Escrito por Mateus Cavassin.

Reações Inorgânicas

1.0 Reações de neutralização

Na aula anterior à essa no curso, disse que sais são compostos essencialmente resultados da reação de neutralização entre um ácido e uma base, porém não expliquei o que é uma reação de neutralização.

Pois bem, uma reação de neutralização envolve a combinação de um ou mais ácidos com uma ou mais bases afim de "anular" as características predominantes dessas duas funções inorgânicas. De modo mais prático, um ácido e uma base, quando combinados, geram água e sal. A água gerada nesse processo pode ser informalmente entendida como o produto dessa neutralização, já que a água pura é adotada como neutra na escada de pH.

Essa neutralização pode ser tanto total (quando todos os hidrogênios ionizáveis do ácido são neutralizados pela base e vice-versa) ou parcial (quando nem todos os hidrogênios ionizáveis do ácido são neutralizados pela base ou vice-versa).

Veja alguns exemplos de neutralizações totais e parciais:

$HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ (neutralização total)

$H_{2}CO_{3(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow NaHCO_{3(aq)} + H_2O_{(l)}$ (neutralização parcial do ácido)

$H_{2}CO_{3(aq)} + 2NaOH_{(aq)} \rightarrow Na_2CO_{3(aq)} + 2H_2O_{(l)}$ (neutralização total)

$HCl_{(aq)} + Ca(OH)_{2(aq)} \rightarrow Ca(OH)Cl_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ (neutralização parcial da base)

Note: alguns sais, ainda que apresentem hidrogênio em suas estruturas, podem ser resultados da neutralização total entre um ácidos e uma base. Um exemplo é a neutralização de $H_3PO_3$, que, por neutralização total, gera o ânion $HPO_3^-$.

2.0 Reações com óxidos

2.1 Óxidos mais comuns

Óxidos metálicos das famílias IA e IIA (óxidos básicos), excetuando-se o do berílio, tem uma carga negativa acentuada no oxigênio fazendo com que atuem como bases de Lewis na presença de água. Para melhor entendimento, imagine que o oxigênio está MUITO negativo e instável nessas condições e, desta forma, se encontrar água, reagirá tendendo a perder esta carga acentuada, que tem caráter iônico. Desta forma, a reação de ''perda de instabilidade com a água", nas nossas palavras, irá gerar uma base do respectivo metal do óxido. Além dessa reação, óxidos básicos também reagem com ácidos numa reação de neutralização um pouco diferente gerando sal e água.

Óxidos ácidos acentuados reagem com água produzindo ácido do respectivo elemento do óxido. Além do mais, óxidos ácidos reagem com bases produzindo sal e água.

Exemplos: 

$Na_2O_{(s)} + H_2O_{(l)} \rightarrow 2NaOH_{(aq)}$ (óxido básico + água = hidróxido)

$3Na_2O_{(s)} + 2H_3PO_{4(aq)} \rightarrow 2Na_3PO_{4(aq)} + 3H_2O_{(l)}$ (óxido básico + ácido = sal + água)

$SO_{3(g)} + H_2O_{(l)} \rightarrow H_2SO_{4(aq)}$ (óxido ácido + água = ácido)

$SO_{3(g)} + 2KOH{(aq)} \rightarrow K_2SO_{4(aq)} + H_2O_{(l)}$ (óxido ácido + base = sal + água)

Observação: óxido de silício ($SiO_2$), por mais que seja um óxido ácido acentuado, não reage com água devido à sua inércia química e por ser muito estável. Desta forma, ele só reage com ácidos de caráter acentuado como $HCl$, por exemplo.

Nota: veja que óxidos ácidos se comportam como ácidos e óxidos básicos, como bases. Se você memorizar as reações de um, será mais fácil lembrar do outro por analogia.

Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos gerando apenas sal, já que não temos hidrogênio para gerar água no meio.

Desta forma: $Na_2O_{(s)} + SO_{3(g)} \rightarrow Na_2SO_{4(s)}$.

2.2 Peróxidos 

Peróxidos, exceto $H_2O_2$, reagem com água produzindo hidróxidos e o próprio $H_2O_2$. Também reagem com ácidos produzindo sais e $H_2O_2$.

Assim:

$K_2O_{2(s)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow 2KOH_{(aq)} + H_2O_{2(aq)}$ (fique atento, pois $H_2O_2$ se decompõe em meio básico e é estável em meio ácido. Portanto, essa reação está incompleta)

$K_2O_{2(s)} + 2HCl{(aq)} \rightarrow 2KCl_{(aq)} + H_2O_{2(aq)}$

2.3 Superóxidos 

Superóxidos reagem com água produzindo hidróxidos, o próprio $H_2O_2$ e $O_2$. Também reagem com ácidos produzindo sal, $H_2O_2$ e $O_2$.

Assim:

$2KO_{2(s)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow 2KOH_{(aq)} + H_2O_{2(aq)} + O_{2(g)}$

$2KO_{2(s)} + CO_{2(g)} \rightarrow K_2CO_{3(aq)} + 1,5 O_{2(g)}$

3.0 Reações de decomposição térmica

3.1 Decomposição de carbonatos

Carbonatos metálicos, exceto da família IA, se decompõem em temperaturas elevadas gerando gás carbônico e óxido do metal. O exemplo mais conhecido é a decomposição do carbonato de cálcio: $CaCO_{3(s)} \rightarrow CO_{2(g)} + CaO_{(s)}$

3.2 Decomposição de óxidos

Apenas óxidos de metais nobres se decompõem gerando o próprio metal e oxigênio gasoso. Um exemplo: $CuO_{(s)} \rightarrow Cu_{(s)}+1/2O_{2(g)}$

3.2 Decomposição de hidróxidos

Todos os hidróxidos metálicos, exceto da família IA, se decompõem gerando água e óxidos do metal.

3.3 Decomposição de bicarbonatos

Bicarbonatos, sob alta temperatura, se decompõem em carbonato (que também pode se decompor se cumprir 3.2), água e dióxido de carbono.

3.3 Decomposição de oxalatos

Oxalatos metálicos se decompõem em carbonato do metal (que também pode se decompor) e monóxido de carbono.

Consideração

Se, por ventura, cair em alguma prova uma reação de decomposição que não se enquadra nas anteriores, peço ao leitor que note que reações de decomposição não mudam o Nox do metal. Desta forma, se for feito uma análise de forma correta, pode-se chegar à resposta apenas analisando o composto que tem o mesmo Nox do elemento no composto inicial.

4.0 Reações de ustulação

Sulfetos de metais nobres reagem, sob alta temperatura, com $O_2$, gerando o metal isolado e $SO_2$.

Sulfetos de metais comuns reagem, sob alta temperatura, com $O_2$, gerando óxido do metal e $SO_2$.

Veja os dois exemplos:

$HgS_{(s)} + O_{2(g)} \rightarrow Hg_{(l)} + SO_{2(g)}$

$ZnS_{(s)} + 3/2O_{2(g)} \rightarrow ZnO_{(s)} + SO_{2(g)}$

5.0 Reações de dupla troca

As reações de dupla troca ocorrem, de forma geral, com a troca do ânion de um cátion por outro.

Para que a reação ocorra, uma das seguintes condições deve ser cumprida: liberação de gás, formação de um eletrólito fraco ou formação de precipitado. Caso contrário, não haverá reação.

Veja alguns exemplos:

$NaCl_{(aq)} + H_2SO_{4(aq)} \rightarrow$ não há reação devido à falta do cumprimento das condições acima.

$NaCl_{(aq)} + H_2SO_{4(conc)} \rightarrow NaHSO_{4(s)} + HCl_{(g)}$

6.0 Reações de substituição ou simples troca

Aqui estamos interessados em reagir apenas um elemento ou molécula simples com um composto afim de trocar algum componente.

Para isso, devemos saber a fila de reatividade dos metais e dos ametais:

IA, IIA e Al > Zn, Fe, Co, Ni, Sn...> H > metais nobres

F > O > Cl > I > S >C

Assim, podemos trocar um elemento mais à direita na fila por um elemento mais à esquerda.

Exemplos:

$Mg_{(s)} + 2AgNO_{3(s)} \rightarrow Mg(NO_3)_{2(aq)} + 2Ag{(s)}$

$Cu_{(s)} + ZnSO_{4(aq)} \rightarrow$ não ocorre reação (cobre é menos reativo que zinco)

$Cl_{2(g)} + 2NaI_{(aq)} \rightarrow 2NaCl_{(aq)} + I_{2(aq)}$

7.0 Reações com metais

7.1 Metais com água

Em geral, metais que reagem com água produzem hidróxidos e hidrogênio gasoso. Veja:

• Metais das famílias IA e IIA, exceto berílio e magnésio reagem com água em condições normais devido à sua alta reatividade química.
• Magnésio reage com água aquecida ao ponto de ebulição.
• Berílio e metais comuns reagem com vapor de água aquecido.
• Por fim, metais nobres, devido à sua baixa reatividade, não reagem com água.

Um exemplo: $Na_{(s)} + H_2O_{(l)}\rightarrow NaOH_{(aq)} + 1/2 H_{2(g)}$

7.2 Metais com ácidos

Metais reagem com ácidos formando $H_2$ e o sal resultante da combinação do ânion do ácido com o cátion do metal. Veja a condição:

• Metais reagem com bases fortes APENAS se forem mais reativos que o hidrogênio na fila de reatividade da simples troca.

Por outro lado, metais nobre podem ser oxidados:

• Ácido nítrico (diluído ou concentrado) e ácido sulfúrico concentrado e aquecido são oxidantes fortes e oxidam até Cu, Hg e Ag. Nesse caso, ácido nítrico diluído irá gerar NO, enquanto o concentrado irá gerar NO$_2$
• Água régia, uma mistura de ácido nítrico é clorídrico, oxida até Au e Pt produzindo um ácido complexo.

Exemplos: 

$Al_{(s)} + 3HCl_{(aq)} \rightarrow AlCl_{3(aq)} + 3/2H_{2(g)}$

Por outro lado, cobre não reage com HCl devido não ser mais reativo que o hidrogênio.

$3Cu_{(s)} + 8HNO_{3(aq)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_{2(aq)} + 4H_2O_{(l)} +2NO_{(g)}$

$Cu_{(s)} + 4HNO_{3(conc)} \rightarrow Cu(NO_3)_{2(aq)} + 2H_2O_{(l)} +2NO_{2(g)}$

$Pt_{(s)} + 4HNO_{3(aq)} + 6HCl_{(aq)} \rightarrow H_2PtCl_{6(aq)} + 4NO_{2(g)} + 4H_2O_{(l)}$

7.3 Metais com bases

• Metais reagem com bases apenas se puderem deslocar o hidrogênio, ou seja, forem mais reativos que o hidrogênio.