO + NaOH
NaBiO3 + NaCl + H2O
10) C + HNO3
CO2 + NO2 + H2O
11) C2H4 + KMnO4 + H2O
C2H4(OH)2 + MnO2 + KOH
CO2 + H+ + Cl-
12) Cl2 + C + H2O
13) Co2+ + BrO- + H+
Co3+ + Br2 + H2O
14) CS2 + H2S + Cu
Cu2S + CH4
15) CrCl3 + H2O2 + NaOH
16)
Cr2O72-
+
+ H2C2O4 + H
17) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4
18) Hg + HNO3
Na2CrO4 + NaCl + H2O
Cr3+ + CO2 + H2O
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2
Hg(NO3)2 + H2O + NO
19) K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl
20) MnO4- + I- + H+
CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O
Mn2+ + I2 + H2O
21) Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de ácido nítrico, obtêm-se o ácido
fosfórico (H3PO4) e monóxido de nitrogênio (NO), segundo a equação química nãobalanceada:
P4 + HNO3 + H2O H3PO4 + NO.
Qual a soma dos coeficientes dos reagentes dessa reação?
Respostas
1) 2, 10, 8, 1, 2, 5, 8
2) 2, 3, 1, 3
3) 3, 28, 4, 9, 6, 28
4) 3, 6, 5, 1, 3
5) 5, 2, 8, 5, 1, 2, 8, 10 6) 1, 5, 3, 3 7) 1, 3, 1, 3 8) 8, 5, 3, 2, 8, 3 9) 1, 2, 2, 2, 2, 1
10) 1, 4, 1, 4, 2 11) 3, 2, 4, 3, 2, 2 12) 2, 1, 1, 4, 4 13) 2, 2, 8, 2, 1, 4
14) 1, 2, 8, 4, 1 15) 2, 3, 10, 2, 6, 8 1 6) 1, 3, 8, 2, 6, 7
17) 1, 3, 4, 1, 1, 7, 3
18) 3, 8, 3, 4, 2 19) 1, 6, 14, 2, 2, 6, 7 20) 2, 10, 16, 1, 5, 8 21) 31
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2. REAÇÕES QUÍMICAS
Uma reação química é uma alteração química onde a matéria (um reagente ou reagentes) se
convertem 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).
2.1 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
2H2 + O2
2 H2O
H2CO3
H2O + CO2
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.).
2.2 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:
2 H2O
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.
2 H2O + O2
2 H2O2
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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.
2.2.1 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
Entretanto, isso não é uma regra.
2H2O
2 H2O
2H2 + O2
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;
fotólise: quebra por radiação luminosa.
2.2.2 Pirólise
O aquecimento de alguns sais oxigenados provoca a sua decomposição com liberação de um
gás.
Sal com ânion carbonato (CO32-) ou bicarbonato (HCO31-), libera o gás 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)
∆
2KClO3(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.
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∆
NH4NO3 (s) → 2 H2O (v) + N2O (g)
2.2.3 Eletrólise:
2 NaCl(s)
2 H2O(l)
2 Na(s) + Cl2(g)
2H2(g) + O2(g)
2.2.4 Fotólise:
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g)
2 AgCl(s) → 2 Ag(s) + Cl2(g)
2.3 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
2º caso: X + YZ
AC + B
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
água H-OH]
Au + HCl
F2 + 2 NaCl
Cl2+ CaO
2 NaOH + H2 [o sódio (metal mais reativo) desloca o hidrogênio (cátion) da
não reage [o ouro (metal menos reativo) não desloca o hidrogênio (cátion)]
2 NaF + Cl2
não reage [o cloro (ametal menos reativo) não desloca o oxigênio (ânion)]
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2.4 REAÇÕES DE DUPLA TROCA OU METÁTESE
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As reações de dupla-troca ou 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.
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.
2.4.1 REAÇÃO ENTRE ÁCIDO E BASE (reações de neutralização ou salificação)
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)
2.4.2 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)
ocorre.
NaNO3(aq) + KCl(aq)
a reação não ocorre.
AgCl(s) + NaNO3 - AgCl-cloreto de prata; insolúvel, a reação
KNO3(aq) + NaCl(aq) - Os dois sais formados (produtos) são solúveis;
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2.4.3 REAÇÃO ENTRE UM SAL E UMA BASE
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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, 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) )
2.4.4 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:
HNO3 (aq) + AgClppt
HCl(aq) + AgNO3 (aq)
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
Gases formados nas reações de dupla-troca
Gás: Equação para formação
H2S
CO2
CO2
SO2
SO2
NH3
2 H+1 + S2H2S(g)
+1
22 H + CO3
<H2CO3>
H+1 + HCO3-1
<H2CO3>
2 H+1 + SO3-2
<H2SO3>
+1
2H + HSO3
<H2SO3>
+1
-1
NH4 + OH
<NH4OH>
H2O + CO2(g)
H2O + CO2(g)
H2O + SO2(g)
H2O + SO2(g)
H2O + NH3(g)
2.4.5 CASOS PARTICULARES
As reações que serão estudadas nesse item possuem diversas classificações, por isso, estão
separadas das demais.
11
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2.4.5.1 Reação de ustulação
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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)
2.4.5.2 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)
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)
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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 ácidos 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 bases 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 ácidos 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) + 8HCl(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)
13
quimica inorgânica - rev 0
Peróxidos reagem com:
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a) 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)
2 Na2O2 (s) + 2 H2O(l)
4 NaOH (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g), simplificando
4 NaOH (aq) + O2 (g)
b) 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)
EXERCÍCIOS: Dupla Troca/Neutralização
1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o
balanceamento adequado.
exc OH-
I.
H3PO4 + NaOH →
II.
→
H2CO3 + Ni(OH)2 
exc H+
III. H3PO4 + Sb(OH)5
IV. H2CO3 + Ni(OH)3 + HCl
V.
HF + HI + Sr(OH)2
VI. As(OH)5 + H2SO3
VII. H3PO4 + Ba(OH)2 + NaOH
VIII. Mn(OH)2 + Ti(OH)2 + H2B4O7
exc OH-
IX. H2SO4 + Fe(OH)3 →
X.
exc OH-
H2C2O4 + Pb(OH)4 →
XI. HCN + Ba(OH)2 + HIO4
+
XII. H2SO3 + NH4OH
exc H


→
2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos
produtos:
I.
Trihidroxisulfato de antimônio V e água
II. Oxalato de bário e água
III. Bissulfato de estrôncio e água
IV. Fluoreto tiossulfato de alumínio e água
14
quimica inorgânica - rev 0
V. Ácido perclórico e hidróxido de cádmio
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VI. Ácido fosfídrico e hidróxido de titânio II
3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente
I.
H2N2O2 + Mg(OH)2
II.
__________ + __________
-
exc OH

→
Ti(OH)3PO3 + H2O
exc H+
→
III. H2CO3 + Bi(OH)3 
IV. __________ + __________
V.
NaRbCO3 + H2O
HClO + HIO + Ti(OH)2
EXERCÍCIOS: Dupla Troca/Demais compostos
1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o
balanceamento adequado.
I.
NaCl + AgNO3
II.
K2CO3 + MgSO4
III.
KCl + NaNO3
IV.
HCl + AgNO3
V.
NaCl + H2SO4
VI.
BaSO4 + NaOH
VII.
FeCl3 + KOH
VIII. HCl + Na2O
IX.
H3PO4 + CaO
X.
NaOH + SO3
XI.
Ba(OH)2 + CO2
XII.
NaCN + H2O
XIII. Li2SO4 + H2O
XIV. HCl + Al2O3
XV.
H3PO4 + ZnO
XVI. NaOH + Al2O3
XVII. Ca(OH)2 + SnO2
XVIII. Na2O2 + HCl
XIX. Na2C2 + H2O
2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos
produtos:
I. Hexationato de estrôncio e plumbito de cálcio
II.
Ácido cloroplatínico e sulfato de cromo III
15
quimica inorgânica - rev 0
III. Hidróxido de níquel III e aluminato de lítio
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IV. Fluorsilicato de manganês II e carbonato de amônio
3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente, caso
ocorram.
I.
ácido metafosfórico + acetato de sódio
II.
hidróxido de manganês III + ferrocianeto de cálcio
III.
ácido perclórico + acetato de sódio
IV. nitrito de níquel III + oxalato de prata
V.
Na4P2O7 + Pb(NO3)4
VI. Ca(CN)2 + HBr
VII. _______________
+ _______________
KOH + TiSiO3
VIII. K2C2 + H2O
IX.
Sb2O5+ Ba(OH)2
X.
ZnO +
XI.
Li2O2 +
Pb(OH)4
H2O
XII. Fe2O3 +
H2SO4
XIII. Li2O2 +
H2C2O4
KNO3 + H2O
XIV.
XV. Al(OH)3 +
CO2
XVI. Al(OH)3 + Cr2O3
XVII. BaO2 +
HNO3
XVIII.
EXERCÍCIOSs: Reações de síntese e análise
1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento
adequado.
I. As2O5 + H2O
II.
Br2 + H2
III. Ca + H2
IV. H2 + Sr
V. SO3 + MnO
VI. Al2O3 + H2O
VII. trióxido de enxofre + óxido de ferro III(férrico)
VIII. monóxido de carbono + hidróxido cobaltoso (II)
IX. H2O + S2O3
X. S2O5 + Co2O3
XI. Ni2O3 + H2O
16
quimica inorgânica - rev 0
XII. F2 + H2
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2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes e dos produtos:
∆
I. LiClO3 →
∆
II. Ni2(CO3)3 →
∆
III. Sb(NO2)5 →
∆
IV. Pb(ClO4)4 →
∆
V. NH4NO3 →
∆
VI. Al(HCO3)3 →
∆
VII. Cr(ClO3)2 →
VIII.
∆
Co2(CO3)3 →
∆
IX. Mn(NO3)4 →
∆
X. Fe(ClO4)3 →
XI. _____________
∆
FeCl2
→
XII. _____________
∆
Sb2O3
→
XIII.
_____________
+ O2
+ H2O + CO2
∆
N2
→
+ O2 + PbO2
EXERCÍCIOS: Reações de Simples Troca ou Deslocamento
1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento
adequado.
I.
Na + AgCl
II.
Cu + ZnCl2
III.
Zn + CuCl2
IV.
Fe + H2SO4
V.
Al + HCl
VI.
Pb + HClO4
VII.
Pt + HCl
VIII. F2 + NaCl
IX.
I2 + NaCl
X.
NaI + Cl2
XI.
K + HCl
XII.
Al + Ni(NO3)2
XIII. Zn + Ag2SO4
XIV. Na + CaCO3
XV. Mg + HBr
17
quimica inorgânica - rev 0
XVI. Cu + ZnSO4
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XVII. Zn + H2SO4
XVIII. Cu + H2SO4
XIX. Hg + H2SO4
XX.
Cl2 + Hl
XXI. Br2 + H2S
XXII. I2 + HF
XXIII. F2 + CaBr2
XXIV. S8 + MgCl2
XXV. Cl2 + KBr
XXVI. Cl2 + KI
XXVII. F2 + CaBr2
18
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3. ESTUDO DAS SOLUÇÕES
Solução é uma mistura homogênea, monofásica que apresenta as mesmas propriedades
físico-químicas ao longo de todo o sistema.
As soluções são compostas por dois componentes: soluto e solvente.
Soluto: substância que está sendo dissolvida, normalmente a que participa com a menor
quantidade.
Solvente: substância que promove a dissolução, normalmente a que participa com a maior
quantidade.
Convenção: para identificarmos solutos, solventes e soluções nas diversas expressões de
concentração, utilizamos:
Índice 1 para solutos
Ex.: m1 (massa), n1 (número de mols) e v1 (volume).
Índice 2 para solvente
Ex.: m2 (massa), n2 (número de mols) e v2 (volume).
Sem índice para soluções
Ex.: m (massa), n (número de mols) e v (volume).
Estado de agregação das soluções
Sólida: caracterizadas por possuírem volume e forma definidas. Temos as ligas metálicas.
Exemplo:
liga de ferro e carbono;
Aço
Bronze
liga de cobre e estanho;
Latão
liga de cobre e zinco.
Preparo de uma solução em laboratório
Exemplo: Preparo de 1 litro de solução de NaCl com 50 gramas do sal.
Fase 1 – Pesar 50 gramas de cloreto de sódio;
Fase 2 – Transferir para um balão volumétrico de 1 litro;
Fase 3 – Adicionar um pouco de água e promover a dissolução;
Fase 4 – Avolumar até o traço de calibração (menisco) e homogeneizar a solução.
Figura 1
19
quimica inorgânica - rev 0
3.1 SOLUBILIDADE
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Solubilidade ou coeficiente de solubilidade (CS) é a quantidade máxima que uma substância
pode dissolver-se em um líquido, e expressa-se em mols por litro, gramas por litro ou em
porcentagem de soluto/solvente. Esse conceito também se estende para solventes sólidos.
Na solubilidade, o caráter polar ou apolar de uma substância influi, pois devido à polaridade,
estas substâncias serão mais ou menos solúveis. Dessa forma, substâncias polares tendem a
se dissolver em líquidos polares e substâncias apolares, em líquidos apolares.
O termo solubilidade designa tanto fenômeno qualitativo do processo (dissolução), como
expressa quantitativamente a concentração das soluções. A solubilidade de uma substância
depende da natureza do soluto e do solvente, assim como da temperatura e da pressão às
quais o sistema é submetido. É a tendência do sistema em alcançar o valor máximo
de entropia.
Ao misturar um soluto com um solvente, pode haver a formação de três tipos de soluções:
saturada, solução insaturada ou solução supersaturada, cada uma delas dependendo da
quantidade de soluto que se dissolveu no solvente (gráfico 1).
O processo de interação entre as moléculas do solvente e as partículas do soluto para formar
agregados é denominado solvatação e, se o solvente for a água, hidratação.
3.2 CURVAS DE SOLUBILIDADE
As curvas de solubilidade são diagramas que indicam a variação dos coeficientes de
solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Gráfico 1
Analisando o gráfico, observamos que regiões abaixo da curva representam solução nãosaturada (insaturada), sobre a curva, região saturada e acima da curva, desde que as
quantidades permaneçam em solução, região supersaturada.
Nota:
1. As soluções saturadas e insaturadas apresentam o mesmo aspecto visual.
2. Soluções com corpo de fundo ou corpo de chão podem ser denominadas de soluções
saturadas com corpo de fundo.
20
quimica inorgânica - rev 0
Exemplo da curva de solubilidade de algumas substâncias
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3.2.1 SOLUÇÃO INSATURADA
Ocorre quando a quantidade de soluto adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Por
exemplo, o coeficiente de solubilidade do KNO3 em água a 20 °C é 31,6 g/100 g H2O, portanto,
a adição de qualquer quantidade de KNO3 abaixo de 31,6 g em 100 g de água, a 20 °C,
produz solução insaturada.
3.2.2 SOLUÇÃO SATURADA
Ocorre quando a quantidade do soluto dissolvida é igual ao coeficiente de solubilidade.
Podemos encontrar duas situações para soluções saturadas, a saber:
1ª A quantidade do soluto adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade.
Por exemplo, em 100 g de H2O, a 20 °C, adicionamos 31,6 g de KNO3.
21
quimica inorgânica - rev 0
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2ª) A quantidade do soluto adicionada é superior ao coeficiente de solubilidade. Por exemplo,
em 100 g de H2O, a 20 °C, são adicionados 40 g de KNO3. Ocorre a dissolução de 31,6 g de
KNO3 e, o excesso adicionado (8,4 g) não dissolvido, forma o chamado corpo de fundo ou
corpo de chão. Tal sistema descrito é denominado de sistema heterogêneo formado por
sobrenadante (solução saturada) e corpo de fundo.
3.2.3 Solução Super saturada
Quando a quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade.
Por exemplo: a 40 °C, a solubilidade do KNO3 é 61,47 g/100 g H2O e, a 20 °C, é 31,6 g/100 g
H2O.
As soluções supersaturadas são instáveis, ou seja, qualquer perturbação no meio irá fazer
com que o KNO3 precipite, tornando-o sistema heterogêneo.
EXERCÍCIOS
1. O coeficiente de solubilidade do nitrato de magnésio ( Mg(NO3)2 ) a 22 oC é 74 g/100 g de
água. Qual a molaridade do nitrato de magnésio em uma solução saturada.
2. Considere o sistema abaixo:
Solubilidade do PbSO4 (25oC)
100 mL de solução saturada
1,0 . 10-4 mol/L
de PbSO4 (25oC)
PbSO4 (sólido)
Quanto de PbSO4 (sólido) pode ser recuperado dessa solução saturada quando o conteúdo
do recipiente é submetido a uma filtração e subsequente evaporação do solvente?
22
quimica inorgânica - rev 0
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3. A curva de solubilidade do KNO3 em função da temperatura é dada abaixo. Se a 20oC
misturarmos 50 g de KNO3 com 100 g de água, quando o equilíbrio for atingido teremos:
g/100 g de H2O
a.
b.
c.
d.
e.
40
20
0
40
20
o
um sistema homogêneo
um sistema heterogêneo
apenas uma solução insaturada
apenas uma solução saturada
uma solução supersaturada
C
4. Observe o gráfico abaixo e responda as perguntas
80
gramas de soluto
100 gramas de água A
60
a) O que acontece com a solubilidade dos sais quando a
temperatura é de 45oC?
b) Qual o sal mais solúvel a 70oC?
c) Qual o sal mais solúvel a 10oC?
d) Qual o sal que apresenta a maior variação de solubilidade
em função da temperatura?
B
40
20
o
20
40 60
45
C
80
5. Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um. Coloca-se nesses tubos dicromato de
potássio, K2Cr2O7, nas seguintes quantidades:
Tubo A Tubo B Tubo C Tubo D
massa,
1,0 g
3,0 g
5,0 g
7,0 g
K2Cr2O7
A solubilidade deste sal, a 20oC, é igual a 12,5 g por 100 mL de água. Após agitação, em
quais dos tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida (corpo de
chão)?
6. Qual é a menor quantidade de água a 20oC necessária para dissolver completamente 45 g
de sulfato de césio, sabendo-se que seu coeficiente de solubilidade é 20g de Ce2(SO4)3/100
g de H2O?
7. A solubilidade do KNO3 a 90oC e a 10oC são, respectivamente, 67 g e 18 g para cada 100 g
de água. Uma solução contendo 40 g de KNO3 e 100 g de água é aquecida até 90oC e a
seguir resfriada até 10oC. Qual a quantidade de corpo de fundo que será formada?
8. Dado o diagrama de solubilidade de um determinado sal, em gramas do sal por 100 g de
água, indique o tipo de solução esperada nos pontos A, B e C.
23
quimica inorgânica - rev 0
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o
9. 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30 C são resfriadas a 0oC.
Quanto de açúcar irá cristalizar?
Solubilidade da
Temperatura
sacarose
o
C
g/100g de H2O
0
180
30
220
10. A determinada temperatura o coeficiente de solubilidade (Cs) do iodeto de sódio (NaI) é de
180 g/100 g de água. Calcule a massa de água necessária para preparar uma solução
saturada que contenha 12,6 g desse sal na temperatura considerada.
24
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4. EXPRESSÕES PARA AS CONCENTRAÇÕES
As relações entre soluto solvente e solução podem ser expressas de várias maneiras. A seguir
abordaremos as principais expressões e as que são adotadas internacionalmente. Existem
algumas expressões que são adotadas mas que são utilizadas em casos particulares, tais
como: normalidade, molalidade e fração molar.
4.1 CONCENTRAÇÃO COMUM – C
A solução usada anteriormente ( Figura-1) para a exemplificação é uma mistura homogênea e
tem seu soluto distribuído homogeneamente por todo seu volume.
=
, =
, , A expressão da concentração comum é dada por:
=
As unidades de concentração poderão ser expressas em:
Volume: cm3 (V), mL, dm3, L, m3, etc.
Massa (m1): mg, g, kg, t, etc. –
Nota: C = Z g/L; quer expressar Z gramas de um soluto por 1 litro de solução (soluto +
solvente)
4.2 DENSIDADE
É a razão entre a massa da solução (soluto+solvente) e o volume da solução.
A densidade de uma solução varia em função da quantidade de um determinado sal (soluto)
dissolvido numa quantidade de líquido (solvente).
Admitindo que o preparo de duas soluções aquosas (I e II) é efetuado em dois balões
volumétricos, rigorosamente, iguais.
A solução I é preparada dissolvendo-se 100 gramas de um sal X em água até completar o
volume de 1 litro. A pesagem desse conjunto (I) apresentou o resultado de 1100 gramas.
A solução II é preparada dissolvendo-se 40 gramas de um sal X, em água até completar o
volume de 1 litro. A pesagem desse conjunto (II) apresentou o resultado de 1050 gramas.
Se colocarmos os conjuntos sobre uma balança observaremos o seguinte resultado:
O prato com a solução I ficará num plano abaixo do prato da solução II. Como os balões e os
volumes são rigorosamente iguais, podemos concluir que a solução I tem maior quantidade em
massa de sal, logo é mais densa
25
quimica inorgânica - rev 0
Assim podemos dizer que a solução I possui densidade igual a:
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=
,
=
,
=
=
EXERCÍCIOS
1. Dissolveu-se 1,0 g de KMnO4 (permanganato de potássio) em água suficiente para formar
1,0 L de solução. Sabendo que 1 mL contém 20 gotas, qual a massa de KMnO4 em uma
gota de solução? (5,0.10-5g)
2. Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 (cloreto de
magnésio) de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? (2 g )
3. 30,0 gramas de cloreto de magnésio (MgCl2) são dissolvidos em 190 gramas de água,
originando 200 cm3 de solução. Calcule:
a. a concentração comum em g/L. (150 g/L)
b. a densidade da solução em g/mL. (1,05 g/mL)
4. A concentração de ácido acético no vinagre é 52 g/L. Qual o número de moléculas de ácido
acético adicionadas ao se temperar uma salada com 5 mL desse vinagre? ( 2,6.1021
moléculas)
5. O limite máximo de “ingestão diária aceitável”(IDA) de ácido fosfórico, aditivo em alimentos
é de 5 mg/kg de massa corporal. Calcule o volume de refrigerante, contendo ácido fosfórico
na concentração de 0,6 g/L, que uma pessoa de 60 kg deve ingerir para atingir o limite
máximo de IDA. (0,5 L)
6. A presença de 3.10-3 gramas de etanol por mL de sangue em geral causa intoxicação.
Considerando que o volume total de sangue de um adulto é da ordem de 7 litros,
aproximadamente, quantos gramas de etanol devem estar no sangue para causar
intoxicação? (21 g)
7. Um frasco de laboratório contém 2,0 L de uma solução aquosa de NaCl. A massa do sal
dissolvida na solução é de 120 g.
a) Qual o volume que deve ser retirado da solução inicial para que se obtenha 30 g de sal
dissolvido? ( 0,5 L)
b) Qual a concentração da solução após a retirada da amostra? (60 g/L)
8. 300 g de açúcar foram adicionados a uma certa quantidade de água, obtendo-se uma
solução de concentração igual a 60 g/L. Qual o volume desta solução? ( 5 L)
9. O líquido contido nas baterias de automóveis é na realidade uma solução aquosa de ácido
sulfúrico de densidade igual a 1,23 g/cm3. Uma fábrica de baterias, após receber um lote
da referida solução usou um densímetro e notou que a densidade era maior que 1,26
g/cm3. Sabendo que a solução é composta somente por ácido e água destilada e que a
densidade do ácido puro é maior que a água pura como a fábrica poderá contornar esse
problema fazendo com que a solução tenha a densidade desejada? ( adicionar água)
10. A concentração comum de uma solução é de 20 g/L. Determine o volume dessa solução,
sabendo que ela contém 75 g de soluto. ( 3,75 L)
26
quimica inorgânica - rev 0
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11. São dissolvidos 50 g de um sal em 200 g de água, originando uma solução cuja densidade
é de 1,2 g/cm3. Determine a concentração comum dessa solução. (200 g/L)
12. Calcule a concentração comum de uma solução de 1,5 g/mL de densidade, sabendo que
ela contém 25 g de sulfato de amônio dissolvidos em 275 g de água. (125 g/L)
13. Pacientes que necessitam de raios X do trato intestinal devem ingerir previamente uma
suspensão de sulfato de bário (BaSO4). Esse procedimento permite que as paredes do
intestino fiquem visíveis numa radiografia, permitindo uma análise médica das condições
do mesmo. Considerando-se que em 500 mL de solução existem 46,6 g do sal, qual a
concentração em g/L. (93,2 g/L)
4.3 CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA - M
Concentração em quantidade de matéria é a razão da quantidade de matéria do soluto (mol)
pelo volume de solução (em litros), expressa na unidade mol/L (molar).
M=
Como
então: M= =
Nota:
Podemos
encontrar
ainda
os
termos
Molaridade ou concentração
molar ou concentração em mol/L usados tradicionalmente, mas não recomendado
atualmente pela IUPAC ( International Union of Pure and Applied Chemistry - União
Internacional de Química Pura e Aplicada). A expressão dessa unidade pode ser
encontrada como 2 M que significa 2 molar ou 2 mol/L.
EXERCÍCIOS
1. No preparo de uma solução alvejante de tinturaria, 521,5g de NaClO ( hipoclorito de sódio )
são dissolvidos em água suficiente para 10,0 L de solução. Qual a concentração, em mol/L,
da solução obtida? ( 0,70 mol/L )
2. Qual a molaridade de uma solução que contém 160 g de H2SO4 (ácido sulfúrico) em 620
cm3 de solução? (2,6 mol/L)
3. Qual o volume, em litros, de uma solução 0,30 mol/L de sulfato de alumínio que contém 3,0
mols de cátion alumínio? ( 5 L)
4. Em 1 litro de uma solução 1 mol/L de Na2SO4, determine:
a)quantos mols de íons Na + e SO 4−2 estão presente?
b)quantos íons Na + e SO 4−2 existem nesta solução?
5. A tabela abaixo indica a concentração, em mg/L de alguns íons na água do mar:
SO -24
Íon
Mg +2
Na +1
Cl -1
Concentração
1350
2700
10500
19000
Dentre os íons da tabela qual apresenta maior concentração em mol/L qual apresenta
menor concentração em mol/L?
27
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6. A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 x 10-5 mol/L. Se
uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, qual a massa de fluoreto,
em miligramas, que essa pessoa ingeriu?
7. O rótulo de uma água mineral distribuída para consumo informa que ela contém
principalmente 696 mg/L de bicarbonato de sódio, NaHCO3, além de outros componentes.
Determine a molaridade do bicarbonato nesta água.
8. A substância química sacarose (C12H22O11) é comumente conhecida como açúcar. Para
adoçar uma xícara de café usam-se, em média 7 gramas de sacarose. Supondo-se que o
volume final do café adoçado seja de 50 cm3, calcule a concentração em mol/L, aproximada
do açúcar no café.
9. Ácido cítrico é um aditivo presente em alguns refrigerantes em quantidades de 0,0025 a
0,15%, em massa. Supondo que a solução tenha densidade igual a 1,0 kg/L, calcule as
concentrações de ácido cítrico: (Massa molar de ácido cítrico = 210 g/mol)
a)em g/L, no limite inferior;
resp.: 0,025 g/L
b)em mol/L, no limite superior.
resp.: 0,0071 M
10. Tem-se uma solução aquosa 1x10 – 2 mol/L de uréia. Calcule para 2 x 102mL de solução:
a) a massa de uréia dissolvida;
resp.: 0,12 gramas
b) o número de moléculas de uréia dissolvida.
resp.: 1,2 x 1021 moléculas
11. A concentração de ácido acético no vinagre é da ordem de 0,83 mol/L. Aproximadamente,
quantos gramas desse ácido há em 1 litro de vinagre?
12. Quantos gramas de Na3PO4 são necessárias para preparar 5,0 litros de uma solução 3
mol/L?
13. Para a maioria das células, uma solução de concentração igual a 1,17% de NaCl será
hipertônica. Qual a concentração dessa solução, em mol por litro? (0,2 mol/L)
4.4 TÍTULO OU PORCENTAGEM (massa ou volume)
O título e sua porcentagem, em massa e em volume, são usados para mostrar a relação entre
o soluto e a solução
O título (τ) de uma solução refere-se à relação entre a massa do soluto (m1) e a massa da
solução (m),segundo a expressão abaixo:
=
Onde: m = m1 + m2
O título é adimensional, isto é, um número puro e sem unidades. No entanto, se você quiser
expressar essa relação em porcentagem em massa (τ%), basta multiplicar o resultado por
100%.
=
∙
%
Assim, quando dizemos que determinada solução possui título igual a 0,35, isso significa que
para cada unidade de massa da solução há 0,35 unidades de massa de soluto e 0,65 unidades
de massa de solvente.
Um exemplo bastante comum do uso da porcentagem no cotidiano ocorre em soluções
aquosas, como é o caso do soro fisiológico. O soro fisiológico é uma solução de NaCl (cloreto
28
quimica inorgânica - rev 0
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de sódio – sal de cozinha), que apresenta uma porcentagem em massa de 0,9 %. Isso significa
que existem 0,9 grama de NaCl para cada 100 gramas de solução. Assim, podemos concluir
que seu título é 0,009.
No caso de soluções em que todos os componentes são gasosos ou são líquidos é possível
também calcular o título em volume (τv), por relacionar o volume do soluto com o volume da
solução (v), segundo a fórmula:
=
O título em volume também pode ser expresso em porcentagem:
=
∙
%
A diferença que existe quando se trabalha com o título em volume é que no título em massa,
conforme dito anteriormente, a massa da solução pode ser obtida somando-se a massa do
soluto com a massa do solvente. Já aqui isso não é possível, isto é, não podemos somar o
volume do soluto com o volume do solvente para obter o volume da solução. Isso ocorre
porque as forças intermoleculares existentes entre esses líquidos alteram os seus volumes
quando se misturam. Portanto, o volume da solução deve ser medido experimentalmente ou
fornecido no exercício.
EXERCÍCIOS
1. Prepara-se uma solução dissolvendo-se 8 gramas de sacarose em 192 gramas de água.
Qual o título dessa solução?
2. Quais as massas de ácido oxálico (H2C2O4) e água que devem ser misturadas para se
preparar 1000 gramas de uma solução 5%, em massa de H2C2O4?
3. Qual a massa de cloreto de cálcio CaCl2 que deve ser dissolvida em 400 gramas de água
para produzir uma solução de título 20 % em massa?
4. Calcule as massas de soluto e de solvente em 480 gramas de solução aquosa de ácido
sulfúrico a 75 %, em massa.
5. Quantas gramas de ácido sulfúrico devem, ser adicionada a 200 g de água para se obter
uma solução de 60% em massa?
6. Misturando-se 60 gramas de um sal solúvel em 540 gramas de água, qual será o título?
7. Dada uma solução alcoólica de fenolftaleína com 200 g, contendo 8,0 % em massa de
soluto. Qual será a massa de fenolftaleína, em gramas, contida na solução e o número de
mols de álcool?
8. Qual a massa de cloreto de cálcio CaCl2 que deve ser dissolvida em 400 gramas de água
para produzir uma solução de título 20 % em massa?
9. A embalagem de um sal de cozinha comercial com reduzido teor de sódio, o chamado sal
“light”, traz a seguinte informação: “Cada 100 g contém 20 g de sódio...”. Qual a
porcentagem (em massa) de cloreto de sódio nesse sal?
29
quimica inorgânica - rev 0
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10. Determine a porcentagem, em massa, do soluto em uma solução que contém 75 gramas de
nitrato de prata dissolvidos em 0,425 kg de solução.
11. Quais serão as massas de H2C2O4 e H2O que devem ser misturadas respectivamente para
preparar 1000g de solução a 5% de H2C2O4?
12. Soro fisiológico é uma solução aquosa de cloreto de sódio a 0,9% em massa. Qual a massa
de NaCl em gramas necessária para preparar 2 litros de soro fisiológico?(dágua =1,0g/cm3)
13. 20 gramas de NaOH são dissolvidos em 36 gramas de água. Sabendo que a massa molar
do NaOH é igual; a 40g/mol e a da água é 18g/mol, calcule:
a) Título da solução.
b) Porcentagem em massa do solvente.
14. Considere as seguintes soluções:
I. 10g de NaCl em 100g de água.
II. 10g de NaCl em 100ml de água.
III. 20g de NaCl em 180g de água.
IV. 10 mols de NaCl em 90 mols de água.
Destas soluções, qual tem concentração 10% em massa de cloreto de sódio?
4.5 CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES EM ppm, ppb e ppt
Para se determinar a concentração de soluções em termos de volume do soluto por volume da
solução (V1/V), ou em termos de massa do soluto por massa da solução (m1/m), costuma-se
utilizar o título (τ).
No entanto, existem casos em que a quantidade de soluto é extremamente pequena, como, por
exemplo, a concentração dos poluentes existentes no ar, na terra e na água. Nessas situações,
costuma-se usar a unidade partes por milhão, que é representada pela abreviação ppm.
A concentração em ppm indica quantas partes do soluto existem em um milhão (106) de partes
da solução (em volume ou em massa)
Assim, uma solução de 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da
solução.
A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada por:
=
!"#$ $%&'(#&
!"#$% $%&'(çã&
)
Se trabalharmos com soluções gasosas, a concentração em ppm será expressa em volume;
mas se falarmos de líquidos e sólidos, o ppm será dado em termos de massa.
Devemos ressaltar que quando trabalhamos com soluções aquosas, em geral, a massa do
soluto é muito pequena, por isso é costumeiro considerar a densidade da solução igual à da
água líquida (1,0 g/mL) onde não é necessária uma precisão elevada em trabalhos pouco
rigorosos.
Algumas unidades de concentração equivalentes à relação 1 ppm:
Em massa/massa:
=
⇨ #
=
30
⇨ =
+
quimica inorgânica - rev 0
prof. Mario Sérgio rodrigues
Em volume/volume:
=
⇨ =
⇨ =
+
⇨ =
Em massa/volume:
=
⇨ =
⇨ =
+
'
Nos casos em que a solução encontra-se ultra diluída e que é necessário expressar a
concentração em partes por bilhão(ppb) e em partes por trilhão (ppt). O raciocínio para o
trabalho com esses é o mesmo que no caso do ppm.
,=
!"#$ $%&'(#&
!"#$% !%&'(çã&
-
#=
!"#$ $%&'(#&
!"#$% !%&'(çã&
No cotidiano, o ppm aparece em várias situações.
Por exemplo, nos rótulos dos cremes dentais
costuma-se indicar a presença de flúor (na forma
de algum sal). A embalagem abaixo mostra que
esse produto apresenta um teor de flúor (na forma
de fluoreto de sódio) de 1400 ppm. Isso significa
que em cada 106 partes dessa solução (creme
dental) existem 1400 . 106 partes de flúor.
O ppb também é muito utilizado. Um exemplo é no caso da
poluição das águas com metais pesados, como o chumbo.
Esses metais apresentam o fenômeno da bioacumulação, isto
é, suas concentrações aumentam, progressivamente, ao longo
da cadeia alimentar. A água potável deve conter, no máximo,
15 ppb de chumbo, embora constantemente sejam
encontradas águas com mais de 100 ppb.
Exercício resolvido 1
A propanona pura, C3H6O, é um líquido volátil, incolor, inflamável, moderadamente tóxico, de
sabor adocicado e cheiro agradável. Um ser humano comum pode perceber o cheiro da
propanona diluída no ar na concentração mínima de 1,6 ppm. A análise de uma amostra do ar
de determinado ambiente revelou que existe 0,00015% em volume de propanona. Uma
pessoa, ao entrar no ambiente, irá perceber o odor da propanona?
Resolução
Aplicando na fórmula matemática do ppm citada no texto, temos:
, )
$
0) 1 = , )
$ 0) 1
$!"
Considerando:
1000 mL = 1 L e que 1000 L = 1 m3, podemos dizer que 1 000 000 mL = 1 m3
Substituindo na expressão anterior:
, )
$
0) 1 = , )
$ 0) 1
$!"
Logo cada m3 de ar contém 1,6 mL de C3H6O. Agora passamos a concentração para
porcentagem da seguinte forma:
31
quimica inorgânica - rev 0
1,6 parte de C3H6O ------------- 1 000 000 partes de ar
x ----------------------- 100 partes de ar
2 =
, ) ∙
∴ 2 = ,
prof. Mario Sérgio rodrigues
)%
Como 0,00016% está acima do limite de detecção, 0,00015% citada no problema, podemos
concluir que um ser humano não perceberá o odor da propanona.
EXERCÍCIOS
1. Certos medicamentos são preparados por meio de uma série de diluições. Assim,
utilizando-se uma quantidade de água muito grande, os medicamentos obtidos apresentam
concentrações muito pequenas. A unidade mais adequada para medir tais concentrações é
denominada ppm. Considere um medicamento preparado com a mistura de 1 g de um
extrato vegetal e 100 kg de água pura. Qual concentração aproximada desse extrato
vegetal no medicamento, em ppm? (0,01ppm)
2. Ambientalistas lutam para que o índice ideal de exposição ao benzeno seja 0,1ppm.
A contaminação ambiental tem sido uma fonte de problemas e doenças em diversas
comunidades. Um relatório aponta a contaminação de pelo menos 150 pessoas em
Paulínia, São Paulo. Dezoito delas apresentaram tumores no fígado e na tireoide. Todas
teriam sido contaminadas por substâncias usadas na fabricação de pesticidas. Dr. Anthony
Wong, pediatra e diretor do Centro de Assistência de Toxicologia, do Hospital das Clínicas
da Universidade de São Paulo, afirma que a intenção não é criar pânico na população, mas
é necessário ter muita cautela, porque há substâncias, como o benzeno, clorobenzeno e
metil-etilcetona (butanona), perigosas para mulheres grávidas, crianças e idosos, que são
os mais vulneráveis. Além disso, vapores tóxicos do clorobenzeno afetam o rim e o fígado.
Fez, ainda, um outro alerta: as pessoas não sentem o cheiro porque a sua concentração na
fase gasosa é pequena.
A concentração de uma solução em ppm pode ser expressa na forma de miligramas de
soluto em 1 litro de solução. Numa atmosfera, para se chegar ao nível de concentração
ideal de exposição ao benzeno, desejado pelos ambientalistas, qual será a quantidade
máxima desse composto cancerígeno, em gramas, que pode estar presente em um
ambiente de 10.000L? (90 ppm)
3. O Ministério da Saúde recomenda, para prevenir as cáries dentárias, 1,5 ppm (mg/L) como
limite máximo de fluoreto em água potável. Em estações de tratamento de água de
pequeno porte, o fluoreto é adicionado sob forma do sal flúor silicato de sódio (Na2SiF6;
MM = 188g/mol). Se um químico necessita fazer o tratamento de 10000 L de água, qual
será a quantidade do sal, em gramas, que ele deverá adicionar para obter a concentração
de fluoreto indicada pela legislação? (15 g)
4. Em um aquário constatou-se a presença de 0,8g de CO2 para cada 80Kg de ar. Calcule a
concentração em ppm. (10 ppm)
5. Qual é a massa de KCl necessária para preparar 200 mL de solução 30 mg/L (ppm)? (6
mg)
6. A água potável pode conter uma quantidade máxima de 10 mg de íons Ba2+ por litro.
Sabendo que 1,0L de água potável pesa 1,0 kg, Qual será a concentração de bário, em
ppm dessa solução? (1,0 ppm)
32
quimica inorgânica - rev 0
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7. Uma lata de 250 g de sardinha tem concentração de 0,52 ppm em mercúrio. Quantos
gramas de Hg há nessa lata? (1,3 x 10-4 g)
8. No rótulo de uma garrafa de água mineral lê-se, entre outras informações:
Conteúdo: 1,5 litro
nitrato de sódio: 6,0 ppm.
Considere que 1ppm = 1mg de soluto por litro de solução aquosa. Qual será a massa de
nitrato de sódio ingerida por uma pessoa que bebe um copo 300 mL dessa água?
9. Em um aquário constatou – se a presença de 0,8 g de CO2 para cada 80 Kg de ar. Calcule
a concentração em ppm e em ppb.
10. Em um aquário constatou – se a presença de 0,8 g de CO2 para cada 80 Kg de ar. Calcule
a concentração em ppm e em ppb.
11. Um purgante apresenta 2% em massa de fenolftaleína. Considerando que um comprimido
apresente 10 Mg, calcule a massa de fenolftaleína neste comprimido.
4.6 RELAÇÃO ENTRE AS EXPRESSÕES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Existem várias formas de se calcular e determinar as concentrações das soluções químicas
entre elas podemos citar: concentração comum, concentração em quantidade de matéria,
densidade e título.
=
=
&(
=
=
=
É importante lembrar que o índice 1 indica que a grandeza se refere ao soluto, índice 2 se
refere ao solvente e quando não há índice, trata-se da solução. Por exemplo:
m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente; m = massa da solução (m1 + m2).
Podemos relacionar esses tipos de concentração das soluções e, dessa forma, chegar a novas
fórmulas que podem ser usadas quando conveniente.
Relação entre concentração comum e título
=
=
m5 = C ∙ Vm5 = τ ∙ m
'& &: ∙
= ∙
!%%9 :
∴
=
= ∙
:
& &: =
;
∙
É importante lembrar que a concentração comum (C) e a densidade devem estar nas mesmas
unidades. Não pode acontecer, por exemplo, de a densidade estar em g/L e a concentração
em g/cm3.
Relação entre concentração comum e concentração em quantidade de matéria(mol/L)
=
=
⇨ =
m5 = C ∙ Vm5 = M ∙ M5 ∙ V
33
quimica inorgânica - rev 0
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'& &: ∙ ; =
∙
∙ ;!%%9 :
=
∙
Comparando as duas relações, temos:
=
∙
=
∙
ou quando a densidade estiver expressa em g/Ml
∗ =
∙ ∙
=
∙
EXERCÍCIOS
1. Os frascos utilizados no acondicionamento de soluções de ácido clorídrico comercial,
também conhecido como ácido muriático, apresentam as seguintes informações em seus
rótulos: solução 20% m/m (massa percentual); densidade = 1,10 g/mL; massa molar = 36,50
g/mol. Com base nessas informações, qual será a concentração da solução comercial desse
ácido, em mol/L? (6,0 mol/L)
2. As baterias dos automóveis são cheias com solução aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se
que essa solução contém 38% de ácido sulfúrico em massa e densidade igual a 1,29g/cm3.
Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol por litro? (5 mol/L)
3. Uma solução de ácido clorídrico, de densidade 1,2 kg/L, contém 40% em massa, de HCl.
Qual a massa de água, em gramas, existente em 1L de solução do ácido, nessa
concentração? (720g)
4. A solução aquosa de NaOH (soda cáustica) é um produto químico muito utilizado. Uma
determinada indústria necessitou usar uma solução com 20% em massa de hidróxido de
sódio, que apresenta uma densidade de 1,2 kg/L. Qual a molaridade da solução? (6 mol/L)
5. Num refrigerante do tipo “cola”, foi feita uma análise química que determinou uma
concentração de íons fosfato (PO4-3) igual a 0,15 g/L. Qual a concentração de íons fosfato,
em mols por litro, nesse refrigerante? (1,57.10-3mol/L)
6. Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o plasma separado
dos eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer modificaçãofosse feita na
concentração de gás carbônico. Qual a concentração em g/L, sabendo-se que a
concentração de CO2, neste plasma, foi de 0,025 mol/L? (1,1g/L)
7. Considerando que o conteúdo de ácido acético existente no vinagre é de aproximadamente
3% em peso e que a densidade do vinagre é 1 g/mL, qual a molaridade do ácido acético
existente em um litro de vinagre? (0,5 mol/L)
8. 136,8 g de Al2(SO4)3 foram dissolvidos em água suficiente para 800 mL de solução.
Determine a concentração em mol/L da solução obtida.
9. Ácido cítrico (mol=210g) é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a
0,15% em massa. Supondo uma solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações
de ácido cítrico:
a. em g/L, no limite inferior;
b. em molaridade, no limite superior.
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10. Num laboratório um frasco de ácido possui as seguintes informações: d = 1,837 g/cm3; 8,0 %
em massa e concentração = 1,5 mol/L. Qual dos ácidos a seguir refere-se a este rótulo:
H4P2O7, H2SO4, HNO3 ou HCN? Demonstre sua resposta.
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5. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
A prática da diluição de soluções é muito comum em laboratórios.
Fazemos uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo
que a concentração da solução diminua.
No cotidiano é muito comum realizarmos diluições. Por exemplo, geralmente os rótulos de
sucos concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser feito acrescentando-se
água numa proporção determinada. Quando fazemos isso, estamos diluindo o suco.
Nota: Quando estamos fazendo um suco e adicionamos o soluto (refresco em pó, por
exemplo) ao solvente (água), está ocorrendo uma dissolução. Mas quando
acrescentamos mais água a uma solução de água com refresco em pó, temos uma
diluição.
Essa prática também é muito comum nos laboratórios, pois geralmente as soluções que são
comercializadas vêm numa concentração bem alta e, de acordo com a finalidade, os técnicos
preparam soluções mais diluídas a partir da solução inicial (solução mãe).
Essas soluções costumam ser preparadas pegando-se uma alíquota, isto é, uma parte da
solução inicial com uma pipeta, que é um instrumento utilizado para medir e transferir volumes
de líquidos com alta precisão. Essa alíquota é transferida para um balão volumétrico e, por
último, acrescenta-se a água até atingir o volume desejado e indicado pelo balão volumétrico.
Como mensurar o volume da alíquota que se deve pegar para preparar a solução?
Dependerá de qual concentração queremos que a solução final tenha. Quando realizamos uma
diluição, a massa do soluto permanece inalterada, como mostra a imagem abaixo:
Nota: Soluções são sistemas homogêneos (monofásicos); o soluto representado em
partículas de tons mais escuros de azul é simplesmente um recurso pedagógico para
indicar a existência de dois componentes.
Com a adição de água, a massa do solvente mudou e, consequentemente, a massa e a
concentração da solução também mudaram. Assim temos:
36
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9 9 9!'
=
=
9 9 9!' ∙
9 9 9!'
9 9 9!' 9 9 9!' ∙
9 9 9!'
>9 !'
=
=
>9 !'
=
>9 !'
>9 !' ∙
∙
>9 !' >9 !'
Nota: Analogamente é utilizado o mesmo procedimento quando as concentrações forem
expressas em quantidade de matéria (mol/L) e título.
EXERCÍCIOS
1. Qual o volume de água, em mL, que deve ser adicionado a 300 mL de uma solução 0,4
mol/L, para que se torne 0,16 mol/L? (450 mL)
2. A 80 g de uma solução de H2SO4(ácido sulfúrico) de 63 % em massa são adicionados 400
g de água. Qual a porcentagem em massa de H2SO4 na solução obtida? (7 %)
3. 100 mL de solução aquosa de cloreto de cálcio (CaCl2) 0,60 mol/L são diluídos com 300
mL de água. Calcule a concentração em mol/L dos ânions cloreto na solução final.
4. Uma solução de sulfato de sódio contém 20 g de soluto por litro. A dois litros dessa solução
foram acrescentados seis litros de água. Qual será a concentração dessa nova solução?
5. Café “carioca” é um tipo de café em que se adiciona água a bebida já pronta para torná-la
mais fraca. Qual a quantidade de água que devemos misturar a uma xícara de café para
que a sua concentração reduza pela metade? (considere a água em volume)(2V)
6. Um volume de 300 mL de solução de sulfato cúprico é cuidadosamente aquecido até que o
volume fique reduzido a 200 mL. Qual a concentração molar da solução final?
7. Uma solução de sulfato de sódio (Na2SO4) contém 10 gramas de soluto por meio litro. A
dois litros dessa solução foram acrescentados seis litros de água. Qual será a
concentração da solução?
8. Uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) de concentração molar 0,50 mol/L com
volume de 250 mL, deve ser diluída com água para a concentração de 26,6 g/L. Qual a
quantidade de soluto, em mols, que pode ser esperada para essa solução?
9. Qual o volume de água destilada que devemos adicionar a 150 mL de uma solução a 7.0%
de um xampu para automóvel a fim de torná-la a 3,0%?
10. Que volume de HCl concentrado (16 mol/L) é necessário para preparar 2,0L de HCl
0,20mol/L?~
11. Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo,
preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100mL de
determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4mol.L-1. Qual será o volume
de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia
para 0,04mol.L-1?
37
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14. Deseja-se diluir um litro da solução de H2SO4 a 80% e de densidade 2,21g/cm3 até o
volume de cinco litros. Quais são as concentrações molares do H2SO4, antes e depois da
diluição?
15. Um dos grandes problemas das navegações do século XVI referia-se à limitação de água
potável que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma situação de
emergência em que restaram apenas 300 litros (L) de água potável (considere-a
completamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo
devido à grande concentração de NaCl(25g/L), porém o soro fisiológico (10g NaCl/L) é. Se
os navegantes tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam usar
água potável para diluir água do mar de modo a obter o soro e assim teriam um volume
maior de líquido para beber.
a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água
potável fossem usados para este fim?
b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação e admitindo-se uma
distribuição eqüitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por cada
pessoa?
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6. MISTURA DE SOLUÇÕES
A mistura de soluções é um procedimento que pode ocorrer de várias formas, tais como:
solutos iguais ou diferentes, com e sem reação química e é muito comum no cotidiano dos
laboratórios de análise.
6.1 MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA
6.1.1 Solutos Iguais
Normalmente prepararmos soluções em nosso dia a dia, assim como realizamos a mistura de
uma com outra. Misturar duas soluções é o ato de colocar duas ou mais soluções em um
mesmo recipiente. Se essa mistura envolver soluções que apresentam o mesmo solvente e o
mesmo soluto, a realização desse procedimento será chamada de mistura de soluções de
mesmo soluto.
Um exemplo de mistura de soluções de mesmo soluto é quando colocamos duas soluções
aquosas (apresentam água como solvente) de cloreto de sódio em um mesmo recipiente, como
representado a seguir:
Representação de uma mistura de soluções de mesmo soluto
Podemos observar que, quando realizamos uma mistura de soluções que apresentam o
mesmo soluto e o mesmo solvente, estamos apenas realizando um aumento da quantidade do
solvente e do soluto (propriedade da aditividade), não sendo observada nenhuma outra
modificação.
Assim, podemos afirmar que, quando realizamos uma mistura de soluções que apresentam o
mesmo soluto e o mesmo solvente, vamos ter como resultado uma soma dos volumes das
soluções misturadas e uma soma das massas (quantidades) dos solutos misturados.
Volume final = volume da solução 1 + volume da solução 2
Vf = V1 + V2
Massa do soluto final = massa do soluto da solução 1 + massa do soluto da solução 2
mf = m1 + m2
Por meio desses dados, é possível realizar ainda o cálculo da concentração tanto das soluções
que serão misturadas (soluções iniciais) quanto da solução resultante da mistura (solução
final). As expressões de concentração mais utilizadas são a concentração comum e a
molaridade, que apresentam as seguintes fórmulas:
C1.V1 + C2.V2 = CF.VF
M1.V1 + M2.V2 = MF.VF
39
quimica inorgânica - rev 0
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6.1.2 Solutos Diferentes
Misturando 1 litro de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha) a 0,1 mol/L
com 1 litro de uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11 – açúcar comum) a 0,2 mol/L. O
solvente de ambas as soluções é o mesmo: a água. Porém, os solutos são diferentes: sal e
açúcar, de modo que se originou uma nova solução.
Como, esses solutos não reagem entre si, eles estão simplesmente diluídos num volume maior
de solução. Na solução inicial havia 0,1 mol de sal em 1 L de solução, agora há 0,1 mol de sal
dissolvido em 2 L de solução. O mesmo raciocínio se aplica à solução de sacarose, que tinha
0,2 mol de açúcar dissolvido em 1 L e agora esse 0,2 mol está dissolvido em 2 L de solução:
Logo, podemos deduzir que após essa mistura teremos uma nova solução, que podemos
considerar como se cada solução tivesse sofrido uma simples “diluição”.
9 9 9!' ∙
9 9 9!'
=
>9 !'
∙
>9 !'
Nota: Será calculada a diluição em relação a cada soluto envolvido na mistura.
6.2 MOLARIDADE DE ÍONS
Como determinar a concentração de cada um dos íons em uma nova solução formada?
Para tal será necessário escrever as equações de ionização ou dissociação de cada soluto e
usar a proporção estequiométrica para determinar a concentração dos íons formados.
Por exemplo, considere que foram misturados 250 mL de uma solução aquosa de K2SO4 a 0,5
mol/L com 150 mL de uma solução aquosa de Al2(SO4)3 a 0,8 mol/L. Qual seria a concentração
em mol/L de cada um dos íons formados na solução final?
40
quimica inorgânica - rev 0
1º passo: Escrever as reações de dissociação dos sais:
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1 K2SO4(aq) → 2 K+(aq) + 1 SO42↓
↓
↓
1 mol
2 mol
1 mol
↓
↓
↓
0,5 mol/L 1,0 mol/L 0,5 mol/L
1 Al2(SO4)3(aq) → 2 Al3+(aq) + 3 SO42↓
↓
↓
1 mol
2 mol
3 mol
↓
↓
↓
0,8 mol/L
1,6 mol/L 2,4 mol/L
∴ [email protected] = 0,6mol/LdeAlMN 2º passo: Determinar a concentração para cada íon:
K+(aq):
Minicial . Vinicial = Mfinal . Vfinal
1,0 mol/L . 0,25 L = Mfinal . 0,4 L
>9 !'
∴
=
>9 !'
,
&'
, O
= ,)
&'/ $P N
Al3+(aq):
Minicial . Vinicial = Mfinal . Vfinal
1,6 mol/L . 0,15 L = Mfinal . 0,4 L
>9 !'
∴
=
>9 !'
, O &'
, O
= , ) &'/ $Q'
N
SO42-(aq) (presente nas duas soluções):
Minicial . Vinicial +
Minicial . Vinicial
= Mfinal . Vfinal
(0,5 mol/L . 0,25 L) + ( 2,4 mol/L . 0,15 L) = Mfinal . 0,4 L
(0,125 mol) + ( 0,36 mol) = Mfinal . 0,4 L
>9 !'
∴
=
>9 !'
, OR &'
, O
= ,
&'/ $S1OT 6.3 MISTURA DE SOLUÇÕES COM REAÇÃO QUÍMICA
Se misturarmos duas ou mais soluções que possuem solutos diferentes pode ocorrer uma
reação química entre eles e será necessário realizar vários cálculos importantes para estudar
esses processos.
41
quimica inorgânica - rev 0
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É possível deduzir o que ocorreu na solução final, inclusive qual a sua concentração em mol/L
(concentração em quantidade de matéria ou molaridade, simbolizada nesse texto por “M”).
Para tal será preciso seguir os passos abaixo:
1º Escrever a equação química do processo, balanceada;
2º Determinar a a concentração em quantidade de matéria (mol) dos reagentes;
3º Verificar se há reagente em excesso;
4º Determinar, por estequiometria, a quantidade, em mol, de produto.
Exercício Resolvido
Misturou-se 0,5 L de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) de 0,1 mol/L com 0,5 L de
uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) de 0,2 mol/L. Qual a concentração da
solução final? Ela é ácida, básica ou neutra?
1º) Escrever a equação química balanceada que representa a reação que ocorreu entre as
duas soluções:
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 +2 H2O
proporção:
1 mol
2 mol
1 mol
2º) Determinar os números de mol dos solutos (n) presentes nos reagentes. Isso pode ser feito
por meio da fórmula da concentração em mol/L (M):
0 S1O
0 S1O
0 S1O
∴
=
=
0 S1O
0 S1O
= , &' ∙
0 S1O
U!10
0 S1O
= ,
∙
0 S1O
T
U!10
∙ , U!10
&'
∴
=
=
U!10
U!10
U!10
= , &' ∙
U!10
= ,
∙
U!10
T
∙ , &'
3º) Verificar se a quantidade de reagentes está dentro da proporção indicada pelos coeficientes
da reação e ver se há ou não reagente em excesso:
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 +2 H2O
proporção: 1 mol
2 mol
1 mol
mols de solutos: 0,05 mol 0,10 mol
Observe que o número de mol dos solutos está dentro da proporção estequiométrica de 1 : 2
da equação. Portanto, não há reagente em excesso e a solução é neutra.
4º) Por meio dos coeficientes da equação é possível prever a quantidade em mol do sal
formado e assim descobrir a concentração da solução final. Lembrando que o volume da
solução é a soma dos volumes do ácido e da base (0,5 L + 0,5 L = 1,0 L).
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + 2 H2O
proporção: 1 mol
2 mol
1 mol
mols de solutos: 0,05 mol 0,10 mol 0,05 mol
U! S1O
=
U! S1O
U! S1O
>9 !'
= ,
&' ∙
42
T
=
,
&'
, quimica inorgânica - rev 0
EXERCÍCIOS
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1. Duas amostras de soluções aquosas de NaOH (hidróxido de sódio), uma de volume 200 mL
e 0,15 mol/L e a outra de volume 100 mL e 0,30 mol/L, foram misturadas. Qual a
concentração em mol/L da solução final? (0,2 mol/L)
2. Misturam-se 500 mL de uma solução de NaOH (hidróxido de sódio) de concentração igual a
16 g/L com 400 mL de solução 0,50 mol/L da mesma base e completa-se o volume para
1000 mL. Qual a concentração em mol/L da solução final? (0,40 mol/L)
3. Qual a concentração em mol/L de uma solução de hidróxido de sódio formada pela mistura
de 60 mL de uma solução 5 mol/L com 300 mL de solução 2 mol/L? (2,5 mol/L)
4. 30 cm3 de solução 0,1 mol/L de HNO3 foram adicionados a 20 cm3 de solução 0,2 mol/L do
mesmo ácido. Calcule a molaridade da solução resultante. ( 0,14 mol/L)
5. Duas soluções de volumes iguais e de concentrações 0,5 mol/L e 0,1 mol/L foram
misturadas. Determine a concentração em mol/L da solução resultante. (0,3 mol/L )
6. Deseja-se preparar uma solução 1mol/L de NaOH, partindo de 400mL de uma solução 1,5
mol/L dessa base. Que volume de água deve ser adicionado? Qual o volume da solução
1mol/L obtida? (200 mL , 600 mL).
7. 100 mL de uma solução de CaCl2 de 0,3g/mL de concentração são misturados com 200 mL
de outra solução de CaCl2 resultando uma solução de 0,04g/mL de concentração. Calcule a
concentração da solução de 200 mL. (0,045g/mL)
8. A 100 mL de uma solução 0,25 mol/L de (NH4)2CO3 são adicionados 100 mL de uma
solução 0,5 mol/L do mesmo sal. Calcule a concentração em g/L, da solução resultante. (36
g/L)
9. Um químico precisa preparar 80 mL de uma solução ácida 3,0 mol/L, misturando duas
soluções de um ácido forte HX, uma com concentração 5,0 mol/L e outra com 2,5 mol/L.
Qual o volume que deverá ser utilizado da solução 5,0 mol/L?
10. Todos os sais de metais alcalinos são solúveis; logo a mistura entre cloreto de sódio (NaCl)
e iodeto de potássio (KI) não apresenta reação. Calcule a concentração das soluções após
a mistura de 100 mL de NaCl, 1 mol/L com 0,1 L de KI, 4 mol/L. Calcule a concentração das
soluções após a mistura de 100 mL de NaCl, 1 mol/L com 0,1 L de KI, 4 mol/L.
11. Misturam-se 50 mL de solução aquosa 0,10 mol/L de H2SO4 (ácido sulfúrico), com 50 mL
de solução aquosa 0,40 mol/L de NaOH (hidróxido de sódio). Completada a reação,
pergunta-se:
a) O meio estará ácido ou básico? Justifique. (básico).
b) Qual a molaridade do ácido ou da base restante no final da reação? (0,10 mol/L)
12. 0,15 L de uma solução 1,0 mol/L de HCl (ácido clorídrico) são adicionados a 250 mL de
uma solução aquosa 2,0 mol/L de NaOH (hidróxido de sódio). Pergunta-se:
a) A solução final tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique. (básico)
b) Qual a molaridade do reagente em excesso? (0,875 mol/L)
c) Qual a molaridade do sal produzido? (0,375 mol/L)
43
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13. Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de HCl (ácido clorídrico) de
concentração 1,0 mol/L necessário para neutralizar 20,0 mL de uma solução aquosa de
NaOH (hidróxido de sódio) de concentração 3,0 mol/L? (0,06 L)
14. Na titulação de 10,0 cm3 de uma solução de KOH foram gastos 18,5 cm3 de uma solução
de H2SO4 0,25 mol/L. Calcule a concentração da solução de KOH em g/L.(51,8 g/L)
15. Quantos mililitros de solução de HCl 0,02 mol/L serão necessários para neutralizar
completamente 100 mL de uma solução de Ba(OH)2, 0,01 mol/L? (100 mL)
16. 200 mL de solução 0,3 mol/L de NaCl são misturados a 100 de solução molar de CaCl2.
Qual aconcentração, em mol/litro, de íons cloreto na solução resultante? (0,86 mol/L)
17. Na titulação de 100 mL de HCl 0,01 M com NaOH 0,1 M usando como indicador 10 gotas
de uma solução de fenolftaleína, é obtido o seguinte gráfico:
Intensidade de
coloração
Indique o gráfico correspondente
que se espera obter quando se
utiliza solução aquosa de NaOH
0,2 mol.L1-
5
10
Volume de NaOH 0,1 M
adicionado (mL)
18. Na titulação de 10,0 mL de uma amostra de suco gástrico que contém ácido clorídrico,
foram gastos 9,0 mL de uma solução 0,20 mol/L de hidróxido de sódio. Qual a
concentração em mol/L do ácido na amostra?
19. Calcule os volumes de soluções aquosas de ácido sulfúrico, respectivamente iguais a 10
mol/L e 6 mol/L, necessários para a preparação de um litro de solução aquosa 7 mol/L
deste ácido.
20. São misturados 200 mL de uma solução aquosa de HCl 0,20 M com 50 mL de uma solução
aquosa de Ca(OH)2 0,4M. Responda:
a) A solução resultante é ácida, básica ou neutra? Demonstre a resolução da sua resposta.
b) Qual a molaridade do sal resultante? Demonstre a resolução.
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REFERÊNCIAS
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.. Química: um curso universitário. Tradução por Koiti Araki,
[et.al.]. 4ª edição. Editora Edgard Blücher Ltda. 1997.
RUSSEL, John B. Química Geral. Tradução por Divo Leonardo Sanioto, [ et. Al.]. 1ª edição. Editora
McGraw-Hill do Brasil Ltda. 1982.
ROSENBERG, Jerome L.. Química Geral. Tradução por Viktoria Klara Lakatos Osório, [et.al.]. 6ª
edição. Editora McGraw-Hill do Brasil Ltda. 1982.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Quimica - Química Geral – volume 1 e 2. 9ª edição. São Paulo,
SP. 2000.
FELTRE; Ricardo. Química: Volume 1 e 2 – Química Geral. 5ª edição. Editora Moderna. 2000.
ROCHA Fº, Romeu C.; SILVA, Roberto Ribeiro da. Cálculos Básicos da Química. 2ª Edição. Editora da
Universidade Federal de São Carlos – EDUFSCAR. São Carlos. 2010
http://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-decomposicao/
http://www.colegioweb.com.br/quimica/reacoes-de-sintese-ou-de-adicao.html
http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u21.jhtm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/
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TABELAS
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Tabela de Cátions
Número de Oxidação Fixo
+
Lítio
Sódio
Potássio
Rubídio
Césio
NOx 1
Frâncio
Prata
Amônio
Hidrogênio
Hidrônio
1+
Li
1+
Na
1+
K
1+
Rb
1+
Cs
+
1+
Fr
1+
Ag
1+
NH4
1+
H
1+
H3O
+
NOx 2
2+
Be
Rádio
2+
Mg
Zinco
2+
Ca
Cádmio
2+
Sr
Escândio
2+
Ba
Berílio
Magnésio
Cálcio
Estrôncio
Bário
NOx 3
3+
Alumínio Al
2+
Ra
2+
Zn
2+
Cd
2+
Sc
Número de Oxidação Variável
+
+
NOx 1
NOx 2
1+
Auroso
Cuproso
Mercuroso
Au
1+
Cu
1+
(Hg)2
Cobaltoso
Cromoso
Cúprico
Estanhoso
NOx
3+
Sb
3+
As
3+
Au
3+
Bi
3+
Co
Antimonioso
Arsenioso
Áurico
Bismuto III
Cobáltico
2+
Co
2+
Cr
2+
Cu
2=
Sn
3+
Crômico
Férrico
Manganês III
Niquélico
2+
Ferroso
Manganoso
Mercúrico
Niqueloso
Fe
2+
Mn
2+
Hg
2+
Ni
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
1AlO2
Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]
1-
Alumínio
Aluminato –
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
Estanho
Estanito- SnO2
Ferro
Ferricianeto – Fe(CN)6
Flúor
Fluoreto – F
Fósforo
Fosfeto – P
Metafosfato – PO3
Fosfato – PO4
43Peroxidifosfato - P2O8
Peroximonofosfato – PO5
Germânio
Germanato – GeO4
Hidrogênio
Monohidrogenofosfato – HPO4 Dihidrogenofosfato – H2PO4
111Bissulfeto – HS
Bissulfito – HSO3
Bissulfato – HSO4
111Hidreto – H
Formiato – HCO2
Bicarbonato – HCO3
Iodo
Iodeto – I
1-
1-
3-
4-
Antimonito – SbO3
3-
PiroAntimonato – Sb2O7
3-
Antimonato – SbO4
4-
Arsenito – AsO3
3-
Piroarsenato – As2O7
Arseniato – AsO4
21-
3-
2-
1-
Tetraborato – B4O7
1-
Hipobromito – BrO
4-
1-
Metaborato – BO2
1-
Bromito – BrO2
1-
2-
1-
Flúorborato – BF4
1-
1-
Perbromato – BrO4
1-
1-
Bromato – BrO3
1-
1-
2-
Plumbato – PbO3
Hipoclorito – ClO
2-
1-
1-
1-
Clorito – ClO2
2-
Perclorato – ClO4
1-
Dicromato/percromato – Cr2O7
2-
1-
Clorato – ClO3
Cromito – CrO2
2-
2-
Tiossulfato–
Persulfato– S2O8
Tetrationato – S4O6
Hipossulfato
–
22S2O3
S2O6
22222Sulfato – SO4
Sulfito – SO3
Hipossulfito – S2O4
Pirossulfato – S2O7
Pirossulfito – S2O5
2221Pentationato– S5O6
Hexationato – S6O6
Tritionato – S3O6
Tiocianato– SCN
2Monopersulfato– SO5
2-
2-
Estanato – SnO3
3-
1-
4-
2-
Ferrocianeto – Fe(CN)6
Ferrato – FeO4
1-
Ferrito – FeO2
1-
Fluorato – FO3
3-
1-
3-
4-
Hipofosfato – P2O6
4-
Pirofosfato – P2O7
22-
1-
Hipoiodito – IO
1-
1-
1-
Iodito – IO2
47
1-
Iodato – IO3
1-
Hipofosfito – H2PO2
1-
Periodato – IO4
2-
Fosfito – HPO3
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2-
1-
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
Manganato – MnO4
2-
Manganês
2-
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
1-
Cianato–OCN
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-
22-
2-
Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]
Tabela de Solubilidade em Água
Compostos
Ácidos orgânicos
Permanganatos (MnO41-), nitritos (NO21-), nitratos
(NO31-), Cloratos (ClO31-)
Sais de metais alcalinos e amônio (NH41+)
Acetatos
Percloratos (ClO41-)
Tiocianatos(SCN1-), tiossulfatos (S2O31-)
Fluoretos (F1-)
Cloretos ( Cl1-), Brometo (Br1-)
Iodetos (I1-)
Sulfatos (SO42-)
Óxidos metálicos (O2-), hidróxidos (OH1-)
Boratos (B4O72-), Cianetos (CN1-), Oxalatos (C2O42), Carbonatos (CO32-), Ferrocianetos [Fe(CN)6]4-,
Ferricianetos [Fe(CN)6]3-, Silicatos(SixOy),
Arsenitos (AsO21-), Arseniatos (AsO43-), Fosfitos
(H2PO31-), Fosfatos (PO43-), Sulfitos (SO32-) e
Sulfetos (S2-)
Regra
Solúveis
Exceção
.x.
Solúveis
.x.
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Solúveis
Insolúveis
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
Insolúveis
alcalinos, NH41+
SOLUBILIDADE EM ÁGUA
48
1-
quimica inorgânica - rev 0
ânion
NO3-1 NO2-1 CH3COO-1
cátion
NH4+1
S
S
S
+1
Li
S
S
S
Na+1
S
S
S
+1
K
S
S
S
+1
Rb
S
S
S
Cs+1
S
S
S
+2
Mg
S
S
S
Ca+2
S
S
S
+2
Sr
S
S
S
Ba+2
S
S
S
+2
Ra
S
S
S
+1
Ag
S
S
PI
Cu+1
S
S
S
+2
Hg2
S
S
PI
Pb+2
S
S
S
Outros
S
S
S
S = SOLÚVEL
prof. Mario Sérgio rodrigues
F-1
Cl-1 Br-1
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
S
I-1
SO4-2
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
S
S
S
PI
S
S-2 CO3-2 PO4-3
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
PI
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
Outros
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
S
S
S
S
S
S
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI
PI = PRATICAMENTE INSOLÚVEL
Tabela Periódica dos Elementos
1
1A
18
0
ametais
1,0
1
2
2A
hi dro gê ni o
6, 9 4
3
22,9 12
só dio
Mg
40,0 21
K
Ca
po tássi o
cá lcio
85,5 38
37
Rb
5
ru bídio
3
3B
ma gn ésio
39,1 20
19
4
boro
metais de transição
24,3
Na
3
B
Be
be rílio
li ti o
11
13
14
15
16
17
7A
3A
4A
5A
6A
16,0 9
10,8 6
14,0 8
19,0 10
12,0 7
5
9,0
Li
2
4
4B
es cân dio
Sr
es trônci o
+3
ítr io
7
7B
10
9
8B
55,8 27
63,5 28
11
1B
58,7 29
12
2B
va nádio
91,2 41
crô mio
mang anês
Zr
Nb
Mo
zir cônio
ni ób io
molib dêni o
co bal to
ferro
níq ue l
ca rbo no
ni trog êni o
ox igê ni o
flúor
28,1 15
31,0 16
32,1 17
Cs
Ba
césio
bário
87
7
223 88
série
dos
lantanídeos
Tc
tecn éci o
Ru
Rh
Pd
rutê ni o
ró dio
palá dio
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
há fnio
tânta lo
tun gstên io
rê nio
ós mio
irídio
226 89 a 103 104
Fr
Ra
frân cio
rádio
série
dos
actinídios
ne ônio
35,5 18
261 105 262 106 263 107 262 108
Pt
P
S
Cl
Ar
sil ício
fósfor o
en xofre
clo ro
ar gôn io
69,7 32
gá li o
79,9 36
79,0 35
74,9 34
72,6 33
Ag
+1
pr ata
+2
+4
+2
Cd
As
Se
Br
Kr
ge rmâ nio
ar sênio
se lên io
br omo
cri ptônio
cá dmi o
+3
+2
In
Sn +4 Sb +5 Te
índ io
es ta nh o
Hg2
+1
Au +3 Hg +2 Ta
platin a
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
dú bnio
se abórgi o
bó hri o
hássio
me itné rio
Pu
57 138,9 58 140,1 59 140,9 60 144,2 61
tel úrio
an timô nio
ou ro
ch umb o
tál io
me rcúrio
+2
+3
Pb +4 Bi
bismu to
I
Xe
iodo
xe nônio
210 85
210 86
la ntân io
89
cé rio
At
Rn
po lôni o
as ta to
ra dôn io
metais
Ac
Th
ac tinídi o
tóri o
147 62 150,3 63 152,0 64 157,2 65 158,9 66 162,5 67 164,9 68 167,3 69 168,9 70 173,0
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
pr ase odími o
ne odímio
pr omécio
sa mári o
eu róp io
ga do líni o
térbio
dispró sio
hó lmio
ér bio
túl io
itérbio
227 90 232,0 91
231 92 238,0 93
Pa
pr otactínio
237 94
239 95
243 96
247 97
24798
247 99
254 100
257101
256 102
259
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
ur ânio
ne tún io
pl utôn io
am erício
cú rio
be rquél io
ca lifór nio
ei nstê nio
férmio
me nd elé vio
nobé li o
49
222
Po
Pr
Ce
83,8
Ge
265 109 266
ruth erfórd io
La
39,9
alumín io
met ais de transição interna
número atômico
mas sa
94 239
atômica
símbolo
nome do
pl utôn io
elemento
20,2
Ne
Si
zin co
cobre
F
hé li o
97 44 101,0 45 102,9 46 106,4 47 107,9 48 112,4 49 114,8 50 118,7 51 121,7 52 127,6 53 126,9 54 131,3
95,9 43
92,9 42
O
He
Al
65,4 31
63,5 30
N
27,0 14
+2
+3
+2
+3
+2
+2
+2
V +4 Cr +2 Mn +4 Fe +3
Cu +1 Zn
Ga
+2 Co +3 Ni +3
+4
+3
titân io
88,9 40
Y
6
6B
8
47,9 23 50,9 24 52,0 25 54,9 26
44,9 22
Sc +3 Ti
87,6 39
5
5B
13
C
55 132,9 56 137,3 57 a 71 72 178,5 73 180,9 74 183,8 75 186,2 76 190,2 77 192,2 78 195,1 79 197,0 80 200,6 81 204,4 82 207,2 83 209,0 84
6
4, 0
2
H
1
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