Reações inorgânicas Atividades 1

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1 Reações inorgânicas Atividades 1 Introdução Indicamos abaixo uma série de exercícios do conteúdo de reações inorgânicas, com os principais tipos dessas reações, para que você possa verificar seu aprendizado. Faça cuidadosamente cada um, seguindo os exemplos, dicas e comentários. Parte 1 Equações com fórmulas prontas Objetivos: Completar com as substâncias formadas, balanceando as equações; deduzir os nomes dos reagentes e dos produtos; identificar os prováveis estados físicos de cada substância e inserilos na equação. 1. Elemento + O2 Óxido Reagente 1 Reagente 2 Produto Observações a) 4 Li (s) + O2 (g) Li2O (s) Exemplo pronto b) Fe + O2 (óxido com menor Nox. do ferro) c) Fe + O2 (óxido com maior Nox. do ferro) d) N2 + O2 (óxido com nitrogênio de Nox=3+) e) N2 + O2 (óxido com nitrogênio de Nox=5+) f) C + O2 (óxido com menor Nox. do carbono) g) C + O2 (óxido com maior Nox. do carbono) h) Al + O2 i) Ca + O2 j) Cl2 + O2 (óxido com cloro de Nox= 1+) k) Cl2 + O2 (óxido com cloro de Nox= 3+) l) Cl2 + O2 (óxido com cloro de Nox= 5+) m) 2 Cl2 (g) + 7 O2 (g) (óxido com cloro de Nox= 7+) n) S8 + O2 (óxido com enxofre de Nox=4+) o) S8 + O2 (óxido com enxofre de Nox=6+) p) Cu + O2 (óxido com cobre de Nox=1+) q) Cu + O2 (óxido com cobre de Nox=2+) Comentários: A reação de um elemento com oxigênio gasoso (O 2) pode ser rápida. Exemplos: Esponja de aço (ferro) pegando fogo, formando óxido ferroso ou óxido férrico; gás nitrogênio (N 2) do ar durante uma tempestade com raios, formando óxido de nitrogênio III ou óxido de nitrogênio V; enxofre em pó (S 8) queimando em chama, formando dióxido de enxofre ou trióxido de enxofre. As reação envolvendo gases costumam ser muito rápidas, pois a mistura entre os reagentes acontece no nível molecular. Mas, pode ser uma reação lenta. Exemplos: Oxidação de metais em geral com o oxigênio do ar, como o enferrujamento de uma barra de ferro, a oxidação do cobre metálico etc.

2 2. Metal alcalino ou alcalino terroso (IA ou IIA) + H2O Hidróxido + H2 a) 2 Na (s) + 2 H2O (l) 2 NaOH (aq) + H2 (g) Exemplo pronto b) Mg + H2O + Elementos da IIA têm Nox 2+ c) Ba + H2O + d) K + H2O + Elementos da IA têm Nox 1+ e) Rb + H2O + f) Li + H2O + g) Ca + H2O + Comentários: As reações dos metais alcalinos com água são umas das mais interessantes, pois costumam ser violentas e até explosivas. O sódio e o potássio, por exemplo, reagem tão violentamente com a água, liberando gás hidrogênio, que o calor liberado na reação costuma incendiar o hidrogênio produzido, fazendo-o reagir com o oxigênio do ar. A reação do potássio é mais violenta que a do sódio com água, porque ele possui uma camada eletrônica a mais que o sódio, sendo mais eletropositivo; ou seja, perde elétrons para o oxigênio da molécula de água com mais facilidade que o sódio. A explosão que se vê é a queima do hidrogênio; uma reação secundária, que pode ou não acontecer. Devido ao calor liberado, o gás hidrogênio produzido pode incendiar-se: 2H 2(g) + O 2(g) H 2O (V) 3. Hidreto metálico (IA ou IIA) + H2O Hidróxido + H2 a) 2 RbH (s) + H2O (l) 2 RbOH (aq) + H2 (g) Exemplo pronto b) BaH2 + H2O + Elementos da IIA têm Nox 2+ c) CaH2 + H2O + d) NaH + H2O + Elementos da IA têm Nox 1+ e) MgH2 + H2O + f) LiH + H2O + Comentários: Hidretos metálicos são sempre sólidos, pois são substâncias iônicas, em que o ânion é o hidrogênio com carga 1- (ânion hidreto, H 1- ). A reação provoca a oxidação do hidreto para hidróxido (OH 1- ), e o hidrogênio passa para nox 1+, já eu o oxigênio está com nox 2-. Outros átomos de hidrogênio passam para nox zero, formando gás hidrogênio (H 2). 4. Óxido básico + H2O Hidróxido a) MgO (s) + H2O (l) Mg(OH) 2 (aq) Exemplo pronto b) Ag2O + H2O c) CaO + H2O d) Na2O + H2O e) MgO + H2O f) PbO2 + H2O

3 Comentários: Essa reação é muito usada no meio rural para a fabricação de sabão caseiro com as cinzas de madeira, que são ricas em óxidos de sódio e de potássio. Molhando as cinzas, produz-se hidróxidos desses elementos, reagentes fundamentais para a fabricação do sabão. 5. Óxido ácido + H2O Ácido (chuva ácida) a) N2O3 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (aq) Exemplo pronto b) SO2 + H2O c) Cl2O + H2O d) Br2O5 + H2O e) CrO3 + H2O f) Mn2O7 + H2O g) Cl2O3 + H2O h) N2O5 + H2O i) CO2 + H2O j) SO3 + H2O A chuva ácida acontece por poluição do ar por óxidos ácidos, geralmente produzidos por indústrias, automóveis e queima de combustíveis fósseis em geral. A chuva, mesmo em locais não poluídos, é levemente ácida, devido ao gás carbônico (CO 2) da atmosfera que reage com a água produzindo o ácido carbônico (H 2CO 3 ), que é um ácido fraco. Além disso, o ácido carbônico se decompõe facilmente em gás carbônico e água novamente, não oferecendo grandes riscos ao meio ambiente. No entanto, os óxidos de enxofre (S) e os óxidos de nitrogênio (N) formam óxidos bastante perigosos pois reagem com água formando ácidos bem mais fortes, em especial os ácidos sulfúrico e nítrico. Como se sabe, basta ter ph abaixo de 7 para um meio aquoso qualquer seja ácido, mas a chuva ácida poluída acontece quando o ph está abaixo de 5,5. Quando a concentração dos íons hidrogênio (H + ) na água das chuvas produz um ph abaixo desse nível, a chuva é, então, considerada chuva ácida. Metais com nox acima de 5 também são capazes de formar ácidos por reação com água, como o caso do manganês (Mn) e o cromo (Cr). Experimento: a fumaça produzida pela queima de enxofre em pó (S 8, um pó amarelo comprado em farmácia) é rica em óxidos de enxofre (SO 2 e SO 3). Coloque um pouco de enxofre em uma tampinha metálica (de cerveja, por exemplo) coloque fogo, deixando derreter e começar a queimar. Depois, rapidamente, coloque a tampinha metálica dentro de um vidro de maionese já contendo algumas pétalas de azaléia e tampe o frasco. Você notará que as pétalas começam a descolorir rapidamente na presença da fumaça de óxidos de enxofre. As pétalas de azaléia contêm indicadores ácido-base em meio aquoso, que são incolores em meio ácido e vermelhos em meio neutro. 6. Óxido ácido ou anfótero + Base Sal + água a) 2 NaOH (aq) + SO3 (g) Na2SO4 (aq) + H2O (l) Exemplo pronto b) Ba(OH)2 + N2O3 + c) Mg(OH)2 + P2O5 + d) Fe(OH)2 + N2O5 + e) KOH + CO2 + f) Al(OH)3 + Cl2O7 + g) Ca(OH)2 + CO2 + h) Ca(OH)2 + SO3 + Óxidos ácidos também podem neutralizar bases.

4 Experimento: Pegue um pouco de cal virgem (óxido de cálcio) ou cal hidratada (hidróxido de cálcio) em uma loja de material de construção. Coloque uma colher desse pó em meio copo com água e misture. Despreze o excesso que não dissolveu, despejando o líquido para outro copo. Pegue um canudinho e sopre o ar de sua respiração, borbulhando no líquido. Em alguns minutos, a água com hidróxido de cálcio ficará turva, indicando a presença de carbonato de cálcio em suspensão, que é muito pouco solúvel em água. O carbonato (CO 3 2- ) se formou pelo borbulhamento de gás carbônico (CO 2) na água, que reage como hidróxido, formando o sal de cálcio, no caso o carbonato de cálcio (CaCO 3). 7. Ácido + Base Sal + água (neutralização total) a) 2 NaOH (aq) + H2SO3 (aq) Na2SO3 (aq) + 2 H2O (l) Exemplo pronto b) Ba(OH)2 + H2MnO4 + c) Mg(OH)2 + HCl + d) Fe(OH)3 + HClO4 + e) KOH + H3PO4 + f) Fe(OH)3 + H2SO4 + g) Ca(OH)2 + H3PO4 + h) Al(OH)3 + H3PO4 + i) Al(OH)3 + H2SO4 + j) Pb(OH)4 + HNO3 + Cada H + liberado pelo ácido neutraliza um OH - liberado pelo hidróxido, formando uma molécula de água. Então, se um diácido (2 H na fórmula) reage com uma tribase (3 OH na fórmula), deve-se multiplicar o ácido por 3 e a base por 2, para formar 6 moléculas de água. Comentário: As reações de neutralização são extremamente importantes na química, seja industrial, seja no nosso dia a dia. Isso porque os ácidos e os hidróxidos estão presentes no nosso cotidiano o tempo todo. Por exemplo: A acidez estomacal (ácido clorídrico, HCl); a produção de conservantes (ácido fosfórico, H 3PO 4); o uso do ácido sulfúrico (H 2SO 4 ) na metalurgia; o uso de hidróxidos fortes como a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH) e a potassa (hidróxido de potássio, KOH ) na produção de sabões; a produção de medicamentos; o tratamento de água; a chuva ácida; a acidez das frutas etc são alguns poucos exemplos. Questões sobre esse assunto são muito comuns nas provas de vestibulares em geral e do ENEM. É importante lembrar que os ácidos podem ser neutralizados não só por hidróxidos, mas também por óxidos básicos, por carbonatos e por bicarbonatos; e ainda diluídos com muita água para perderem sua força. 8. Óxido básico ou anfótero + Ácido Sal + água a) Li2O (S) + H2SO3 (aq) Li2SO3 (aq) + H2O (l) Exemplo pronto b) Na2O + HMnO4 + c) K2O + HCl + d) MgO + H2S + e) CaO + HNO3 + f) BaO + H3PO4 + Como já dissemos, óxidos podem neutralizar ácidos, especialmente os óxidos básicos. Comentário: O uso de cal virgem ou cal ativa (óxido de cálcio, CaO) para neutralizar ácidos é bastante comum, principalmente em tratamento de água, para correção da acidez. A água com ph ácido, mesmo leve, pode corroer encanamentos metálicos. No meio agrícola também se usa cal para neutralizar solos muito ácidos.

5 9. Óxido básico + Óxido ácido Sal a) Na2O (aq) + Br2O5 (aq) 2 NaBrO3 (aq) Exemplo pronto b) K2O + Mn2O7 Óxidos básicos reagem como bases, c) MgO + N2O5 d) CaO + CO2 e) BaO + Cl2O7 enquanto óxidos ácidos reagem como ácidos. A reação de um com outro pode ser considerada como de neutralização, pois formou um sal neutro. 10. Metal + Ácido Sal + H2 (gás hidrogênio) a) Ca (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (aq) + H2 (g) Exemplo pronto b) Al + H2MnO4 + c) Mg + HCl + d) Fe + HNO3 + Sal com ferro de nox 3+ e) Fe + H2CO3 + Sal com ferro de nox 2+ f) Zn + HClO4 + Comentário: Sugerimos um experimento sobre esse tipo de reação. Experimento: pegue um prego ou parafuso de ferro ou de alumínio; pode ser até mesmo um pedaço de papel alumínio. Coloque dentro de um copo com vinagre ou suco de limão ou de abacaxi. Observe a produção de pequenas bolhas, que se formam e se desprendem da superfície metálica, depois de alguns minutos: é o gás hidrogênio (H 2). Essa é uma reação típica dos metais. A reação será bem mais rápida se usar ácido muriático (ácido clorídrico diluído em água, HCl), que pode ser encontrado em lojas especializadas em produtos de limpeza ou lojas de material de construção (é usado para limpeza pesada de pisos e paredes de pedra). Mas, cuidado! O ácido clorídrico é forte, mesmo diluído em água, sob o nome comercial de ácido muriático. Seu manuseio é arriscado, devendo-se tomar cuidado para não inalar seus vapores e não deixar entrar em contato direto com a pele! Se isso acontecer, lavar com muita água. 11. Sal1 + Ácido forte Ácido fraco + Sal2 a) K2S (s) + H2SO4 (aq) H2S (aq) + K2SO4 (aq) Exemplo pronto b) Ca(NO2)2 + HClO4 + c) FeS + HCl + d) Au2(SO3)3 + HI Carbonato ou bicarbonato + Ácido Sal + H2O + CO2 R1 R2 P1 P2 P3 a) K2CO3 (s) + HCl (aq) 2 KCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) b) CaCO3 + H2SO4 + + c) NaHCO3 + H3PO4 + + d) Mg(HCO3)2 + H3BO3 + + e) Al2(CO3)3 + H2S + +

6 Comentário: Os ácidos podem ser neutralizados não só por hidróxidos e por óxidos básicos; mas também por carbonatos e bicarbonatos (hidrogenocarbonatos). Sempre, nessas reações, é produzido gás carbônico, além de um sal e água. Experimento: pegue uma quantidade qualquer de suco de limão ou de abacaxi e jogue uma pitada de bicarbonato de sódio (NaHCO 3) no suco. Observe a produção de bolhas: é o gás carbônico. Cascas de ovos e conchas marinhas são ricas em carbonato de cálcio (CaCO 3), que também podem ser usadas para neutralizar ácidos. Sempre nesses casos haverá produção de bolhas, que é o gás carbônico (CO 2). 13. Base forte + Sal1 Base fraca + Sal2 a) Ca(OH)2 (aq) + 2 AgNO3 (s) 2 AgOH (aq) + Ca(NO3)2 (aq) Exemplo pronto b) KOH + FeS + c) LiOH + Fe(NO3)2 + d) NaOH + Al2(SO3)3 + e) Ba(OH)2 + ZnCl Metal1 + Sal1 Metal2 + Sal2 a) Ca (s) + 2 AgNO3 (aq) 2 Ag (s) + Ca(NO3) (aq) Exemplo pronto b) Al + CoSO3 + c) Fe + AuCl3 + d) Na + Pb(NO3)2 + e) Zn + PtCl Sal1 + Sal2 Sal3 + Sal4 (Reação de precipitação) a) KI (aq) + AgNO3 (aq) AgI (aq) + KNO3 (aq) b) NaI + Pb(NO3)2 + c) Ba(NO3)2 + Na2SO4 + d) Ag2SO4 + NH4Cl + Leia nossa publicação sobre reações de precipitação. 16. Reações de síntese a) NH3 (g) + HCl (aq) NH4Cl (aq) b) H2 + Cl2 c) MgO + CO2 d) CaO + CO2 Reações de síntese são aquelas em que dois ou mais reagentes formam um único produto.

7 17. Reações de decomposição ou análise Reagente Produto 1 Produto 2 Observações a) CaCO3 (s) CaO (s) CO2 (g) As reações de análise ou de b) H2O2 c) KClO3 d) HgO e) NaHCO3 decomposição são as que têm um reagente produzindo dois ou mais produtos. Muitas vezes, é necessário fornecer calor, luz ou radiação para que aconteçam. Não confundir a decomposição inorgânica com o apodrecimento de materiais orgânicos, produzidas por bactérias e fungos. Observação geral: Uma substância ácida, em geral, não reage com outra também ácida. O mesmo ocorre com substâncias básicas, que em geral não reagem entre si. Em toda reação em que aparece ácido como reagente, aparecerá sal como produto.