Principais reações inorgânicas

ÓXIDOS

Óxido básico + água → base

Exemplo: CaO_(s) + H₂O_(ℓ) → Ca(OH)_2 (aq)

Óxido ácido + água → ácido (oxiácido)

Exemplo: SO_3(g) + H₂O_(ℓ) → H₂SO_4(ℓ)

Observação: nomenclatura de oxiácidos baseada em diferentes graus de hidratação.

Exemplos:

H₃AsO₄ – ácido ortoarsênico

HBO₂ – ácido metabórico

H₄P₂O₅– ácido pirofosforoso

Observação: oxiácidos formados pela reação de dois mols de moléculas do anidrido com um mol de água.

H₂Cr₂O₇ – ácido dicrômico: 2 CrO₃ + H₂O → H₂Cr₂O₇

H₄ B₂O₇– ácido tetrabórico: 2 B₂O₃ + H₂O → H₄ B₂O₇

a) Óxido ácido + base → sal + água

Exemplo: SO_3( g) + 2NaOH_(aq) → Na₂SO_4(aq) + H₂O_(ℓ)

b) Óxido básico + base → sal + água

Exemplo: CaO_(s) + 2HC𝓁_(aq)→ CaC𝓁_2(aq) + H₂O_(ℓ)

c) Óxido ácido + óxido básico → sal

Exemplo: SO3(g)+CaO(s)→CaSO4(s)

d) Óxido Anfótero + ácido → sal1 + água

Exemplo: A𝓁₂O_3( s)+ 6HC𝓁_(aq) → 2AlCℓ_3(aq) + 3H₂O_(ℓ)

e) Óxido Anfótero + ácido → sal2 + água

Exemplo: A𝓁₂O_3(s) + NaOH_(aq) → NaA𝓁O_2(aq)+ H₂O_(ℓ)

f) Óxidos Neutros – não reagem com água, ácidos ou bases.

g) Óxido Duplo Metálico + ácido → sal (oso) + sal (ico) + água

Exemplo: Fe₃O_4( s) + 8HC𝓁_(aq)→ 2FeC𝓁_2(aq) + 3FeC𝓁_3(aq) + 4H₂O₍₀₎

h) Óxido Duplo Ametálico + água → ácido(oso) + ácido(ico)

Exemplo: 2NO_2(g) + H₂O_(ℓ) → HNO_2(aq) + HNO_3(aq)

i) Óxido Duplo Ametálico +base → sal(ito) + sal(ato) + água

Exemplo: NO_2(g) + NaOH_(aq) → NaNO_2 (aq) + NaNO_3(aq) + H₂O_(ℓ)

j) Peróxido + ácido → sal + peróxido de hidrogênio

Exemplo: Na₂O_2( s) + 2HC𝓁 → 2NaC𝓁_(aq) + H₂O_2(ℓ)

k) Polióxido + ácido → sal + peróxido de hidrogênio + oxigênio

Exemplo: 2KO_2(s) + 2HC𝓁 → 2KC𝓁_(aq) + H₂O_2(ℓ) + O_2(g)

ÁCIDOS

Ácido forte + Sal (de ácido fraco) → Ácido fraco + Sal (de ácido forte)

Exemplo: 2HC𝓁_(aq) + Na₂S_(s) → H₂S_(g) + 2NaC𝓁_(aq)

Observação: essas reações geralmente produzem um ácido fraco volátil. Quando o ácido carbônico (H₂CO₃) é produzido nesse tipo de reação, ele sofre decomposição produzindo dióxido de carbono (CO₂) e água. De forma análoga, o ácido sulfuroso produz dióxido de enxofre (SO2) e água.

BASES

Base forte + Sal (de base fraca) → Base fraca + Sal (de ácido forte)

Exemplo: 3NaOH_(aq) + FeC_𝓁3(aq) → Fe(OH)_3( s) + 3NaC_𝓁(aq)

Observação: essas reações geralmente produzem uma base fraca insolúvel. Quando o hidróxido de amônio (NH₄OH) é o produto desse tipo de reação, ele sofre decomposição se transformando em amônia (NH₃) e água.

SAL

Sal solúvel (1) + Sal solúvel (2) → Sal solúvel (3) + Sal insolúvel

Exemplo: Na₂SO_4(aq) + BaC𝓁_2(aq)→ 2NaC𝓁_(aq) + BaSO_4( s)

TABELA DE SOLUBILIDADE EM ÁGUA DOS PRINCIPAIS SAIS

REAÇÕES DE METAIS DESLOCANDO O HIDROGÊNIO DA ÁGUA E DOS ÁCIDOS

Metal Alcalino + H₂O → Base + H₂ (reação explosiva)

Exemplo: 2Na_(s) + 2H₂O_(ℓ)→ 2NaOH_(aq) + H_2( g)

Metal + Ácido → Sal + H₂

Esse tipo de reação pode ocorrer entre um metal mais reativo do que o hidrogênio (metal alcalino, metal alcalino-terroso, alumínio, zinco e ferro).

Exemplos:

2 Aℓ_(s) + 6HCℓ_(aq) → 2 AlCℓ_3(aq) + 3H_2( g)
Zn_(s) + H₂SO_4(aq) → ZnSO_4(aq) + H_2( g)

O ferro é um metal que reage dessa forma com ácidos, como o clorídrico em solução concentrada, produzindo o cloreto ferroso e hidrogênio.

Fe_(s) + 2HC𝓁_{(concentrado)}→ FeC𝓁_2(aq) + H_2( g)

Os metais nobres, menos reativos do que o hidrogênio, não são capazes de deslocar o hidrogênio dos ácidos.

Os metais nobres como cobre e a prata, quando em presença de ácido sulfúrico concentrado ou ácido nítrico, diluído ou concentrado, promovem uma reação em que o ânion sulfato do ácido sulfúrico funciona como agente oxidante, produzindo o sulfato do metal de maior número de oxidação, dióxido de enxofre e água e o ânion nitrato do ácido nítrico, também atua como agente oxidante, produzindo nitrato do metal de maior número de oxidação, monóxido de nitrogênio, o diluído, dióxido de nitrogênio, o concentrado e água.

Exemplos: