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Reações QuímicasReações QuímicasReações QuímicasReações Químicas

Prof. Mário Sérgio Rodrigues Prof. Mário Sérgio Rodrigues Prof. Mário Sérgio Rodrigues Prof. Mário Sérgio Rodrigues revisão 1

Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

- 2 - Prof.Mário Sérgio

REAÇÕES QUÍMICAS

Uma reação química é uma alteração química onde a matéria (um reagente ou reagentes) se converte

em uma nova substância ou substâncias (um produto ou produtos). Algumas reações ocorrem somente

sob determinadas circunstancias (ex., fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade). Algumas

reações são acompanhadas de indicações externas (ex., mudança de cor, desprendimento de gás, calor

ou luz).

Reações de síntese, adição ou combinação

As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam formando uma única substância.

Representando genericamente os reagentes por A e B, uma reação de síntese pode ser escrita como:

Fórmula Geral

A + B �� AB

Exemplos:

Fe + S � FeS

2 H2 + O2 � 2 H2O

H2O + CO2 � H2CO3

NH3 + H2O � NH4OH

Pode–se perceber nos exemplos que os reagentes não precisam ser necessariamente substâncias simples

(Fe, S, H2, O2, etc.), podendo também ser substâncias compostas (CO2, H2O, etc.).

Reações de análise ou decomposição

As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um único reagente

dá origem a vários produtos mais simples que ele. A reação de decomposição ou de análise (pois através

dela podem ser estudados os elementos químicos que dão origem à substância decomposta) é um dos

tipos de reações químicas na qual determinado composto, por ação espontânea se instável e não

espontânea se estável, ao se desfragmentar quimicamente, dá origem a pelo menos dois produtos

diferentes. Como exemplifica a reação genérica a seguir:

Fórmula Geral

AB �� A + B

Exemplos:

2H2O �� 2 H2 + O2

(NH4)2CrO7(s) �� N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(v).

2 NaCl �� 2 Na + Cl2. O cloreto de sódio pode ser decomposto em sódio sólido e cloro gasoso, como o

NaCl é extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os

átomos de cada molécula sejam separados.



2H2O2 �� 2H2O + O2. Quando o composto é instável, ou seja, pouco resistente a condições agressoras:

altas temperaturas, baixas ou altas pressões e agitação, a reação de decomposição é espontânea, como

ocorre na reação de análise da água oxigenada (peróxido de hidrogênio).

Os peróxidos e superóxidos são substâncias instáveis, tendendo a formar apenas óxidos, a reação de

decomposição é altamente espontânea, se deixarmos um frasco de água oxigenada exposta ao ambiente

sob luz solar, haverá liberação do gás oxigênio para a atmosfera e, após um intervalo de tempo, haverá

apenas “água normal” no frasco.

Reversibilidade das reações químicas

Os exemplos podem sugerir que qualquer reação de síntese pode ser invertida através de uma reação de

análise. Isso não é verdade. Algumas reações podem ser reversíveis, como podemos notar na reação de

formação da água:

2 H2 + O2 �� 2 H2O � 2 H2O �� 2 H2 + O2

Entretanto, isso não é uma regra.

Nas reações de análise é comum a formação de gás e sua liberação após a decomposição. Esse fato nesse tipo de reação, é atribuído a sua formação por afinidade eletrônica e os elementos que constituem substâncias gasosas são altamente eletronegativos, ligando-se aos mais eletropositivos que tendem a formar substâncias sólidas, após a decomposição do composto primário, os átomos mais simples são liberados voltando ao estado de origem. Existem vários métodos para a quebra de moléculas maiores em substâncias elementares, dentre os mais comuns estão a: pirólise: quebra por alta temperatura; eletrólise: quebra por corrente elétrica e fotólise: quebra por radiação luminosa. Exemplos:

Pirólise O aquecimento de alguns sais oxigenados provoca a sua decomposição com liberação de um gás. Sal com ânion carbonato (CO3

2-) ou bicarbonato (HCO31-), o gás liberado será o dióxido de carbono(CO2).

Exemplos:

CaCO3(s) ∆

→ CaO(s) + CO2(g)

2 NaHCO3

∆

→ Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)

Sal metálico com ânion perclorato (ClO4

1-), clorato (ClO31-) ou nitrato (NO3

1-) liberam gás oxigênio.

KClO4(s)

∆

→ KCl(s) + 2 O2(g)

2 KClO3(s)

∆

→ 2 KCl(s) + 3 O2(g)

2 NaNO3 (s) ∆

→ 2 NaNO2 (s) + O2 (g)

Nitrito de amônio decompõe em água e gás nitrogênio

NH4NO2 (s) ∆

→ 2 H2O (v) + N2 (g) Nitrato de amônio decompõe em água e monóxido de dinitrogênio (gás hilariante); reação explosiva.

NH4NO3 (s) ∆

→ 2 H2O (v) + N2O (g)



Eletrólise:

2NaCl(s) ��

�� 2Na(s) + Cl2(g)

2H2O(l) ��

�� 2H2(g) + O2(g) Fotólise:

2H2O2(l)

�

→ 2H2O(l) + O2(g)

2AgCl(s)

�

→ 2Ag(s) + Cl2(g)

Reações de deslocamento, simples troca ou substituição

As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de atenção do que as

anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns pequenos detalhes. Podemos

reconhecer estas reações pela presença nos reagentes de uma substância pura simples ( um único tipo

de elemento) e uma substância pura composta ( apresenta cátion e ânion).

Fórmula Geral

1º caso: A + BC �� AC + B

2º caso: X + YZ �� YX + Z

1º caso: “A” desloca “B” (cátion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “A” é um

metal mais reativo que o cátion “B”.

2º caso: “X” desloca “Z” (ânion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “X” é um

ametal mais reativo que o ânion “Z”.

Caso os metais ou ametais não sejam os mais reativos a reação não ocorre.

REATIVIDADE DOS METAIS Fr > Cs > Rb > K > Na > Li > Ra > Ba > Sr > Ca > Mg > Be > Al > Ti > Mn > Zn > Cr > Cd > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H > Bi > Sb > Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au

REATIVIDADE DOS AMETAIS F > O > N > Cl > Br > I > S > C > Se > At > Te > P > H > As > B > Si

Exemplos: 2 Na + 2 H2O � 2 NaOH + H2 [o sódio (metal mais reativo) desloca o hidrogênio (cátion) da água H-OH] Au + HCl � não reage [o ouro (metal menos reativo) não desloca o hidrogênio (cátion)] F2 + 2 NaCl � 2 NaF + Cl2 Cl2 + CaO � não reage [o cloro (ametal menos reativo) não desloca o oxigênio (ânion)] Reações de dupla troca ou metátese

As reações de dupla-troca ou de metátese se caracterizam por haver, literalmente, trocas entre os

elementos de cada molécula envolvida na reação. Ou seja, determinados átomos, íons ou radicais

mudam de posição passando para a outra molécula substituindo o átomo, íon ou radical que estava

naquela posição.



Fórmula Geral

AB + CD �� AC + BD

As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados

ou ionizados. Os reagentes AB e CD não podem ser sólidos ao mesmo tempo, mas uma combinação entre

líquido e sólido: líquido+líquido, líquido+sólido ou sólido+líquido. E, ao mesmo tempo, como

característica de uma reação de dupla-troca os produtos devem ser diferentes dos reagentes.

Uma característica das reações de dupla troca é que os reagentes geralmente não são óxidos, pois estes

tendem a reagir em reações de síntese e não em dupla-troca. Logo, são reações de dupla-troca àquelas

onde reagem: um ácido e uma base (neutralização), dois sais (com um insolúvel), um sal e um ácido

(formando outro sal e outro ácido) ou um sal e uma base (formando outro sal e outra base).

Dentre todos os indicadores de reação de dupla-troca, a formação do precipitado é o mais fácil de ser

identificado. Uma vez que a detecção de produtos mais voláteis ou menos ionizáveis só é possível através

de experimentos complementares.

Reação entre ácido e base (reações de neutralização)

Os produtos devem ser eletrólitos mais fracos que os reagentes. Isso significa que pelo menos dos

produtos da reação tem que ser menos ionizável, ou seja, ser um mau condutor de eletricidade em

relação aos reagentes. A reação de neutralização entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio (soda

cáustica) forma NaCl (cloreto de sódio - ótimo condutor se em solução ou fundido) e água líquida que é

péssima condutora e difere-se dos demais. Devido à formação de água as reações de neutralização

sempre ocorrem.

Exemplo:

HCl(aq) + NaOH(aq) � NaCl(aq) + H2O(l)

Reação entre sais

A reação entre dois sais para acontecer precisa apresentar pelo menos um dos produtos formados um sal

insolúvel. Para os sais o único critério a ser avaliado é a sua solubilidade em água.

Exemplos:

AgNO3(aq) + NaCl(aq) � AgCl(s) + NaNO3 - AgCl-cloreto de prata; insolúvel, a reação ocorre.

NaNO3(aq) + KCl(aq) � KNO3(aq) + NaCl(aq) - Os dois sais formados (produtos) são solúveis; a reação não

ocorre.



Tabela de Solubilidade em Água

Compostos Regra Exceção

Ácidos orgânicos Solúveis .x

Permanganatos (MnO41-), nitritos (NO2

1-), nitratos

(NO31-), Cloratos (ClO3

1-) Solúveis .x.

Sais de metais alcalinos e amônio (NH41+) Solúveis Carbonato de lítio (Li2CO3)

Acetatos Solúveis Ag

Percloratos (ClO41-) Solúveis K, Hg1+

Tiocianatos(SCN1-), tiossulfatos (S2O31-) Solúveis Ag, Pb, Hg

Fluoretos (F1-) Solúveis Mg, Ca, Sr

Cloretos ( Cl1-), Brometo (Br1-) Solúveis Ag, Hg1+, Pb

Iodetos (I1-) Solúveis Hg, Bi, Sn4+

Sulfatos (SO42-) Solúveis Ag, Sr, Ba, Pb

Óxidos metálicos (O2-), hidróxidos (OH1-) Insolúveis alcalinos, NH41+ , Ca, Ba, Sr

Boratos (B4O72-), Cianetos (CN1-), Oxalatos (C2O4

2-), Carbonatos (CO3

2-), Ferrocianetos [Fe(CN)6]4-,

Ferricianetos [Fe(CN)6]3-, Silicatos (SixOy), Arsenitos

(AsO21-), Arseniatos (AsO4

3-), Fosfitos (H2PO31-),

Fosfatos (PO43-), Sulfitos (SO3

2-) e Sulfetos (S2-)

Insolúveis alcalinos, NH41+

Reação entre um sal e uma base

A reação entre um sal e uma base para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características:

ser pelo menos um sal insolúvel ou uma base fraca, insolúvel ou instável. Para os hidróxidos ou bases

devemos conhecer a solubilidade e a força.

Bases fortes são os hidróxidos iônicos solúveis em água: NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.

Bases fracas são os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. O NH4OH é a única base solúvel e fraca e instável. Bases instáveis importantes: AgOH, Hg(OH)2 e NH4OH

Exemplos:

K2CO3(aq) + Mg(OH)2(aq) � MgCO3(ppt) + 2 KOH

Fe(NO3)2(aq) + NaOH(aq) � NaNO3(aq) + Fe(OH)2 (ppt)

NH4Cl (aq) + KOH(aq) � KCl(aq) + NH4OH (aq) ( base instável: NH4OH � H2O + NH3 (g)�)

Reação entre um sal e um ácido

A reação entre um sal e um ácido para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características: ser pelo

menos um sal insolúvel ou um ácido mais volátil, mais fraco ou instável que o ácido do reagente. Para os ácidos devemos conhecer a força, a volatilidade e os instáveis. Exemplos:

HCl (aq) + AgNO3 (aq) � HNO3 (aq) + AgCl ppt

H2SO4 (aq) + 2 NaCl (aq) � Na2SO4 (aq) + 2 HCl (aq)

HClO (aq) + KCN(aq) � KClO(aq) + HCN(aq)

Ácidos fixos importantes: H2SO4(aq), H3PO4(aq) e H3BO3(aq)

Ácidos voláteis importantes: HF, HCl, H2S, HCN e HNC Ácidos fracos importantes: H2S, HCN, HF, HClO e H2CO3

Ácidos instáveis importantes: H2CO3 e H2SO3



Gases formados nas reações de dupla-troca Gás Equação para formação H2S � 2 H+1 + S2- � H2S(g) CO2 � 2 H+1 + CO3

2- � (H2CO3) � H2O + CO2(g) H+1 + HCO3

-1 � (H2CO3) � H2O + CO2(g) SO2 � 2 H+1 + SO3

-2 � (H2SO3) � H2O + SO2(g) H+1 + HSO3

2- � (H2SO3) � H2O + SO2(g) NH3 � NH4

+1 + OH-1 � H2O + NH3(g)

Casos Particulares As reações que serão estudadas nesse item possuem diversas classificações, por isso, estão separadas das demais. Reação de ustulação Ustulação é o processo da combustão de sulfetos (S2-), normalmente, metálicos na presença de uma corrente contínua de ar quente. As reações com sulfetos de cátions de metal de pouca reatividade ou metais nobres geram o metal do cátion e dióxido de enxofre Exemplo:

Ag2S (s) + O2 (g) ∆

→ Ag (s) + SO2 (g)

As reações com sulfetos de cátions de metal de grande reatividade ou metais não nobres geram um óxido metal do cátion e dióxido de enxofre Exemplo:

2 ZnS (s) + 3 O2 (g) ∆

→ 2 ZnO + 2 SO2 (g) Reações com óxidos Nas reações com óxidos o produto formado dependerá da prevalência no óxido do tipo de ligação existente, iônica ou covalente. Os óxidos são obtidos através de combustões espontâneas ou não. Exemplos:

2 Mg + O2 �� 2 MgO

4 Fe + 3 O2 �� 2 Fe2O3

2 FeO + ½ O2 �� Fe2O3

C + O2 �� CO2 Quando um elemento de nox variável reage com oxigênio em quantidade suficiente, forma-se o óxido onde o elemento tem maior nox. Quando um óxido inferior (com o menor nox do elemento) reage com oxigênio, forma-se um óxido superior (com o maior nox do elemento). O óxido superior já não reage mais com oxigênio. Óxidos básicos (metálicos) reagem com água dando origem a uma base. Exemplo: Na2O (s) + H2O (l) � 2 NaOH (aq)

Óxidos ácidos (ametálicos) ou anidridos reagem com água dando origem a um ácido. Exemplo: SO3 (g) + H2O (l) � H2SO4 (aq)



Nota: Estas reações são responsáveis pela ocorrência da chuva ácida. De maneira análoga as reações de neutralização as reações entre óxidos básicos e ácidos e óxidos ácidos e bases dão origem aos produtos sal e água. Exemplo: Na2O (s) + H2SO4 (aq) � Na2SO4 (aq) + H2O (l)

SO3 (g) + 2 NaOH � Na2SO4 (aq) + H2O (l) Anidridos duplos de ácidos reagem com base formando água e dois sais com os respectivos ânions dos ácidos. O anidrido nitroso-nítrico (hidrazina) que é originado pelos ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3) irá formar os ânions nitrito e nitrato. Exemplo: N2O4 (g) + 2 NaOH (aq) � NaNO2 (aq) + NaNO3 (aq) + H2O (l) Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos formando como produto um sal (reação de síntese) Exemplo: K2O (aq) + CO2 (g) � K2CO3 (aq)

Óxidos anfóteros reagem com ácido formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos básicos. Exemplo: Al2O3 (s) + 2 H3PO4 (aq) � 2 AlPO4 (aq) + 3 H2O (l)

Óxidos anfóteros reagem com base formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos ácidos. Exemplo: Al2O3 (s) + 2 NaOH (aq) � 2 NaAlO2 (aq) + H2O (l)

Principais óxidos anfóteros ZnO, Al2O3, PbO, PbO2, SnO, SnO2, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Fe2O3, Cr2O3 e MnO2 caso o número de oxidação seja baixo, o óxido anfótero será mais básico do que ácido. Exemplo: SnO, Nox do Sn=2+ caso o número de oxidação seja alto, o óxido anfótero será mais ácido do que básico. Exemplo: SnO2, Nox do Sn=4+ Óxidos mistos podem reagir com água formando dois ácidos diferentes e com uma base formando dois sais diferentes e água. Exemplos: 2 NO2 (g) + H2O(l) � HNO3(aq) + HNO2(aq) 2 NO2 (g) + 2 KOH(aq) � KNO3(aq) + KNO2(aq) + H2O(l) Obs.: Anidrido nitroso-nítrico � N2O4(hidrazina)=2 NO2 (dióxido de nitrogênio) Óxidos salinos reagem com ácido formando sais correspondentes aos Nox do metal envolvido.

(formado por metais com diferentes Nox:Fe3O4-FeO/Fe2O3, Pb3O4-2 PbO/PbO2, Mn3O4)

Exemplo:

Fe3O4 (s) + 8 HCl(aq) � 2 FeCl3 (aq) + FeCl2 (aq) + 4 H2O (l)

Superóxidos reagem com ácido formando sal, peróxido de hidrogênio e gás oxigênio.

Exemplo:

CaO4 (s) + H2SO4 (aq) � CaSO4 (aq) + H2O2 (aq) + O2 (g)



Peróxidos reagem com:

- água formando uma base e peróxido de hidrogênio que sofre decomposição com formação de gás

oxigênio

Exemplo:

2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + 2 H2O2 (aq) � 2 H2O2 (aq) � 2 H2O (l) + O2 (g) �

� 2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g), simplificando

2 Na2O2 (s) + 2 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + O2 (g)

- ácido produzindo um sal e peróxido de hidrogênio. Ao contrário da reação com água não ocorre a

decomposição do peróxido

Exemplo:

MgO2 (s) + HCl (aq) � MgSO4 (aq) + H2O (l)



Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Neutralização 1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento

adequado.

a) H3PO4 + NaOH →-OH exc

b) H2CO3 + Ni(OH)2 →+H exc

c) H3PO4 + Sb(OH)5 �

d) H2CO3 + Ni(OH)3 + HCl �

e) HF + HI + Sr(OH)2 �

f) As(OH)5 + H2SO3 �

g) H3PO4 + Ba(OH)2 + NaOH �

i) Mn(OH)2 + Ti(OH)2 + H2B4O7 �

j) H2SO4 + Fe(OH)3 →-OH exc

l) H2C2O4 + Pb(OH)4 →-OH exc

m) HCN + Ba(OH)2 + HIO4 �

n) H2SO3 + NH4OH →+H exc



2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:

a) Trihidroxisulfato de antimônio V e água

b) Oxalato de bário e água

c) Bissulfato de estrôncio e água

d) Fluoreto tiossulfato de alumínio e água

e) Ácido perclórico e hidróxido de cádmio

f) Ácido fosfídrico e hidróxido de titânio II

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente

a) H2N2O2 + Mg(OH)2 �

b) __________ + __________ →-OH exc Ti(OH)3PO3 + H2O

c) H2CO3 + Bi(OH)3 →+H exc

d) __________ + __________ � NaRbCO3 + H2O

e) HClO + HIO + Ti(OH)2 �

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Demais compostos

1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento adequado. a) NaCl + AgNO3 �

b) K2CO3 + MgSO4 �



c) KCl + NaNO3 �

d) HCl + AgNO3 �

e) NaCl + H2SO4 �

f) BaSO4 + NaOH �

g) FeCl3 + KOH �

h) HCl + Na2O �

i) H3PO4 + CaO �

j) NaOH + SO3 �

l) Ba(OH)2 + CO2 �

m) NaCN + H2O �

n) Li2SO4 + H2O �

o) HCl + Al2O3 �

p) H3PO4 + ZnO �

q) NaOH + Al2O3 �



r) Ca(OH)2 + SnO2 �

s) Na2O2 + HCl �

t) Na2C2 + H2O �

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:

a) Hexationato de estrôncio e plumbito de cálcio

b) Ácido cloroplatínico e sulfato de cromo III

c) Hidróxido de níquel III e aluminato de lítio

d) Fluorsilicato de manganês II e carbonato de amônio

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente, caso ocorram. a) ácido metafosfórico + acetato de sódio �

b) hidróxido de manganês III + ferrocianeto de cálcio �

c) ácido perclórico + acetato de sódio �

d) nitrito de níquel III + oxalato de prata �

e) Na4P2O7 + Pb(NO3)4 �

f) Ca(CN)2 + HBr �

g) _______________ + _______________ � KOH + TiSiO3



h) K2C2 + H2O �

i) Sb2O5 + Ba(OH)2 �

j) ZnO + Pb(OH)4 �

l) Li2O2 + H2O �

m) Fe2O3 + H2SO4 �

n) Li2O2 + H2C2O4 �

o) KNO3 + H2O �

p) Al(OH)3 + CO2 �

q) Al(OH)3 + Cr2O3 �

r) BaO2 + HNO3 �

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Síntese e Análise

1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado. a) As2O5 + H2O �

b) Br2 + H2 �

c) Ca + H2 �



d) H2 + Sr �

e) SO3 + MnO �

f) Al2O3 + H2O �

g) trióxido de enxofre + óxido de ferro III(férrico) �

i) monóxido de carbono + hidróxido cobaltoso (II) �

j) H2O + S2O3 �

l) S2O5 + Co2O3 �

m) Ni2O3 + H2O �

n) F2 + H2 �

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes e dos produtos: a) LiClO3 →∆

b) Ni2(CO3)3 →∆

c) Sb(NO2)5 → ∆

d) Pb(ClO4)4 → ∆

e) NH4NO3 → ∆



f) Al(HCO3)3 → ∆

g) Cr(ClO3)2 → ∆

h) Co2(CO3)3 → ∆

i) Mn(NO3)4 → ∆

j) Fe(ClO4)3 → ∆

k) _____________ → ∆ FeCl2 + O2

l) _____________ → ∆ Sb2O3 + H2O + CO2

m) _____________ → ∆ N2 + O2 + PbO2

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Simples Troca ou Deslocamento

1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado. a) Na + AgCl �

b) Cu + ZnCl2 �

c) Zn + CuCl2 �

d) Fe + H2SO4 �

e) Al + HCl �

f) Pb + HClO4 �

g) Pt + HCl �



i) F2 + NaCl �

j) I2 + NaCl �

l) NaI + Cl2 �

m) K + HCl �

n) Al + Ni(NO3)2 �

o) Zn + Ag2SO4 �

p) Na + CaCO3 �

q) Mg + HBr �

r) Cu + ZnSO4 �

s) Zn + H2SO4 �

t) Cu + H2SO4 �

u) Hg + H2SO4 �

v) Cl2 + Hl �

x) Br2 + H2S �



y) I2 + HF �

z) F2 + CaBr2 �

w) S8 + MgCl2 �

aa) Cl2 + KBr �

ab) Cl2 + KI �

ac) F2 + CaBr2 �



Tabela de Cátions

Número de Oxidação Fixo NOx 1+ NOx 2+ NOx 3+

Lítio Li 1+ Frâncio Fr 1+ Berílio Be 2+ Rádio Ra 2+ Alumínio Al 3+

Sódio Na 1+ Prata Ag 1+ Magnésio Mg 2+ Zinco Zn 2+

Potássio K 1+ Amônio NH4 1+ Cálcio Ca 2+ Cádmio Cd 2+

Rubídio Rb 1+ Hidrogênio H 1+ Estrôncio Sr 2+ Escândio Sc 2+ Césio Cs 1+ Hidrônio H3O

1+ Bário Ba 2+

Número de Oxidação Variável

NOx 1+ NOx 2+ Auroso Au 1+ Cobaltoso Co 2+ Ferroso Fe 2+ Platinoso Pt 2+ Cuproso Cu 1+ Cromoso Cr 2+ Manganoso Mn 2+ Plumboso Pb 2+ Mercuroso (Hg)2

1+ Cúprico Cu 2+ Mercúrico Hg 2+ Titanoso Ti 2+ Estanhoso Sn 2= Niqueloso Ni 2+

NOx 3+ NOx 4+ NOx 5+ Antimonioso Sb 3+ Crômico Cr 3+ Estânico Sn 4+ Antimônico Sb 5+ Arsenioso As 3+ Férrico Fe 3+ Platínico Pt 4+ Arsênico As 5+ Áurico Au 3+ Manganês III Mn 3+ Mangânico Mn 4+ Bismuto V Bi 5+ Bismuto III Bi 3+ Niquélico Ni 3+ Plúmbico Pb 4+ Cobáltico Co 3+ Titânico Ti 4+

Tabela de Ânions

Alumínio Aluminato – AlO21- Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]

1-

Antimônio Metantimonito – SbO21- Antimonito – SbO3

3- PiroAntimonato – Sb2O74- Antimonato – SbO4

3-

Arsênio Metarsenito – AsO21- Arsenito – AsO3

3- Piroarsenato – As2O74- Arseniato – AsO4

3-

Berílio Berilato – BeO22-

Bismuto Bismutato – BiO31-

Boro Borato – BO33- Tetraborato – B4O7

2- Metaborato – BO21- Flúorborato – BF4

1-

Bromo Brometo – Br1- Hipobromito – BrO1- Bromito – BrO21- Perbromato – BrO4

1- Bromato – BrO31-

Carbono Metaneto – C4- Acetileto – C21- Cianeto – CN1- Isocianeto – NC1- Acetato – CH3COO1-

Carbonato – CO32- Tartarato – [C4H4O6]

2- Citrato – [C6H5O7]3- Salicilato – C6H4(OH)COO1-

Benzoato – C6H5COO1- Succianato – [C4H6O4]2- Oxalato – C2O4

2-

Chumbo Plumbito – PbO22- Plumbato – PbO3

2-

Cloro Cloreto – Cl1- Hipoclorito – ClO1- Clorito – ClO21- Clorato – ClO3

1- Perclorato – ClO41-

Cromo Cromato – CrO42- Dicromato/percromato – Cr2O7

2- Cromito – CrO21-

Enxofre Sulfeto – S2- Tiossulfato – S2O3

2- Persulfato – S2O8

2- Tetrationato – S4O6

2- Hipossulfato – S2O62-

Sulfato – SO42- Sulfito – SO3

2- Hipossulfito – S2O42- Pirossulfato – S2O7

2- Pirossulfito – S2O52-

Pentationato– S5O62- Hexationato – S6O6

2- Tritionato – S3O62- Tiocianato– SCN1-

Monopersulfato– SO52-



Estanho Estanito- SnO22- Estanato – SnO3

2-

Ferro Ferricianeto – Fe(CN)63- Ferrocianeto – Fe(CN)6

4- Ferrato – FeO42- Ferrito – FeO2

1-

Flúor Fluoreto – F1- Fluorato – FO31-

Fósforo Fosfeto – P3- Metafosfato – PO31- Fosfato – PO4

3- Hipofosfato – P2O64- Pirofosfato – P2O7

4-

Peroxidifosfato - P2O84- Peroximonofosfato – PO5

3-

Germânio Germanato – GeO42-

Hidrogênio Monohidrogenofosfato – HPO42- Dihidrogenofosfato – H2PO4

1- Hipofosfito – H2PO21- Fosfito – HPO3

2- Bissulfeto – HS1- Bissulfito – HSO3

1- Bissulfato – HSO42-

Hidreto – H1- Formiato – HCO21- Bicarbonato – HCO3

1-

Iodo Iodeto – I1- Hipoiodito – IO1- Iodito – IO21- Iodato – IO3

1- Periodato – IO41-

Manganês Manganito – MnO32- Manganato – MnO4

2- Permanganato – MnO41-

Molibdênio Molibdato – MoO42- Molibdito – MoO2

1-

Nitrogênio Nitreto – N3- Azoteto – N31- Amideto – NH2

1- Isocianeto – NC1- Isocianato – NCO1- Cianato–OCN1- Nitrito – NO2

1- Nitrato – NO31- Hiponitrito – N2O2

2- Peroximononitrato – NO41-

Ouro Cloroaurato – AuCl41-

Oxigênio Óxido – O2- Hidróxido – OH1- Peróxido – O22- / [O-O]2- Superóxido – O4

2- / [O-O-O-O]2-

Cianato – OCN1- Fulminato – ONC1-

Platina Hexacloroplatinato – PtCl62-

Rutênio Rutenito – RuO1-

Selênio Seleneto – Se2- Selenito – SeO32- Selenato – SeO4

2-

Silício Metassilicato – SiO32- Ortossilicato – SiO4

4- Fluorsilicato – SiF62-

Telúrio Telureto – Te2- Telurito – TeO32- Telurato – TeO4

2-

Tungstênio Tungstato – WO42-

Urânio uronato – UO42-

Zinco Zincato – ZnO22- Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]

2-

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