Reações inorgânicas
INTRODUÇÃO
Uma reação química ocorre quando uma ou mais
substâncias interagem de modo
a formar novas substâncias. A ocorrência de uma
reação pode ser detectada através
de evidências macroscópicas, tais como a formação
de um precipitado, o
desprendimento de um gás ou uma mudança de cor.
Podem ocorrer também modificações só
perceptíveis a sensores colocados
no meio reacional, tais como alterações de
condutividade
elétrica ou no modo pelo qual uma substância
absorve a luz.
Reações espontâneas são aquelas que progridem na
direção do equilíbrio por conta própria, sem
interferência externa. A condição mais usual para a
espontaneidade
termodinâmica
de
reações
inorgânicas é a de que elas sejam exotérmicas. Esse
critério se aplica, talvez, a 95% dessas reações. Podese dizer, portanto, que uma variação negativa de
entalpia é a força diretora da maioria das reações
inorgânicas. Se uma reação é espontânea eu uma
dada direção, ela obviamente não o é na direção
contrária.
Seria possível, entretanto, fazer
previsões sobre a espontaneidade de
uma reação sem o conhecimento de
sua variação de entalpia?
Sim, isso é possível em muitos casos
como, por exemplo, em reações
envolvendo eletrólitos em solução
aquosa.
São espontâneas as reações
que formam gases, precipitados
ou eletrólitos fracos. São também
espontâneas as reações entre
oxidantes
e redutores fortes.
ELETRÓLITOS e
NÃO ELETRÓLITOS
ELETRÓLITOS são substâncias que, ao
dissolver-se, fornecem íons à solução.
NaCl(s)
HCl(g)
H2O
→
H2O
→
Na+(aq)
+ Cl-(aq)
H+(aq) + Cl-(aq)
NÃO ELETRÓLITOS são substâncias que
se dissolvem sem fornecer íons à solução.
Sacarose (C12H22O11), etanol (C2H5OH),
acetona [(CH3)2CO], o nitrogênio molecular
(N2) e o oxigênio molecular (O2).
TIPOS DE ELETRÓLITOS
ELETRÓLITOS FORTES são substâncias
que se dissociam completamente em
solução aquosa.
NaCl(s)
HCl(g)
H 2O
→
H2O
→
Na+(aq)
+ Cl-(aq)
H+(aq) + Cl-(aq)
Os eletrólitos fortes mais comuns são
os seguintes:
1. Ácidos fortes, tais como HClO4,
H2SO4, HNO3, HCl e HBr
2. Hidróxidos dos metais alcalinos e
alcalinos-terrosos, exceto Be(OH)2 e
Mg(OH)2
3. Praticamente todos os sais comuns
ELETRÓLITOS FRACOS são
substâncias que se dissociam
parcialmente em solução aquosa.
Nesses casos, estabelece-se,
eventualmente, um equilíbrio entre as
formas dissociadas (iônica) e nãodissociada (molecular) do eletrólito.
CH3CO2H(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + CH3CO2- (aq)
A distinção experimental entre eletrólitos
fortes, fracos e não eletrólitos pode ser
feita através de medidas de condutividade
elétrica de suas soluções. Soluções
contendo íons conduzem melhor a
eletricidade do que a água pura, cuja
condutividade é muito pequena.
Quanto maior for o número de íons e
quanto maior a carga desses, tanto maior
será a condutividade da solução.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES INORGÂNICAS
I.
REAÇÕES DE REDOX
Em algumas reações químicas, há transferência de
elétrons entre os átomos que interagem. Como ocorre
mudança nos números de oxidação desses átomos a
reação é denominada de oxidorredução ou redox.
Entre todas as reações inorgânicas, essas são as
que
envolvem
Exatamente
as
por
maiores
isso,
variações
todas
as
de
energia.
reações
de
armazenamento de energia em seres vivos são de
redox.
I. a Reações entre substâncias elementares
2 Mg(s) + O2(g)
S(s) + O2(g)
→ 2 MgO(s)
→ SO2(g)
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na Cl(s)
2 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
I. b Reações de deslocamento
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
Zn(s) + 2 HCl(aq) → Zn Cl2(aq) + H2(g)
Cl2(g) + 2 MgBr2(aq) → Mg Cl2(aq) + Br2(l)
I. c
Reações
decomposição
de
eliminação
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g)
ou
I. d Outros tipos de reações de
redox
2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 3 H2SO4(aq) →
K2Cr2O7(aq) +
2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l)
6 Fe Cl2(aq) + 14 HCl (aq) → 2 CrCl3(aq) + 6 FeCl3(aq) + 2 KCl(aq)+ 7 H2O(l)
3 MnO2(s) + KClO3(aq) + 6 KOH(aq) → 3 K2MnO4(aq) + KCl(aq) + 3 H2O(l)
I. REAÇÕES INORGÂNICAS
IMPORTANTES NÃO REDOX
II. a
Ácido
+
Base →
Sal
+
Água
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) +
H2O(l)
II. b
Óxido básico
CaO(s) +
H2O(l)
Na2O(s) +
H2O(l)
II. c
SO3(g)
P4O10(s)
Óxido ácido
+
+
H2O(l)
6 H2O(l)
+
Água
→
→
→
Base
Ca(OH)2(aq)
2 NaOH(aq)
+
Água
→
→
→
H2SO4(aq)
4 H3PO4(aq)
Ácido
II. d
Óxido ácido + Óxido básico
CO2(g)
+
CaO(s)
SO3(g)
+
K2O(s)
II. e
→
→
Óxido ácido + Base
→
Sal
CaCO3(s)
K2 SO4(s)
→
Sal
+
CO2(g) + Ca(OH)2(aq) → CaCO3(s) + H2O(l)
SO3(g) + 2 KOH(aq) → K2 SO4(aq) +
H2O(l)
Água
II. f
Óxido básico + Ácido → Sal + Água
CaO(s) + H2SO4(aq) →
K2O(s) + 2 HC
(aq)
Ca SO4(s) + H2O(l)
→
2 KC
(aq)
II. g
Carbonato/Bicarbonato
Sal +
Gás + Água
+ H2O(l)
+ Ácido
CaCO3(s) + 2 HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) +
H2O(l)
NaHCO3(s) + HC
H2O(l)
(aq)
→
NaC
(aq)
+ CO2(g) +
→
I. REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
Haverá a formação de um composto
pouco solúvel, um precipitado.
III.a
Reação de sal com sal
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) →
Ag NO3(aq) + KCl (aq) →
PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
AgCl (s) + KNO3(aq)
III.b
Reação de sal com ácido
BaCl2 (aq) + H2SO4(aq) →
BaSO4(s) + 2 HCl (aq)
Al2 (SO4)3(aq) + 2 H3PO4(aq) → AlPO4(s) + 3 H2SO4(aq)
III.c
Reação de sal com base
FeCl3 (aq) + 3 NaOH(aq) → Fe(OH)3(s) + 3 NaCl (aq)
CuSO4(aq) + 2 KOH(aq) → Cu(OH)2(s) + K2SO4(aq)
REGRAS DE SOLUBILIDADE
1. Sais de amônio (NH4+) e dos metais alcalinos
são solúveis.
2. Nitratos ( NO3- ), cloratos ( ClO3- ), percloratos
(ClO4- ) e acetatos (CH3CO2- ) são solúveis.
3. Cloretos, brometos e iodetos são solúveis.
Exceções: sais desses ânions com Pb2+ , Hg22+
e Ag+ (insolúveis)
4. Sulfitos ( SO32- ), carbonatos ( CO32- ),
cromatos
(CrO42- ) e fosfatos ( PO43
-
) são
insolúveis. Exceções: aquelas previstas no
item 1.
1. Sulfetos ( S2- ) são insolúveis. Exceções:
aquelas previstas no item 1 e os sulfetos
dos metais alcalinos-terrosos (solúveis).
2. Sulfatos ( SO42 - ) são solúveis. Exceções:
os sulfatos de Sr2+, Ba2+, Hg
(insolúveis)
e
os
2
Ca2+
de
2+
, Pb2+
Ag+
e
(moderadamente solúveis).
3. Hidróxidos
aquelas
são
previstas
hidróxidos
de
insolúveis.
no
item
Ca2+,
Ba2+(moderadamente solúveis).
Exceções:
1
Sr2+
e
os
e
REFERÊNCIAS
BARROS, H. L. C. FISS – Forças
intermoleculares, sólidos, soluções. Belo
Horizonte: 1993.
BARROS, H. L. C. Reações Inorgânicas.
Belo Horizonte: UFMG, 1994, 16p. (Texto
Didático).