Reações Inorgânicas

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Reação química inorgânica

Processo de transformação em que substâncias inorgânicas (reagentes) rompem ligações e formam novas substâncias (produtos).

Reagentes e Produtos

Reagentes são as espécies iniciais consumidas; produtos são as novas substâncias formadas ao final da transformação.

Lei de Lavoisier (Conservação das Massas)

Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.

Lei de Proust (Proporções Definidas)

Uma determinada substância pura composta é sempre formada pelos mesmos elementos, combinados na mesma proporção em massa.

Reação de Síntese ou Adição

Duas ou mais substâncias reagem para formar um único produto composto. Fórmula geral: A + B -> AB.

Síntese Total

Ocorre quando todos os reagentes são substâncias simples. Exemplo: N2 + 3 H2 -> 2 NH3.

Síntese Parcial

Ocorre quando ao menos um dos reagentes é uma substância composta. Exemplo: CaO + H2O -> Ca(OH)2.

Reação de Análise ou Decomposição

Um único reagente composto é fragmentado em duas ou mais substâncias mais simples. Fórmula geral: AB -> A + B.

Pirólise (Termólise)

Decomposição térmica de uma substância provocada pela ação do calor (delta). Exemplo: CaCO3 -> CaO + CO2.

Eletrólise

Decomposição de uma substância química provocada pela passagem de corrente elétrica. Exemplo: 2 H2O -> 2 H2 + O2.

Fotólise

Decomposição de uma substância química desencadeada pela incidência de luz (fótons). Exemplo: 2 H2O2 -> 2 H2O + O2.

Reação de Simples Troca ou Deslocamento

Uma substância simples reage com uma composta, substituindo um elemento e liberando outra substância simples. Fórmula geral: A + BC -> AC + B.

Condição para deslocamento de cátions

O metal reagente livre deve ser mais eletropositivo (mais reativo) do que o metal ou hidrogênio presente no composto.

Fila de reatividade dos metais

Metais alcalinos > alcalinoterrosos > Al > Zn > Fe > H > Cu > Ag > Au.

Deslocamento de hidrogênio por metal

Metais mais reativos que o hidrogênio reagem com ácidos liberando gás H2. Exemplo: Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2.

Condição para deslocamento de ânions

O não metal reagente livre deve ser mais eletronegativo (mais reativo) do que o não metal ligado no composto.

Fila de reatividade dos ametais

F > O > Cl > Br > I > S > C.

Exemplo de deslocamento de halogênio

Cl2 + 2 KBr -> 2 KCl + Br2 (o cloro livre desloca o bromo menos reativo).

Reação de Dupla Troca ou Metátese

Dois compostos iônicos trocam seus cátions e ânions entre si, gerando dois novos compostos. Fórmula geral: AB + CD -> AD + CB.

Condições para ocorrência de dupla troca

A reação só ocorre se houver formação de precipitado (insolúvel), formação de substância volátil ou formação de eletrólito fraco.

Formação de precipitado em dupla troca

Ocorre quando íons em solução formam um sal pouco solúvel. Exemplo: NaCl + AgNO3 -> AgCl(s) + NaNO3.

Formação de gás em dupla troca

Ocorre quando um dos produtos se desprende facilmente na forma de gás. Exemplo: Na2S + 2 HCl -> 2 NaCl + H2S(g).

Formação de eletrólito fraco em dupla troca

Ocorre quando se forma uma substância pouco ionizada, como a água. Exemplo: HCl + NaOH -> NaCl + H2O.

Reação de Neutralização ácido-base

Caso clássico de dupla troca entre um ácido e uma base formando sal e água. Fórmula geral: H-A + B-OH -> B-A + H2O.

Neutralização total

Todos os íons H+ ionizáveis do ácido reagem exatamente com todos os íons OH- da base, gerando sal normal e água.

Neutralização parcial por excesso de ácido

O ácido possui mais H+ do que a base possui OH-, gerando um hidrogenossal (sal ácido). Exemplo: H2SO4 + NaOH -> NaHSO4 + H2O.

Neutralização parcial por excesso de base

A base possui mais OH- do que o ácido possui H+, gerando um hidroxissal (sal básico). Exemplo: Ca(OH)2 + HCl -> Ca(OH)Cl + H2O.

Reação de Óxido-Redução (Redox)

Reação química que ocorre com transferência de elétrons e variação nos números de oxidação (NOX) dos elementos envolvidos.

Oxidação

Processo de perda de elétrons por uma espécie química, resultando no aumento do seu número de oxidação (NOX).

Redução

Processo de ganho de elétrons por uma espécie química, resultando na diminuição do seu número de oxidação (NOX).

Agente Redutor

Espécie que sofre oxidação (perde elétrons), provocando a redução de outra substância.

Agente Oxidante

Espécie que sofre redução (ganha elétrons), provocando a oxidação de outra substância.

Reação de Dismutação (Auto-redox)

Reação em que o mesmo elemento químico oxida e reduz simultaneamente. Exemplo: 2 H2O2 -> 2 H2O + O2.

Reação de Combustão

Reação redox exotérmica rápida entre um combustível e um comburente (geralmente O2), liberando calor e luz.

Combustão completa de carbono/hidrocarboneto

Reação com oxigênio suficiente gerando unicamente dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).

Combustão incompleta

Reação com deficiência de oxigênio que produz monóxido de carbono (CO) e/ou fuligem (C), além de água.

Reação Exotérmica

Transformação que libera energia na forma de calor para a vizinhança; variação de entalpia negativa (delta H < 0).

Reação Endotérmica

Transformação que absorve energia na forma de calor da vizinhança; variação de entalpia positiva (delta H > 0).

Reação de Óxido Básico com Água

Reação de síntese na qual um óxido metálico básico reage com água gerando uma base. Exemplo: Na2O + H2O -> 2 NaOH.

Reação de Óxido Ácido (Anidrido) com Água

Reação de síntese na qual um óxido ametálico reage com água gerando um oxiácido. Exemplo: SO3 + H2O -> H2SO4.

Reação de Óxido Básico com Ácido

Reação de dupla troca na qual o óxido metálico reage com um ácido produzindo sal e água. Exemplo: CaO + 2 HCl -> CaCl2 + H2O.

Reação de Óxido Ácido com Base

Reação que neutraliza a base formando sal e água. Exemplo: CO2 + Ca(OH)2 -> CaCO3 + H2O.

Reação de Óxido Anfótero

Reação em que o óxido pode se comportar como óxido ácido ou básico dependendo do reagente (ácido forte ou base forte).

Decomposição de Bicarbonatos / Carbonatos

Termólise que fragmenta o carbonato ou bicarbonato liberando CO2 e óxido/sal residual. Exemplo: CaCO3 -> CaO + CO2.

Decomposição de Cloratos

Termólise que converte cloratos em cloretos metálicos e libera gás oxigênio. Exemplo: 2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2.

Reação de Precipitação

Dupla troca entre soluções aquosas homogêneas com geração de um sólido insolúvel que decanta.

Regra de solubilidade dos Nitratos (NO3-)

Todos os sais de nitrato e acetato são solúveis em água, não formando precipitados em dupla troca.

Regra de solubilidade de metais alcalinos e amônio

Todos os sais contendo cátions do grupo 1 (Li+, Na+, K+...) e íon amônio (NH4+) são altamente solúveis em água.

Equação Química Global vs. Equação Iônica

A global expressa fórmulas neutras inteiras; a iônica detalha os íons dissociados reais em meio aquoso.

Íons espectadores

Íons presentes no meio reacional aquoso que não participam da formação do precipitado, gás ou eletrólito fraco.

Equação Iônica Líquida

Equação que elimina os íons espectadores e mostra apenas as espécies químicas que reagem diretamente. Exemplo: Ag+ + Cl- -> AgCl(s).

Instabilidade do Ácido Carbônico (H2CO3)

Eletrólito fraco gerado em dupla troca que se decompõe instantaneamente em água e dióxido de carbono: H2CO3 -> H2O + CO2(g).

Instabilidade do Hidróxido de Amônio (NH4OH)

Base fraca gerada em dupla troca que se decompõe facilmente em amônia gasosa e água: NH4OH -> NH3(g) + H2O.

Instabilidade do Ácido Sulfuroso (H2SO3)

Ácido fraco instável que se decompõe em dióxido de enxofre gasoso e água: H2SO3 -> H2O + SO2(g).