Compostos inorgânicos e reações inorgânicas

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Compostos inorgânicos e reações inorgânicas
Química Geral e Inorgânica
1. Introdução
Já falei com você isto antes, mas vou dar uma repetida, ok?! Tudo na vida, quando organizado, é
mais fácil para achar (por exemplo, a sua gaveta... ou não?! rs), é mais fácil entender e mais fácil
para prever algum comportamento. Para a Química, esta necessidade de organização também
ocorre.
Como a Química se desenvolveu enormemente nos últimos dois séculos, milhares de substâncias
foram descobertas e outras milhares foram sintetizadas. Isto fez com que, para facilitar os estudos,
gerando praticidade, os compostos fossem divididos em dois grandes grupos, que foram,
historicamente, definidos por compostos orgânicos (Química Orgânica) e compostos inorgânicos
(Química Inorgânica).
Então, neste quarto tópico, vamos estudar o grupo dos compostos inorgânicos, que engloba duas
funções químicas as quais você já ouviu muito falar: os ácidos e as bases. Conhece, não é? Além dos
ácidos e das bases, vamos estudar também os sais e os óxidos, duas funções inorgânicas também
muito importantes. E as reações que estas substâncias fazem.
Tome uma água ou um suco, prepare-se e vamos aos estudos!!!
2. As funções inorgânicas
Definiu-se por funções inorgânicas o conjunto de compostos inorgânicos que apresentam
características químicas semelhantes.
Vale salientar, que o termo “inorgânico”, historicamente, está associado aos compostos que NÃO
são formados por átomos de carbono que compõem uma cadeia carbônica (os compostos de
Carbono são chamados de compostos orgânicos), ou seja, inorgânico é igual a “não orgânico”. Mas
temos exceções, ou seja, existem compostos inorgânicos que contém carbono. Veremos adiante.
Para começarmos a pensar na classificação das funções inorgânicas principais, é necessário
conhecer a “Teoria da Dissociação Iônica”, que foi proposta pelo cientista sueco Svante August
Arrhenius, em 1884.
Arrhenius realizou vários experimentos, buscando explicar a condutividade de soluções (vimos no
Tópico 03). Ele descobriu que a condutividade elétrica das soluções dependia da existência de íons,
espécies que seriam, na sua visão, as responsáveis pelo transporte das cargas. Deste modo, ele
concluiu que as soluções iônicas eram capazes de conduzir corrente elétrica porque seus íons, que
antes estavam “presos” em um aglomerado iônico (retículo cristalino, lembra? Ligação iônica -
Tópico 03), eram separados quando colocados em água (“íons livres”). Este fenômeno foi chamado
por Arrhenius de dissociação iônica (separação dos íons).
Associado a isto, ele observou que, quando se colocavam alguns tipos de substâncias moleculares
na água, ocorria outro fenômeno, que foi chamado de ionização, no qual, a água, atuando como um
reagente, gera a formação de íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions).
Com base nesses estudos, Arrhenius observou que determinados grupos de substâncias inorgânicas
liberavam os mesmos cátions, quando colocados em água (seriam os ácidos). Já para outro grupo,
as substâncias liberavam os mesmos ânions (seriam as bases). Com isto, ele concluiu que era
possível agrupar as substâncias inorgânicas em subgrupos, que foram denominados funções
inorgânicas. A teoria de Arrhenius, deste modo, deu início à definição dos conceitos para a
classificação das funções inorgânicas.
Podemos considerar que existem oito funções inorgânicas: ácidos, bases, sais, óxidos, hidretos,
carbetos, nitretos e sulfetos. Destas, as quatro primeiras (ácidos, bases, sais e óxidos) são as
principais e serão as que nós vamos estudar neste Tópico.
São quatro as funções inorgânicas principais: ácidos, bases, sais e óxidos.
2.1. Ácidos
Os ácidos são compostos moleculares (ou seja, formados por ligações covalentes. Está lembrado?
Tópico 03!) que, segundo a teoria de Arrhenius, têm a capacidade de ionizar em água (ou seja,
formar íons), liberando o H como único cátion (na verdade, forma o cátion H O , chamado de íon
hidrônio ou hidroxônio).
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A palavra ácido vem do latim acidus, que significa sabor azedo. Os ácidos são muito encontrados
em nosso cotidiano, como o ácido sulfúrico, usado em baterias de carro, e o ácido clorídrico,
utilizado em limpezas pesadas, com o nome de ácido muriático, e presente no nosso suco gástrico.
As principais características dos ácidos são:
De maneira geral, têm cheiro forte e sabor amargo/azedo.
Formam soluções condutoras de eletricidade (devido à ionização).
Apresentam pH inferior a 7,0. Quanto mais forte o ácido, menor o pH (você verá isto no
próximo tópico, o Tópico 05.).
Mudam a coloração de certas substâncias, denominadas indicadores ácido-base.
Reagem com uma série de metais (Na, Mg, Al, Fe, por exemplo), liberando gás hidrogênio (H ).
Reagem com as bases, neutralizando-as, formando sal e água (essa reação é chamada de reação
de neutralização (o pH, ao final, não fica ácido, nem básico, fica neutro - pH 7,0)).
Os ácidos mais conhecidos e mais importantes são: ácido clorídrico (HCl), ácido carbônico
(H CO ), ácido sulfúrico (H SO ), ácido nítrico (HNO ) e ácido fosfórico (H PO ).
FIQUE SABENDO!
O cátion hidrogênio (H ) deve ser chamado de hídron, conforme recomendado pela IUPAC, em
1988. Mas, muitas vezes, ele é chamado de “próton”.
Desta forma, hídron é o nome dos íons hidrogênio positivos sem considerar sua massa nuclear, ou
seja, dos íons positivos formados a partir do hidrogênio natural. Mas, tradicionalmente, o termo
“próton” foi e segue sendo muito usado no lugar de hídron.
Este cátion H é definido como hidrogênio ionizável, pois é capaz de interagir com a molécula de
água e formar o chamado cátion hidrônio (ou hidroxônio) - H O (aq), que é a forma hidratada do
cátion hidrogênio, já que em meio aquoso, os prótons não podem existir de modo isolado. Observe
as equações químicas abaixo.
Entendeu?
Por outro lado, a forma negativa do hidrogênio, o íon negativo H , é denominado íon hidreto.
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2.1.1 Classificação dos ácidos
Por uma questão de organização, os ácidos podem ser classificados utilizando três critérios
diferentes:
De acordo com a presença ou não do elemento oxigênio.
De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
Conforme a sua força.
Vamos ver cada uma destas classificações!
a) Quanto à presença ou não do elemento oxigênio
Hidrácidos: ácidos que não contêm oxigênio em sua fórmula. 
Exemplos: HCl (ácido clorídrico), HF (ácido fluorídrico), H S (ácido sulfídrico) e HCN (ácido
cianídrico).
Oxiácidos: ácidos que contêm oxigênio em sua fórmula. 
Exemplos: H SO (ácido sulfúrico), H CO (ácido carbônico), H PO (ácido fosfórico), HNO
(ácido nítrico) e HClO (ácido perclórico). 
Esta classificação é importante porque, nas regras de nomenclatura dos ácidos, é utilizada esta
diferenciação para darmos nomes aos mesmos.
b) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis (H )
Monoácidos: ácidos que apresentam apenas um hidrogênio ionizável. 
Exemplos: HCl (ácido clorídrico) e HNO (ácido nítrico).
Diácidos: ácidos que apresentam dois hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H S (ácido sulfídrico), H SO (ácido sulfúrico) e H CO (ácido carbônico).
Triácidos: ácidos que apresentam três hidrogênios ionizáveis. 
Exemplo: H PO (ácido fosfórico).
c) Quanto à força do ácido (de acordo com seu grau de ionização - α )
Ácido fraco: ioniza pouco (libera pouco H , em solução aquosa) - a < 5%. 
Exemplos: HCN (ácido cianídrico), H S (ácido sulfídrico) e H CO (ácido carbônico).
Exemplos de materiais do cotidiano que contêm ácidos: (a) contém HCl; (b) contém H CO e H PO ; (c) contém H SO ; (d)
contém ácido acético (H CCOOH - ácido orgânico).
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Ácido moderado: ioniza em grau mediano - 5% < a < 50%.Exemplos: HF (ácido fluorídrico), H SO (ácido sulfuroso) e H PO (ácido fosfórico).
Ácido forte: ioniza muito (libera muito H , em solução aquosa) - a > 50%. 
Exemplos: HCl (ácido clorídrico), HBr (ácido bromídrico), H SO (ácido sulfúrico), HNO
(ácido nítrico) e HClO (ácido perclórico). 
Esta classificação é muito importante. Você deve saber, principalmente, quais são os ácidos
fortes.
2.1.2 Nomenclatura dos Ácidos
Para definirmos a nomenclatura dos ácidos, dividimos em dois grupos, com base na classificação da
presença (ou não) de oxigênio, os hidrácidos e os oxiácidos.
Hidrácidos (HX): a nomenclatura é feita da seguinte forma:
 
ácido + nome do elemento + ídrico
 
Exemplos:
HF - ácido fluorídrico.
HCl - ácido clorídrico.
HI - ácido iodídrico.
H S - ácido sulfídrico (O enxofre se chama sulphur, ok?).
HCN - ácido cianídrico (O grupo “CN” se chama ciano.).
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REGRA PRÁTICA PARA IDENTIFICAR A FORÇA DE UM ÁCIDO:
Os hidrácidos do tipo ácidos halogeneídricos (HX ) são fortes (HCl, HBr e HI), exceto o HF.
Já para os oxiácidos, podemos usar a diferença (Δ) entre o número de Oxigênios e o de Hidrogênios
na molécula (Δ = nº de O’s - nº de H’s). É bem simples.
Funciona assim:
ácidos fortes: Δ ≥ 2 (exemplos: H SO e HNO ).
ácidos moderados: Δ = 1 (exemplos: H PO e HNO ) (exceção: H CO , pois é fraco).
ácidos fracos: Δ < 1 (exemplo: H PO e HClO).
Fácil, não é?!
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Oxiácidos (HXO): considerando os ácidos principais formados pelos ametais das famílias IVA,
VA e VIA, a nomenclatura é feita da seguinte forma:
 
ácido + nome do elemento + ico
 
Exemplos:
H BO - ácido bórico.
H CO - ácido carbônico.
HNO - ácido nítrico.
H PO - ácido fosfórico.
H SO - ácido sulfúrico.
Quando há outros ácidos que são formados com o mesmo elemento central, mudamos o sufixo,
trocando “ico” por “oso”, seguindo a regra:
 
ácido + nome do elemento + oso
 
Exemplos:
HNO - ácido nitroso.
H PO - ácido fosforoso.
H SO - ácido sulfuroso.
Observe que se compararmos estes três exemplos com os exemplos anteriores (HNO x HNO ,
H PO x H PO e H SO x H SO ), vemos que a diferença é sempre de um oxigênio a menos.
Enxergou? Este oxigênio a menos define a mudança no sufixo de “ico” para “oso”, ok?!
Para os halogênios Cloro, Bromo e Iodo, há uma “regra especial”, pois eles podem formar quatro
oxiácidos diferentes: HXO, HXO , HXO e HXO . Deste modo, para nomear estes quatro ácidos,
além dos sufixos “ico” e “oso”, utilizamos os prefixos “hipo” (associado ao “oso”) e “per” (associado
ao “ico”), da seguinte forma:
Quantidade de oxigênios NOx do halogênio Regra
1 O +1 hipo + halogênio + oso
2 O +3 halogênio + oso
3 O +5 halogênio + ico
4 O +7 per + halogênio + ico
Observe os exemplos com o Cloro:
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HClO - ácido hipocloroso.
HClO - ácido cloroso.
HClO - ácido clórico.
HClO - ácido perclórico.
Sabendo tudo de ácidos? Então faça exercícios!
Bem, agora vamos ver as bases...
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2.2. Bases (ou hidróxidos)
As bases, ou hidróxidos, diferentemente dos ácidos, são compostos iônicos (ou seja, formados por
ligações iônicas. Lembrado? Tópico 03, ok?), que, segundo a teoria de Arrhenius, têm a capacidade
de se dissociar em água (separação dos íons), liberando o OH como único ânion (íon hidroxila).
As bases também são muito encontradas em nosso cotidiano, como o hidróxido de sódio (chamado
de “soda cáustica”), usado em produtos desentupidores de ralos e pias e em processos de produção
de sabão, o hidróxido de magnésio, utilizado como “antiácido”, o hidróxido de potássio (chamado
de “potassa cáustica”), utilizado para a produção de sabões líquidos.
As principais características das bases são:
Por serem iônicas, as bases são encontradas no estado sólido. A exceção é o hidróxido de
amônio (NH OH), que não é sólida, pois é a única base composta exclusivamente por ametais,
sendo, desta forma, uma base molecular (formada por ligações covalentes).
De maneira geral, têm sabor adstringente (associado aos taninos das frutas verdes, “cica”).
As bases fortes tendem a ser corrosivas e cáusticas.
Formam soluções condutoras de eletricidade (devido à dissociação iônica).
Apresentam pH superior a 7,0. Quanto mais forte a base, maior o pH (você verá isto no
próximo tópico, o Tópico 05, ok?).
Mudam a coloração de certas substâncias, denominadas indicadores ácido-base.
Reagem com os ácidos, neutralizando-os, formando sal e água (reação de neutralização (o pH,
ao final, não fica ácido, nem básico, fica neutro - pH 7,0)).
As bases mais conhecidas e mais importantes são: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de
potássio (KOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH) ), hidróxido de cálcio (Ca(OH) ), hidróxido de
alumínio (Al(OH) ) e hidróxido de amônio (NH OH).
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2.2.1 Classificação das Bases
As bases também podem ser classificadas por três critérios diferentes:
De acordo com a sua solubilidade em água.
De acordo com o número de íons hidroxilas (OH ) liberados na dissociação.
Conforme a sua força.
Vamos ver cada uma destas classificações!
a) Quanto à solubilidade em água
Bases solúveis: solubilizam-se facilmente em água. São as bases de metais alcalinos a de
amônio. 
Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH) e hidróxido de amônio
(NH OH).
Bases parcialmente solúveis: solubilizam-se em água. São as bases dos metais alcalinos
terrosos. 
Exemplos: hidróxido de magnésio (Mg(OH) ) e hidróxido de cálcio (Ca(OH) ).
Bases praticamente insolúveis: muito baixa solubilização em água. São todas as demais bases. 
Exemplos: hidróxido de ferro II (Fe(OH) ), hidróxido de alumínio (Al(OH) ) e hidróxido de
chumbo IV (Pb(OH) ).
Vale ressaltar que a solubilidade das bases está relacionada à condução de corrente elétrica da
solução. Quanto mais solúvel for uma base (mais dissociar), maior será sua facilidade em conduzir
corrente elétrica.
b) Quanto ao número de íons hidroxilas (OH ) liberados na dissociação
Monobases: bases que apresentam apenas um íon hidroxila. 
Exemplos: NaOH (hidróxido de sódio), KOH (hidróxido de potássio) e hidróxido de amônio
(NH OH).
Dibases: bases que apresentam dois íons hidroxilas. 
Exemplos: hidróxido de magnésio (Mg(OH) ) e hidróxido de ferro II (Fe(OH) ).
Tribases: bases que apresentam três íons hidroxilas. 
Exemplos: hidróxido de alumínio (Al(OH) ) e hidróxido de ferro III (Fe(OH) ).
Exemplos de materiais do cotidiano que contêm bases: (a) contém NaOH; (b) contém Mg(OH) ; (c) contém Ca(OH) ; (d)
contém NH OH (a única base molecular).
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Tetrabases: bases que apresentam quatro íons hidroxilas. 
Exemplo: hidróxido de chumbo IV (Pb(OH) ).
c) Quanto à força da base (de acordo com seu grau de dissociação)
Bases fortes: dissociam-se totalmente. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos,
exceto o hidróxido de magnésio e o hidróxido de berílio, que são bases fracas. 
Exemplos: NaOH (hidróxido de sódio) e KOH (hidróxido de potássio).
Bases fracas: não se dissociam bem. As demais bases. 
Exemplos: hidróxido de magnésio (Mg(OH) ), hidróxido de alumínio (Al(OH) ) e hidróxido de
amônio (NH OH).
Vale esclarecer que o hidróxido de amônio, apesar de ser solúvel em água, apresenta baixo grau de
ionização, sendo considerada uma base fraca.
Esta classificação é muito importante. Você deve saber, principalmente, quais são as bases fortes,
ok?
2.2.2. Nomenclatura das Bases (Hidróxidos)
Para definirmos a nomenclatura das bases é muito simples, não há diferenciação com relação a
algum tipo de classificação. A nomenclatura de uma base é feita da seguinte forma:
 
Hidróxido + nome do cátion
 
Exemplos:
NaOH - hidróxido de sódio.
Ca(OH) - hidróxido de cálcio.
Al(OH) - hidróxido de alumínio.
AgOH - hidróxido de prata.
Zn(OH) - hidróxido de zinco.
Existem metais que formam maisde um hidróxido, ou seja, são metais que apresentam
possibilidade de doar mais de uma quantidade de elétrons, gerando a formação de dois hidróxidos
diferentes. Para darmos nomes a estes hidróxidos, diferenciando-os, basta verificar a carga do
cátion e acrescentar este número da carga, em algarismo romano.
Exemplos:
Fe(OH) - hidróxido de ferro II (neste caso, o cátion é o Fe ).
Fe(OH) - hidróxido de ferro III (neste caso, o cátion é o Fe ).
CuOH - hidróxido de cobre I (neste caso, o cátion é o Cu ).
Cu(OH) - hidróxido de cobre II (neste caso, o cátion é o Cu ).
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Outra maneira de nomear estes tipos de bases é utilizarmos os sufixos “ico” e “oso” para indicar a
valência (carga, nox) dos cátions:
ico = maior carga (maior nox)
oso = menor carga (menor nox)
Com isto, a nomenclatura destas bases é feita da seguinte forma:
 
Hidróxido + nome do metal + sufixo
 
Exemplos:
Fe(OH) - hidróxido ferroso (neste caso, cátion Fe é o de menor nox).
Fe(OH) - hidróxido férrico (neste caso, cátion Fe é o de maior nox).
CuOH - hidróxido cuproso (neste caso, cátion Cu é o de menor nox).
Cu(OH) - hidróxido cúprico (neste caso, cátion Cu é o de maior nox).
 
Conseguiu entender os conceitos e a nomenclatura para as bases?
Então faça exercícios, ok?
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2+
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3+
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2
2+
Bem, agora que vimos as duas principais funções inorgânicas, os ácidos e as bases, vamos ver as
outras duas, sais e óxidos. Toma uma água e vamos lá!
Aprendendo mais uma!
Teorias ácido-base:
Além da teoria ácido-base de Arrhenius, que usamos até aqui neste tópico, outras duas teorias
ácido-base muito importantes e que valem a pena você dar uma conferida, pois são mais
abrangentes que a teoria de Arrhenius, ok?
Uma é a teoria protônica, criada pelos cientistas Johannes Brönsted e Thomas Lowry (“Teoria de
Brönsted-Lowry”), que propuseram o seguinte:
Ácido é toda espécie que doa prótons (H ).
Base é toda espécie que recebe prótons (H ).
O detalhe desta teoria é que não existe a figura do íon hidroxila (OH ) na definição das bases. Esta
teoria é muito importante quando pensamos em acidez e basicidade de compostos orgânicos.
Outra teoria, igualmente importante, é a teoria eletrônica, desenvolvida pelo cientista Gilbert
Lewis (“Teoria de Lewis”), aquele mesmo que criou as fórmulas de Lewis (que usamos para
representar as ligações químicas - Tópico 03). Ele propôs o seguinte:
Ácido é toda espécie que recebe elétrons.
Base é toda espécie que doa elétrons.
Essa teoria é interessante porque introduz um conceito novo e mais abrangente, mas sem invalidar
a teoria de Brönsted-Lowry, pois todo ácido de Brönsted-Lowry é um ácido de Lewis e toda base de
Brönsted-Lowry é uma base de Lewis.
Ok?
+
+
-
2.3. Sais
Os sais, de maneira geral, são compostos resultantes de uma reação entre um ácido e uma base,
chamada de “reação de neutralização”. Esta reação tem como resultado a formação de sal e água.
Por definição, os sais são compostos iônicos que, em água, ao sofrerem dissociação iônica,
apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H e um ânion diferente de OH .+ -
Os sais também são substâncias muito encontradas em nosso cotidiano, sendo o mais famoso o
nosso “sal de cozinha”, o cloreto de sódio. Mas temos muitos outros exemplos, como bicarbonato de
sódio, usado como antiácido, o sulfato de cálcio, presente no gesso, e o sulfato de bário, usado em
contrastes radiológicos, e muitos outros.
As principais características dos sais são:
Um sal é formado por um cátion proveniente da base (Me ) e por um ânion proveniente do
ácido (se for de hidrácido: X ; se for de oxiácido: XO ), tendo, deste modo, fórmula geral:
Me X ou Me XO .
Por serem compostos iônicos, todos os sais são sólidos, cristalinos e apresentam ponto de fusão
elevados.
De maneira geral, têm sabor salgado (uns mais, outros menos) e cores variadas (não existem só
sais brancos...). Surpreendeu?
Formam soluções condutoras de eletricidade (devido à dissociação iônica).
Em água, os sais apresentam pH próximo a 7,0 (neutralidade). Ocorre uma variação, pois este
valor de pH dependerá de quais são os íons que compõem o sal.
Podem reagir com outros saís ou com os ácidos.
Exemplos de sais do nosso cotidiano e seus usos.
a+
b- b-
b a b a
Aprendendo mais uma!
FÓRMULAS DOS SAIS
Para sabermos as fórmulas dos sais, é necessário conhecer quais são os íons que os formam.
Como sabemos, para os sais, o cátion vem da base (Me(OH) ) e o ânion é originado do ácido (H X).
Desta forma, invertemos as cargas dos íons, utilizando, na fórmula do sal, estes valores como
índices (“subscritos“), que indicarão a quantidade de cada espécie. Podemos usar, então, o
esquema abaixo para pensarmos nas fórmulas dos sais:
a b
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2.3.1 Classificação dos Sais
Os sais podem ser classificados por três critérios principais:
Conforme a natureza dos íons.
Quanto à presença de água na sua fórmula.
De acordo com sua solubilidade em água.
Vejamos cada classificação destas, separadamente:
a) Conforme a natureza dos íons
Sais neutros (ou “normais”): sais que possuem apenas um cátion e um ânion, sendo o cátion
proveniente de base forte e o ânion de ácido também forte. Ou então, o cátion e o ânion são
provenientes de base e ácido fracos.
São chamados de sais neutros porque quando são adicionados à água, eles não alteram o pH do
meio. Além disso, eles não liberam em solução aquosa nenhum cátion H e nenhum ânion OH .
Entendeu?
Basta apenas trocar as cargas dos íons; isto é, a carga do ânion vira índice do cátion e vice-versa.
Observe o quadro abaixo com exemplos de sais, seguindo este raciocínio.
CÁTION ÂNION FÓRMULA DO SAL
Na Cl NaCl
K S K S
Mg F MgF
Ca PO Ca (PO )
Al Cl AlCl
Ag NO AgNO
Ba S BaS
Vale ressaltar três detalhes:
Nas fórmulas dos sais, o cátion vem sempre primeiro (lembre-se das fórmulas dos
compostos iônicos - Tópico 03).
Quando o “índice” é “1”, não o escrevemos.
Se as cargas dos íons forem as mesmas (como nos dois últimos exemplos do quadro:
+1/-1 e +2/-2), por uma questão de lógica, a relação será de 1:1. Logo o índice das duas
espécies será “1“ e não os escrevemos (se tiver dúvida sobre as fórmulas, reveja o
Tópico 03 - Ligações iônicas, ok?).
+ -
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Exemplos:
NaCl (cloreto de sódio).
cátion Na - vem do hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte.
ânion Cl - vem do ácido clorídrico (HCl), um ácido forte.
Na SO (sulfato de alumínio).
cátion Na - vem do hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte.
ânion SO - vem do ácido sulfúrico (H SO ), um ácido forte.
NH CN (cianeto de amônio).
cátion NH - vem do hidróxido de amônio (NH OH), uma base fraca.
ânion CN - vem do ácido cianídrico (HCN), um ácido fraco.
Sais básicos (ou hidroxissais): são sais formados a partir de uma base forte e um ácido fraco.
Exemplos:
Ca (BO ) (borato de cálcio).
cátion Ca - vem do hidróxido de cálcio (Ca(OH) ), uma base forte.
ânion BO - vem do ácido bórico (H BO ), um ácido fraco.
 
NaHCO (bicarbonato de sódio).
cátion Na - vem do hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte.
ânion HCO - vem do ácido carbônico (H CO ), um ácido fraco.
Sais ácidos (ou hidrogenossais): são sais formados a partir de um ácido forte e uma base fraca.
Exemplos:
NH Cl (cloreto de amônio):
cátion NH - vem do hidróxido de amônio (NH OH), uma base fraca.
ânion Cl - vem do ácido clorídrico (HCl), um ácido forte.
 
Al (SO ) (sulfato de alumínio).
cátion Al - vem do hidróxido de alumínio (Al(OH) ), uma base fraca.
ânion SO - vem do ácido sulfúrico (H SO ), um ácido forte.
Sais mistos (ou duplos): são sais que possuem dois tipos de cátions (com exceção do H ) ou
dois tipos de ânions (com exceção do OH ).+
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Exemplos:
KNaSO (sulfato (duplo) de potássio e sódio - dois tipos de cátions (K e Na )e um ânion (SO ).
CaBrCl (cloreto-brometo de cálcio) - um tipo de cátion (Ca ) e dois tipos de ânions (Cl e Br ). 
b) Quanto à presença de água na sua fórmula
Sais hidratados: existem alguns sais que possuem moléculas de água, em proporção definida,
em sua estrutura cristalina.
Exemplos:
CuSO .5H O (sulfato de cobre penta-hidratado).
Na B O .10H O (tetraborato de sódio deca-hidratado).
Sais anidros: sais que não possuem moléculas de água em sua estrutura cristalina. A grande
maioria dos sais é do tipo anidro.
NaCl (cloreto de sódio).
K SO (sulfato de potássio).
 
c) De acordo com sua solubilidade em água 
Sais solúveis: são sais que apresentam alto grau de dissociação iônica (originam soluções com
grande quantidade de íons).
Sais insolúveis: são sais que, apesar de não serem totalmente insolúveis, pois nenhuma
substância é totalmente insolúvel, eles sofrem uma dissociação muito pequena (gerando poucos
íons).
Vale ressaltar que esta solubilidade dos sais depende da composição do sal (íons que compõem a
fórmula do sal) e da temperatura.
O quadro a seguir mostra, de maneira resumida, critérios para definição da solubilidade dos sais.
Observe e procure entender, ok?
ÂNION CÁTION SOLUBILIDADE EM ÁGUA
Nitrato (NO ) Qualquer um Sal solúvel
Nitrito (NO ) Qualquer um Sal solúvel
Sulfato (SO ) Ag , Hg , Pb Sal insolúvel
Sulfeto (S ) Família IA, IIA e NH4 Sal solúvel
Halogenetos (F , Cl , Br , I ) Ag , Cu , Hg , Pb Sal insolúvel
Qualquer outro ânion Família IA e NH4 Sal solúvel
4
+ +
4
2-
+ - -
4 2
2 4 7 2
2 4
3
-
2
-
4
2- +
2
2+ 2+
2- +
- - - - + +
2
2+ 2+
+
2.3.2 Nomenclatura dos Sais
De maneira geral, o nome de um sal é dado pela junção do nome do ânion, originado do ácido, com
o sufixo alterado (conforme o quadro a seguir), mais o nome do cátion proveniente da base, nesta
ordem.
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
-ídrico -eto
-ico -ato
-oso -ito
 
Nome do sal = nome do ânion + de + nome do cátion
Com base neste quadro, veja os exemplos:
NaCl - Cloreto de sódio (ânion Cl - originado do ácido clorídrico (HCl)).
Mg(NO ) - Nitrato de magnésio (ânion NO - vem do ácido nítrico (HNO )).
CaSO - Sulfito de cálcio (ânion SO - vem do ácido sulfuroso (H SO )).
Entendeu? Esta regra simples vale para os sais neutros e anidros, ok?
Vale ressaltar que, com exceção do cátion amônio (NH ), os demais cátions dos sais serão
formados por metais. Desta forma, o nome do cátion será o nome do metal.
Do mesmo modo que nas bases, existem metais que formam mais de um tipo de sal, ou seja, são
metais que apresentam possibilidade de doar mais de uma quantidade de elétrons, gerando a
formação de sais diferentes. Para darmos nomes a estes sais, diferenciando-os, basta verificar a
carga do cátion e acrescentar este número da carga, em algarismo romano.
Exemplos:
FeCl - cloreto de ferro II (neste caso, o cátion é o Fe ).
FeCl - cloreto de ferro III (neste caso, o cátion é o Fe ).
CuClO - perclorato de cobre I (neste caso, o cátion é o Cu ).
CuCO - carbonato de cobre II (neste caso, o cátion é o Cu ).
Vale lembrar que podemos utilizar os sufixos “ico” e “oso” para indicar a valência (carga, nox) dos
cátions, semelhante às bases. Ficaria assim:
FeCl - cloreto ferroso.
FeCl - cloreto férrico.
CuClO - perclorato cuproso.
CuCO - carbonato cúprico.
-
3 2 3
-
3
3 3
2-
2 3
4
+
2
2+
3
3+
4
+
3
2+
2
3
4
3
Para os outros tipos de sais, há algumas variações nas regras de nomenclatura:
Sais básicos (hidroxissais): a regra fica assim:
 
Prefixo que indica o nº de OH’s + hidroxi + nome do ânion + de +
nome do cátion
 
Exemplos:
BaOHCl - monohidroxicloreto de bário (ou apenas hidroxicloreto de bário) (“mono” = 1 → o prefixo
“mono” é opcional).
Cu (OH) SO - di-hidroxisulfato de cobre II (ou diidroxisulfato cúprico) (“di” = 2).
Sais ácidos (hidrogenossais): a regra fica assim:
 
Prefixo que indica o nº de H’s + hidrogeno + nome do ânion
+de+ nome do cátion
 
(prefixos: (1) mono; (2) di; (3) tri; (4) tetra; (5) penta; (6) hexa; (7) hepta...)
Exemplos:
NaHCO - monoidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio (ou ainda apenas
hidrogenocarbonato de sódio; o prefixo “mono” é opcional).
Observe que o prefixo monoidrogeno pode ser substituído por “bi”.
KHSO - monoidrogenossulfato de potássio ou bissulfato de potássio ou hidrogenossulfato de
potássio.
NaH PO - diidrogenofosfato de sódio.
Sais hidratados: por último, os sais hidratados seguem as regras de nomenclatura geral dos
sais, com a adição da informação da quantidade de água presente na composição do sal. Fica
assim:
 
Nome do sal (seguindo as regras anteriores) + prefixo que indica a
quantidade de moléculas de água + hidratado
 
Exemplos:
CuSO .5H O - sulfato de cobre II penta-hidratado.
CaCl .2H O - cloreto de cálcio diidratado.
2 2 4
3
4
2 4
4 2
2 2
Para finalizar este estudo sobre os sais, observe a figura a seguir e veja a quantidade de cores
variadas para os diferentes tipos de sal. Pare de pensar que “sal” é apenas “aquilo” que sai do seu
saleiro rs.
Ufa! Acabamos sais!
Agora é fazer muito exercício, ok?!
Vamos ver a última grande função inorgânica, os óxidos.
Então vamos lá!
Exemplos de sais coloridos com suas respectivas fórmulas químicas.
2.4. Óxidos
Os óxidos são compostos químicos binários (ou seja, constituídos de apenas dois elementos),
formados por átomo(s) de Oxigênio e de outro elemento (metal ou ametal), nos quais o Oxigênio é o
elemento mais eletronegativo.
Pela definição de óxidos, podemos concluir que as substâncias OF e O F não são óxidos, pois
possuem Flúor, e este elemento é mais eletronegativo que o Oxigênio. Estes compostos são
considerados fluoretos (são os fluoretos de oxigênio).
Os óxidos constituem um grande grupo na Química, pois a grande maioria dos elementos químicos
forma óxidos. E com um detalhe muito importante: como existem óxidos metálicos e ametálicos,
existem óxidos iônicos (formados por metal + O - ligação iônica) e óxidos moleculares (formados
por ametal + O - ligação covalente), o que gera uma diversidade de compostos diferentes
classificados como óxidos.
Muitos óxidos são encontrados em nosso cotidiano, alguns óxidos bem conhecidos, como a cal (CaO
- óxido de cálcio), o gás carbônico (CO - óxido carbônico ou dióxido de carbono) e a ferrugem
(Fe O - óxido férrico), e outros óxidos que fazem parte da composição de materiais que nós nem
imaginamos, como na areia da praia (SiO - óxido de silício) e na pomada para assaduras (ZnO -
óxido de zinco).
2 2 2
2
2 3
2
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As principais características dos óxidos são:
apresentam estado físico variável. Existem óxidos sólidos (os iônicos), líquidos e gasosos. Estes
dois últimos são os óxidos moleculares.
apresentam ponto de fusão e de ebulição variável, de muito baixo a elevado.
tendem a reagir em água e em função da variação deste comportamento, em relação ao produto
formado, são classificados.
2.4.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS
Os óxidos são classificados em função de seus comportamentos químicos, comportamento este que
está associado à composição do óxido. Existem, fundamentalmente, quatro tipos de óxidos: ácidos,
básicos, anfóteros e neutros.
a) Óxidos ácidos
Os óxidos ácidos, também chamados de anidridos, são os óxidos formados por ametais,
apresentando, desta forma, caráter covalente.
Estes óxidos, na presença de água, produzem ácidos e, na presença de bases, formam sal e água.
Exemplos:
CO - dióxido de carbono ou anidrido carbônico (chamado popularmente de gás carbônico).
Exemplos de óxidos do nosso cotidiano.
Você sabia?
CHUVA ÁCIDA
Você sabia que o fenômeno chamado de “chuva ácida” tem tudo a ver com os óxidos?
A chuva ácida é a denominação dada à chuvacuja acidez é maior do que a de uma chuva “comum”
(que é a que contém naturalmente CO (dióxido de carbono) atmosférico dissolvido na água). Esta
maior acidez é causada pela presença de alguns outros óxidos (oriundos, principalmente, de
ambientes poluídos) presentes na atmosfera: os óxidos de Enxofre (SO e SO ) e os óxidos de
Nitrogênio (NO e NO ). Estes óxidos reagem com a água da chuva e formam ácidos, o que gera o
aumento da acidez da chuva.
2
2 3
2
2
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Em água: CO + H O → H CO (ácido carbônico)
SO - trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico
Em água: SO + H O → H SO (ácido sulfúrico)
 
b) Óxidos básicos
Os óxidos básicos são os óxidos formados por metais, apresentando, desta forma, caráter iônico.
Por terem este caráter iônico, são encontrados no estado sólido.
Estes óxidos, na presença de água, produzem hidróxidos (bases) e, na presença de ácidos, formam
sal e água.
Exemplos:
Na O - óxido de sódio.
Em água: Na O + H O → NaOH (hidróxido de sódio)
Fe O - óxido de ferro III ou óxido férrico
Em água: Fe O + H O → 2 Fe(OH) (hidróxido de ferro III ou férrico)
 
c) Óxidos anfóteros
Existem óxidos capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por
possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se
comportar como óxidos ácidos e como básicos, daí serem chamados de óxidos anfóteros, pois o
anfoterismo é a capacidade que certas substâncias possuem de se comportarem como ácidos nas
reações com base e como base nas reações com ácido.
São poucos os óxidos anfóteros. São os óxidos formados pelos metais Berílio (Be), Alumínio (Al),
Zinco (Zn), Chumbo (Pb), Estanho (Sn), Antimônio (Sb) e Bismuto (Bi) e pelo ametal Arsênio (As).
Exemplo:
Al O - óxido de alumínio.
Em meio ácido: Al O + 6 HCl → 2 AlCl + 3 H O
Em meio básico: Al O + 2 NaOH + 3 H O → 2 Na[Al(OH) ]
 
d) Óxidos neutros
Alguns óxidos ametálicos não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com
água, nem com ácidos, nem com bases. Estes poucos óxidos são chamados de óxidos neutros ou
indiferentes.
Exemplos:
CO - monóxido de carbono (ou óxido de carbono II)
NO - monóxido de nitrogênio (ou óxido de nitrogênio II)
2 2 2 3
3
3 2 2 4
2
2 2
2 3
2 3 2 3
2 3
2 3 3 2
2 3 2 4
N O - monóxido de dinitrogênio (ou óxido de nitrogênio I)
2.4.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS
Para darmos nomes aos óxidos, varia-se a regra de nomenclatura de acordo com a composição do
óxido, se ele é metálico ou ametálico.
Para os óxidos formados por metais a regra é a seguinte:
Óxido + nome do cátion
Exemplos:
Na O - óxido de sódio
CaO - óxido de cálcio
Al O - óxido de alumínio
Ag O - óxido de prata
Mas lembre-se que existem metais que apresentam possibilidade de doar mais de uma quantidade
de elétrons, e, deste modo, podem formar mais de um óxido, ou seja, são metais que podem
apresentar óxidos diferentes. Para darmos nomes a estes óxidos, diferenciando-os, basta verificar a
carga do cátion e acrescentar este número da carga, em algarismo romano, ou utilizarmos os
sufixos “ico” (para o maior NOx do cátion) e “oso” (para o menor NOx do cátion), indicando a
valência (carga, NOx) do respectivo cátion.
Exemplos:
2
PERÓXIDOS
Existe uma classificação especial para óxidos em função da sua estrutura. Nesta classe especial
têm-se os peróxidos. Os peróxidos são óxidos nos quais há uma ligação “O-O”, ou seja, há uma
ligação covalente entre dois átomos de Oxigênio. Por consequência disso, o número de oxidação
(NOx) do Oxigênio, que em todos os óxidos é -2, nos peróxidos é -1.
O mais “famoso” dos peróxidos é o peróxido de hidrogênio (H O ), conhecido comercialmente com
o nome de “água oxigenada”. Este peróxido é o único molecular. Os demais peróxidos são
compostos iônicos, sendo formados por metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.
Exemplos:
Hidrogênio: H O (peróxido de hidrogênio).
Metais alcalinos: Na O (peróxido de sódio) e K O (peróxido de potássio).
Metais alcalino-terrosos: CaO (peróxido de cálcio) e BaO (peróxido de bário).
A solução aquosa de peróxido de hidrogênio, com concentração de 3% de H O , popularmente
conhecida como “água oxigenada a 10 volumes”, é usada como antisséptico e para a descoloração
de pelos e cabelos. Na indústria, os peróxidos são utilizados como alvejantes para tecidos e para a
polpa de celulose. Mas, para estes usos, a concentração é bem maior, superior a 30% de H O .
2 2
2 2
2 2 2 2
2 2
2 2
2 2
2
2 3
2
FeO - óxido de ferro II ou óxido ferroso (neste caso, o cátion é o Fe )
Fe O - óxido de ferro III ou óxido férrico (neste caso, o cátion é o Fe )
Cu O - óxido de cobre I ou óxido cuproso (neste caso, o cátion é o Cu )
CuO - óxido de cobre II ou óxido cúprico (neste caso, o cátion é o Cu )
Para os óxidos formados por ametais a regra é um pouco diferente. Fica assim:
Prefixo para o nº de O’s + óxido de + Prefixo para o nº de
átomos do outro ametal +nome do ametal
(lembrando os prefixos: (1) mono; (2) di; (3) tri; (4) tetra; (5) penta; (6) hexa; (7) hepta...)
Exemplos:
CO - monóxido de monocarbono (ou, mais usado, monóxido de carbono)
CO - dióxido de carbono (ou gás carbônico)
SO - dióxido de enxofre
SO - trióxido de enxofre
Cl O - pentóxido de dicloro
Os óxidos ácidos recebem também o nome de “anidridos de ácidos”. Esta denominação está
associada a um possível processo de obtenção destes óxidos, que é por meio da desidratação de
ácidos oxigenados (“anidrido” vem do grego anhydros, que significa “sem água”). Observe o
raciocínio:
Oxiácido  →  Anidrido  +  Água
Exemplo: H CO → CO + H O
Entendeu?
Deste modo, podemos usar o termo “anidrido” para darmos nome aos óxidos ácidos. A regra é a
seguinte:
Anidrido + nome do elemento + sufixo
 (maior NOx ou NOx único = “ico”; menor NOx = “oso”)
Exemplos:
CO - anidrido carbônico
N O - anidrido nitroso
N O - anidrido nítrico
SO - anidrido sulfuroso
SO - anidrido sulfúrico
Para os halogênios Cloro, Bromo e Iodo, do mesmo modo que “lá” nos oxiácidos, há uma “regra
especial”, pois eles podem formar quatro óxidos diferentes: X O, X O , X O e X O . Deste modo,
para nomear estes quatro óxidos, além dos sufixos “oso” e “ico”, utilizamos os prefixos “hipo”
(associado ao “oso”) e “per” (associado ao “ico”), da seguinte forma:
2+
2 3
3+
2
+
2+
2
2
3
2 5
2 3 2 2
2
2 3
2 5
2
3
2 2 3 2 5 2 7
NOx do halogênio RegraNOx do halogênio Regra
+1 hipo + halogênio + oso
+3 halogênio + oso
+5 halogênio + ico
+7 per + halogênio + ico
Observe os exemplos com o Cloro:
Cl O - anidrido hipocloroso
Cl O - anidrido cloroso
Cl O - anidrido clórico
Cl O - anidrido perclórico
Você reparou que a nomenclatura dos óxidos ácidos se parece muito com a nomenclatura dos
oxiácidos? Claro que não é coincidência, não é? Há realmente uma relação entre eles. A partir de
um pode-se obter o outro, ou seja, a partir de um oxiácido pode-se obter um óxido ácido e a partir
de um óxido ácido pode-se obter um oxiácido.
Para concluir as funções inorgânicas principais, veja o vídeo indicado a seguir.
Bem, não deixe de fazer os exercícios!
E, para concluirmos este Tópico, você já pensou que estas inúmeras substâncias podem reagir entre
si? Durante o estudo destas funções inorgânicas, comentamos várias vezes sobre uma substância
reagir com a outra, não foi? Mas como podemos prever isto? Saber o que se forma, quem são os
produtos de uma reação química?
Esta 2ª parte deste Tópico busca nos dar esta “luz”, esclarecer os tipos de reação e como elas
acontecem!
Vamos lá!
2
2 3
2 5
2 7
3. Reações inorgânicas e balanceamento de
equações químicas
Antes de começar a estudar as reações inorgânicas, vamos lembrar da definição de Química:
É a ciência que se dedica ao estudo da matéria, levando em
conta a sua composição, as reações e as transformações.”
E o que são o que chamamos de “reaçõesquímicas”? Prepare-se para mais uma definição:
“As reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra e/ou formação de
ligações entre partículas (átomos, moléculas ou íons), resultando na formação de nova(s)
substância(s), com propriedades diferentes das substâncias anteriores”.
Ou seja, estudar as reações químicas é um dos objetivos principais desta ciência maravilhosa (e
linda! Gosto não se discute, não é? rs) chamada Química!
As reações químicas acontecem o tempo todo ao nosso redor e dentro da gente (nossas reações
bioquímicas - nosso metabolismo).
Para estudarmos as reações químicas, os químicos desenvolveram uma simbologia para representar
estas reações. Esta simbologia se chama equações químicas (veja o texto a seguir).
Exemplos de reações químicas que ocorrem em nosso cotidiano.
https://cead.uvv.br/conteudo/wp-content/uploads/2018/09/aula_quiger_top4_img09-768x598.jpg
Você sabia?
EQUAÇÕES QUÍMICAS
As equações químicas representam as reações químicas, nos dando informações sobre elas. As
substâncias iniciais de uma reação química (que ficam antes da seta), as que reagem, são chamadas
de reagentes. Já as substâncias finais de uma reação (que ficam depois da seta), as que se formam,
são chamadas de produto(s). Observe o exemplo:
2 H + O
Reagentes
2 H O
Produto
(que é igual a:  O + 2 H → 2 H O)
Esta equação química é lida assim: “dois mols de hidrogênio (substância H ) reagem com um mol de
oxigênio (substância O ), produzindo dois mols de água (substância H O)”.
Observe que há números que precedem as substâncias H e H O. Estes números são chamados de
coeficientes estequiométricos e indicam as proporções entre as substâncias que participam da
reação. Observe que para a substância O não há nenhum número, o que significa que o coeficiente
estequiométrico é 1.
Então, esta equação química nos informa que, para a reação entre o H e o O aconteça, é
necessária sempre a proporção de 2 mols de H para cada 1 mol de O , formando sempre,
proporcionalmente, 2 mols de H O.
Entendeu?
Vale salientar que, quando falamos em proporções entre as substâncias em uma reação, estamos
usando a lei de Proust, denominada Lei das Proporções Constantes ou Definidas, que afirma que:
“uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na
mesma proporção em massa”.
2 2
→
2
2 2 2
2
2 2
2 2
2
2 2
2 2
2
3.1. Classificação das Reações Inorgânicas
Para se buscar a previsão das transformações químicas, as reações químicas podem ser
classificadas de acordo com alguns critérios, como a transferência de calor (uma reação pode ser
exotérmica ou endotérmica), formação de precipitado e outros. Mas, para as reações inorgânicas
clássicas, utilizamos como critério para classificar as reações, a quantidade de substâncias que
reagem e que são produzidas. Desta forma, segundo este critério, existem quatro tipos de reações:
Reações de síntese ou adição.
Reações de análise ou decomposição.
Reações de simples troca ou deslocamento.
Reações de dupla troca ou metátese.
Vamos ver cada uma delas, ok?
a) Reação de síntese ou adição 
Neste tipo de reação uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias
(simples ou compostas), ou seja, ocorre a síntese de uma nova substância, daí o nome “reação de
síntese”.
Estas reações seguem o seguinte modelo: A + B → AB
Exemplos:
2 H + O → 2 H O
H O + CO → H CO
N + 3 H → 2 NH
b) Reação de análise ou decomposição
A reação de análise é o tipo de reação na qual uma única substância composta origina produtos
mais simples que ela. Ou seja, a substância reagente é decomposta (“quebrada”) em substâncias
menores, daí o nome “reação de decomposição”. Vale ressaltar que “análise” e “síntese” são termos
antônimos, ou seja, as reações de análise e síntese são inversas.
Estas reações seguem o seguinte modelo: AB → A + B
Exemplos:
2 H O
λ
→ 2 H   +  O
CaCO
Δ
→ CaO  +  CO
2 Al O
c.é.
→ 4 Al  +  3 O
Estas reações de decomposição podem receber nomes especiais, conforme o processo utilizado para
que a reação aconteça. Os três tipos são:
Fotólise: quando a decomposição é feita utilizando luz (como no 1º exemplo). 
(λ = símbolo de radiação - “luz”).
Pirólise: quando a decomposição é feita utilizando calor (como no 2º exemplo). 
(Δ = símbolo de aquecimento - “calor”).
Eletrólise: quando a decomposição é feita utilizando corrente elétrica (como no 3º exemplo). 
(c.é. = símbolo de corrente elétrica).
c) Reação de simples troca ou deslocamento
2 2 2
2 2 2 3
2 2 3
2 2 2
3 2
2 3 2
Nesta reação, elementos químicos livres e quimicamente mais reativos deslocam o elemento menos
reativo de um composto. A troca de apenas uma espécie caracteriza a reação de “simples troca”.
Estas reações podem ser de dois subtipos:
1º modelo: - Deslocamento do cátion (envolve metais ou metal com H ):
AB  +  C  →  CB  +  A
Exemplos:
CuSO   +  Fe  → FeSO   +  Cu
2 Al  +  6 HCl  → 2 AlCl   +  3 H
Para pensarmos neste tipo de reação, é necessário conhecer a ordem de reatividade química dos
metais e do Hidrogênio. Observe:
Ordem decrescente de reatividade química dos metais e do Hidrogênio:
Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cr > Fe > Ni > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au.
Por isto, o Ferro (Fe) consegue deslocar o Cobre (Cu), no 1º exemplo, e o Alumínio (Al) desloca o
Hidrogênio (H), no 2º exemplo.
Para entender este raciocínio, veja estes dois outros exemplos:
Ag  +  NaNO → Não ocorre reação
Cu  +  H SO → Não ocorre reação
Estas reações não ocorrem porque as espécies que seriam deslocadas (Na e H) são mais reativas
que os elementos livres (confira na lista de reatividade). Deste modo, os elementos livres (Ag e Cu)
não conseguem deslocar, respectivamente, o Sódio (Na) e o Hidrogênio (H), não ocorrendo estas
reações.
Entendeu?
2º modelo: - Deslocamento do ânion (envolve ametais):
AB  +  D  →  AD  +  B
Neste caso, também temos que olhar a ordem de reatividade química, mas, neste caso, olhamos a
ordem de reatividade química dos ametais. Veja:
Ordem decrescente de reatividade química dos ametais:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P
Exemplo:
2 NaI + Cl → 2 NaCl + I
O Cloro (Cl), mais reativo, consegue deslocar o Iodo (I) do iodeto de sódio (NaI).
Se a reação fosse esta:
I + KBr → Não ocorre reação
+
4 4
3 2
3
2 4
2 2
Nesta hipótese, a reação não ocorre porque o Iodo (I) é menos reativo que o Bromo (Br) e, deste
modo, não consegue deslocá-lo, fazendo com que a reação não aconteça.
Ok?
Vamos ver o último tipo de reação.
d) Reação de dupla troca ou metátese
A reação de dupla troca é aquela que ocorre entre duas substâncias compostas, resultando na
produção de outras duas novas substâncias compostas.
Estas reações ocorrem, principalmente, em solução aquosa, quando os íons positivos e negativos de
uma substância encontram os íons de outra substância, ocorrendo a reação química.
As reações de neutralização (reações ácido-base) são os grandes exemplos deste tipo de reação.
Estas reações seguem o seguinte modelo: AB + CD → AD + CB
Exemplos:
NaOH  +  HCl  → NaCl  +  H O
3 H SO   +  2 Al(OH)   → Al (SO )   +  6 H O
AgNO   +  KCl  → AgCl  +  KNO
Há um detalhe importante para as reações de dupla troca. Para que elas ocorram, devem obedecer a
seguinte condição: um dos produtos (“AD” ou “CB”) tem que ser ou menos solúvel ou um eletrólito
(ácido ou base) mais fraco ou ser mais volátil que os reagentes “AB” e/ou “CD”.
Entendeu?
É muito importante que você faça exercícios para treinar estes conceitos, ok?
Mãos à obra!
2
2 4 3 2 4 3 2
3 3
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Fora os 4 tipos de reações que acabamos de ver, existe ainda uma classificação especial, que
envolve reações que apresentam transferência de elétrons. São as chamadas reações de
oxirredução (ou reações redox ou redução-oxidação). Existem muitas reações deste tipo.
Para que exista uma reação de oxirredução, no sistema deve haver uma espécie que doe elétrons e
outra espécieque receba estes elétrons. Desta forma, teremos sempre duas espécies químicas, um
agente oxidante e um agente redutor. O agente oxidante sofrerá redução (receberá elétrons, tendo
diminuição do NOx), enquanto o agente redutor será oxidado (doará elétrons e terá aumento do
NOx).
Existem reações de oxirredução bem complexas, mas discuti-las aqui foge de nosso objetivo. Mas,
como exemplo, as reações de simples troca (ou deslocamento) podem ser classificadas como
reações do tipo redox. Isso ocorre porque há uma transferência de elétrons entre as substâncias
envolvidas. Observe a equação química a seguir:
Cu  +  2 AgNO → Cu(NO )  +  2 Ag
Nesta reação, o Cobre, que inicialmente tem NOx zero (Cu ), doa dois elétrons para o cátion Prata
(Ag ). Desta forma, o Cobre sofre oxidação e seu NOx aumenta para +2 (formando o cátion Cu ).
Por outro lado, o cátion Prata sofre redução, se transformando em Prata “metálica” (Ag ) com a
diminuição do NOx, que vai de +1 para zero.
Toda reação de simples troca passa por este tipo de fenômeno (o que varia é a quantidade de
elétrons envolvidos), e, por isto, estas reações podem ser chamadas de reações de oxirredução.
3 3 2
0
+ 2+
0
3.2. Balanceamento de Equações Químicas
O balanceamento de uma equação química nada mais é do que igualar a quantidade de átomos
presentes nos reagentes com a quantidade dos mesmos átomos presentes nos produtos. Para
fazermos isto, indicando as quantidades, utilizamos números inteiros, denominados de coeficientes
estequiométricos.
O motivo de termos que fazer o balanceamento de todas as equações químicas está relacionado ao
conceito teórico criado por Lavoisier, chamado de “lei de conservação das massas”. Esta lei
indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de
todos os produtos (resumindo de maneira poética: “nada se perde, nada se cria, tudo se
transforma”. Já ouviu falar disto, não é?).
Observe estes dois exemplos a seguir:
Exemplo de equação balanceada: C + O → CO2 2
Nesta equação há um Carbono no reagente e um carbono no produto. E há dois Oxigênios no
reagente e dois no produto. Isto significa que a equação está corretamente balanceada.
Exemplo de equação química não balanceada: H + O → H O
Neste exemplo, há dois Hidrogênios no reagente e dois Hidrogênios no produto. Mas há dois
Oxigênios no reagente e apenas um no produto. Esta diferença demonstra que a equação não está
balanceada, pois TODOS os átomos têm que estar corretamente balanceados. Então, deve-se
balancear esta equação.
Existem diferentes métodos para balancear uma equação química. O mais fácil e simples é o
chamado “método das tentativas” (este método só não serve para as grandes reações de
oxirredução).
Para balancear a equação, colocamos o número 2 na frente do H O. Com isto, balanceamos o
Oxigênio (passa a ter dois de cada lado). Fica assim provisoriamente: H + O → 2 H O
Mas observe que “desbalanceamos” o Hidrogênio, ficando agora 2 nos reagentes e 4 nos produtos!
Para resolvermos isto, colocamos o número 2 na frente do H . Fica assim agora: 2 H + O → 2
H O
Agora esta equação está balanceada, pois há quatro Hidrogênios no reagente e quatro Hidrogênios
no produto. E há dois Oxigênios no reagente e dois no produto. Enxergou? Então, é assim que se
faz.
Ao utilizamos o “método das tentativas”, que nada mais é do que contar o número de átomos dos
reagentes e dos produtos, podemos seguir uma sequência para facilitar. Começamos balanceando
os metais e depois os ametais, deixando por último o Oxigênio e o Hidrogênio (Met > Amet > O >
H).
Vamos ver mais um exemplo:
Na CO   +  HCl  → NaCl  +  H O  +  CO
Para começar, balanceamos o metal - Na (Sódio). Ficará assim:
1 Na CO   +  HCl  → 2 NaCl  +  H O  +  CO
(Coloquei o 1 só para ilustrar. Vale frisar que não se escreve o coeficiente 1. Quando não tem
número, significa que é 1, ok?)
Agora vamos para os ametais Cloro (Cl) e Carbono (C). Observando a equação, temos um Cl de um
lado e dois do outro. Já para o Carbono, está certo, com um de cada lado. Então, para acertarmos o
Cloro, vamos fazer assim:
1 Na CO   +  2 HCl  → 2 NaCl  +  H O  +  CO
Falta agora observarmos os Oxigênios e os Hidrogênios. Pela ordem, vamos verificar o Oxigênio.
Temos três Oxigênios de cada lado. Enxergou? Está balanceado também. Então, só falta
conferirmos o Hidrogênio. Olha só, também está balanceado, pois temos dois H’s de cada lado.
Então a equação balanceada fica assim:
Na CO   +  2 HCl  → 2 NaCl  +  H O  +  CO
É isto! O “resto”, que é por sua conta, é treinamento...
Busque fazer exercícios, ok?!
2 2 2
2
2 2 2
2 2 2
2
2 3 2 2
2 3 2 2
2 3 2 2
2 3 2 2
4. Conclusão
O Tópico 4 versou sobre a Química Inorgânica, o estudo dos compostos inorgânicos, as funções
inorgânicas e suas reações químicas. Mais uma vez, se trata de conceitos muito importantes para se
fazer um bom curso. É importante não buscar a “decoreba” pura e simples. Deve-se tentar treinar,
com exercícios, buscando realmente aprender estes conceitos.
Para finalizar, para você não errar na hora de reconhecer as funções inorgânicas, preste atenção
nestes detalhes envolvendo as fórmulas das substâncias inorgânicas:
Começa com “H” e não é a água (H O) ⇒ é um ácido.
(Em tempo, a água é considerada um óxido).
Termina com “OH” ⇒ é uma base (hidróxido).
Tem só dois elementos e um deles é o Oxigênio ⇒ é um óxido.
Não segue nenhum dos três casos acima? ⇒ é um sal.
Ok?
Abraços e bons estudos!
2
5. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química: ciência central. 9. ed. São Paulo:
Pearson, 2005.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral - fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice
hall, 2007.
YouTube. (2011, Novembro, 04). OAlanStones. Ácidos e Bases - Música | Acids and Bases -
Song. 3min. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=JWimjJZpCq8>. Acesso em: 28
jul. 2018.
YouTube. (2013, Julho, 14). Marcelão da Química Vest, Enem, Militar. Paródia Sorriso Maroto -
Ácidos, Bases, Sais, Óxidos, Reações - Marcelão da Química. 1min38. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=0hVAaCG5Hts>. Acesso em: 28 jul. 2018.
YouTube. (2015, Março, 23). Telecurso. Telecurso - Ensino Médio - Química - Aula 38. 15min54.
Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=Jv444_yQiLs>. Acesso em: 04 ago. 2018.