Aula_09_-_Reações_Inorgânicas_-_UNESP_2024

Prévia do material em texto

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNESP 
Exasiu 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 09 - Reações Inorgânicas 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. TRANSFORMAÇÕES 5 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 8 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 9 
2. REAÇÕES DE SÍNTESE OU ADIÇÃO 14 
3. REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE 15 
4. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU DE SIMPLES TROCA 20 
SÉRIE OU FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS 21 
SÉRIE OU FILA DE REATIVIDADE DOS AMETAIS 24 
5. REAÇÕES DE DUPLA TROCA 29 
FORMAÇÃO DE PRODUTO INSOLÚVEL 30 
FORMAÇÃO DE PRODUTO VOLÁTIL 32 
FORMAÇÃO DE PRODUTO MENOS IONIZADO 32 
6. REAÇÕES DE COMBUSTÃO 38 
7. REAÇÕES DE ÓXIDOS 42 
ÓXIDO BÁSICO 42 
ÓXIDO ÁCIDO OU ANIDRIDOS 43 
ÓXIDOS ANFÓTEROS 44 
ÓXIDO INERTE 45 
ÓXIDOS DUPLOS, MISTO SOU SALINOS 45 
PERÓXIDOS 46 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 47 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 3 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 4 
INTRODUÇÃO 
Olá, olá, como vai você? 
Espero que bem. Tempos difíceis esses, não é mesmo? 
Que bom que você chegou até aqui e, claro, espero do fundo do meu coração que eu esteja sendo 
útil ao seu aprendizado, tornando o estudo dessa ciência maravilhosa (e tão importante pras nossas vidas) 
algo mais prazeroso! 
Bom, hoje falaremos sobre Reações Inorgânicas, um conteúdo que depende, e muito, da aula 
passada. Na verdade, sem o seu conhecimento sobre funções inorgânicas, eu recomendo nem continuar. 
Não tenha pressa. Conhecimento sólido é construído com planejamento e uma dose de paciências. 
Reações Inorgânicas é uma parte da química que permeará muitas aulas futuras. Aliando, agora, 
as Leis Ponderais (onde você aprende a balancear) com Funções Inorgânicas, você estará no ponto para 
compreender as reações que virão, e usá-las, futuramente, nos estudos de Termoquímica, Cinética 
Química, Equilíbrio Químico, Eletroquímica e outros. 
Portanto, espero que você aproveite a aula, leia com atenção, faça suas anotações e exercícios e, 
JAMAIS DEIXE DE ME PROCURAR, caso surja alguma dúvida. Não espero menos de você. 
Ok? 
Estamos combinados? 
Agora vai. Vai correr atrás do seu sonho! 
 
Conta comigo! 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 5 
1. TRANSFORMAÇÕES 
Para início de conversa precisamos aprender de uma vez por todas que nem toda transformação 
é uma reação (seu professor de cursinho querendo se mostrar inteligente diria: “toda reação é uma 
transformação, mas nem toda transformação é uma reação.” cof cof ). 
As Transformações Físicas são todas aquelas em que não ocorre mudança da constituição da 
matéria mas sim de sua forma. E isso tem tudo a ver com o afastamento entre moléculas ou um 
rompimento de interações intermoleculares. Com o aumento da energia do sistema, as moléculas 
adquirem maior movimentação e tendem a uma maior desordem, portanto, as partículas se afastam, o 
que acarreta a mudança original da substância. 
 
Reação química é a denominação que damos à toda transformação que uma substância sofre em 
sua constituição química, seja pela ação de uma outra substância, que é o que chamamos de afinidade 
química, seja pela ação de um agente físico, como aquecimento, luz, passagem de corrente elétrica etc. 
As reações químicas também sofrem influência do tempo e da energia, algo que veremos mais 
aprofundado na aula de cinética química e termoquímica, respectivamente. 
 
Consideramos que um sistema sofreu transformação quando, ao observarmos o estado inicial e 
final desse sistema, constatamos algumas evidências dessa transformação. As reações químicas mais 
comuns são aquelas que ocorrem em meio aquoso e são evidenciadas por: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 6 
 
 
São exemplos de reações do nosso cotidiano: 
 
 
Em uma reação química, há produção de novas substâncias: as substâncias que compõem o 
estado inicial do sistema, sofrem mudanças na sua estrutura química e, a partir dessas modificações, dão 
origem às novas substâncias que compõe o estado final. 
𝑹𝑬𝑨𝑮𝑬𝑵𝑻𝑬𝑺
 𝑑ã𝑜 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑒𝑚 𝑎𝑜𝑠 
→ 𝑷𝑹𝑶𝑫𝑼𝑻𝑶𝑺 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 7 
As transformações de reagentes em produtos ocorrem devido à quebra das ligações iniciais, 
reorganização dos átomos e formação de novas ligações. Esses processos só alteram as eletrosferas 
dos átomos, conservando os seus núcleos. Logo, em uma reação química, os elementos e as 
quantidades de átomos deverão permanecer constantes. 
Esse processo de quebra e formação de novas ligações ocorre mediante absorção e liberação de 
energia (que chamaremos de Entalpia – H), respectivamente. A partir do estudo dessas situações 
poderemos definir se uma reação é endotérmica ou exotérmica. Graficamente, represemos assim: 
- Reações endotérmicas 
 
 
- Reações exotérmicas 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 8 
Esse assunto será extensamente trabalhado na aula de Termoquímica (Aula 16 do nosso 
extensivo), então não se emocione! hahaha 
 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Se considerarmos que uma reação química é a ação da natureza a qual observamos algumas 
modificações acontecendo, como uma folha de papel se queimando ou uma banana amadurecendo e 
mudando de cor, uma equação química é, então, a representação gráfica, por meio de símbolos, dos 
aspectos qualitativos e quantitativos de uma reação química, ou seja, é a linguagem matemática utilizada 
para descrever, de forma satisfatória e universal, uma reação observada. 
Em uma equação química, encontramos, no primeiro membro da equação, os reagentes e, no 
segundo membro, os produtos, além dos coeficientes estequiométricos (estudados na aula de cálculos 
químicos), números que precedem as fórmulas dos reagentes e dos produtos e que indicam as 
quantidades proporcionais das substâncias que reagem e que são produzidas. 
a 𝐀 + b 𝐁 → c 𝐂 + d 𝐃 
Em que a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos, A e B são os reagentes, e C e D são os 
produtos. 
Exemplo: 
2 𝑀𝑔 (𝑠) + 𝑂2 (𝑠)
 ∆ 
→ 2 𝑀𝑔𝑂 (𝑠) 
2 𝐴𝑔𝐵𝑟 (𝑠)
 𝜆 
→ 2 𝐴𝑔 (𝑠) + 𝐵𝑟2 (𝑙) 
2 𝐻2𝑂 (𝑙)
 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 
→ 2 𝐻2 (𝑙) + 𝑂2 (𝑔) 
3 𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) + 2 𝐻3𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
 
→ 6 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 (𝑠) ↓ 
2 𝐾𝐶𝑁 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞)
 
→ 2 𝐻𝐶𝑁 (𝑔) ↑ +𝐾2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) 
 
 
Uma equação química é uma representação gráfica, por meio de símbolos, dos aspectos 
qualitativos e quantitativos de uma reação química. 
Nas equações podem aparecer os seguintes símbolos: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 9 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
As reações químicas podem ser classificadas segundo os seguintes parâmetros: 
 
Deixe-me detalhar cada uma delas. 
 
Quanto à troca de energia 
Como, na maioria das vezes, trabalhamos com a energia na forma de calor, são utilizados os termos 
endotérmica e exotérmica para reações que absorvem ou liberam calor, respectivamente. Falaremos 
sobre isso de forma aprofundada na aula sobre Termoquímica. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 10 
 
 
Quanto à rapidez 
As reações podem ser classificadas quanto ao tempo em que demoram para acontecer ou em 
relação à taxa de consumo de reagente ou formação de produtos em um período de tempo. Estudaremos 
esse tema na aula de Cinética Química. 
 
 
Quanto à reversibilidade 
As reações podem ser classificadas quantoà dinâmica em que elas ocorrem, podendo acontecer 
em um único sentido (reagentes se transformando em produtos), a qual chamamos de reações 
irreversíveis; ou podem acontecer nos dois sentidos (reagentes se transformando em produtos ao mesmo 
tempo que produtos se transformam em reagentes), reações essas que chamamos de reversíveis. Esse 
tipo de reação será estudada e aprofundada, especificamente, na aula sobre Equilíbrio Químico. 
Endotérmica
•Reações que 
absorvem calor 
do meio
Exotérmica
•Reações que 
liberam calor 
para o meio
Reações lentas, como o 
aparecimento da ferrugem.
Reações médias, como a 
decomposição de um pedaço de 
carne fora do refrigerador 
Reações rápidas, como aquela que 
aciona o airbag em uma colisão de 
automóvel.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 11 
 
Na primeira figura temos uma combustão, onde a madeira depois de queimada não retorna ao 
seu estado inicial (madeira), caracterizando uma reação que ocorre em um único sentido. Na figura 
representando uma reação irreversível temos o “galinho do tempo” que muda de cor de acordo com a 
umidade do ar, ou seja, a reação pode ocorrer no sentido de transformar o composto azul no composto 
rosa e vice-e-versa. 
 
Quanto à transferência de elétrons 
As reações químicas podem acontecer, ou não, com transferência de elétrons (oxirredução), que 
é quando o número de oxidação de pelo menos dois elementos varia. 
 
 
Quanto ao mecanismo 
Existem muitos tipos diferentes de reações. De forma geral, vamos agrupar as reações químicas 
mais comuns em cinco classes: 
Reações irreversíveis Reações reversíveis
Reação com 
variação do NOX
•Reações que ocorrem 
nas pilhas ou uma 
eletrólise, por 
exemplo.
Reação sem 
variação do NOX
•Reações de 
neutralização, por 
exemplo.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 12 
 
Vamos detalhar cada uma delas a partir de agora. 
 
 
(FM Petrópolis RJ/2014) 
O carbonato de cálcio é um agente muito usado como antiácido e como suplemento de cálcio ao 
organismo. Como fontes desse sólido, temos as conchas de moluscos e o esqueleto de corais, por 
exemplo, além de ser encontrado no giz usado em sala de aula. 
Se aquecido a altas temperaturas, o carbonato de cálcio se decompõe, ou sofre um processo de 
calcinação, produzindo cal virgem. 
O(s) produto(s) da reação de decomposição térmica do carbonato de cálcio é(são) 
 
a) CaCO3 
b) Ca(HCO3)2 
c) CaO + CO2(g) 
d) Ca(OH)2 + CO2 
e) CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
Comentários: 
A decomposição térmica do carbonato de cálcio é dada por: 
𝐶𝑎𝐶𝑂3
∆
→ 𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2 
Sendo assim, há a formação do óxido de cálcio e do gás carbônico. 
Reações de síntese 
ou adição
Reações de análise 
ou decomposição
Reações de 
deslocamento ou de 
simples troca
Reações de dupla 
troca
Reações de 
Combustão
Reações dos Óxidos
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 13 
 
Gabarito: C 
 
(IFSP/2013) 
A decomposição térmica do calcário, CaCO3, produz CO2 e CaO, ou seja, nessa transformação, um 
 
a) sal produz um óxido ácido e um óxido básico. 
b) sal produz dois óxidos ácidos. 
c) sal produz dois óxidos básicos. 
d) ácido produz dois óxidos ácidos. 
e) ácido produz um óxido ácido e um óxido básico. 
Comentários: 
Analisando cada óxido, tem-se: 
I. CO2 
É um óxido ácido, porque, ao reagir com água, forma o ácido carbônico: 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝐶𝑂3 ⇌ 𝐻
+ + 𝐻𝐶𝑂3
− 
II. CaO 
É um óxido básico, porque, ao reagir com água, forma o óxido de cálcio: 
𝐶𝑎𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 
Gabarito: A 
 
(UEM PR/2013) 
Considere as reações abaixo e assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
 
I. SO3 + H2O → H2SO4 
II. H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2CO3 
III. CaSO4 + NaOH → Ca(OH)2 + Na2SO4 
 
01. A reação I é uma reação de adição. 
02. A reação III é uma reação de neutralização. 
04. Todas as reações apresentadas acima estão balanceadas. 
08. Carbonato de cálcio é um exemplo de sal insolúvel em água. 
16. O ácido carbônico formado na reação II é um ácido fraco, instável e se decompõe formando 
água e dióxido de carbono. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 14 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Certa. A reação de adição é dada através da junção de duas substâncias para formar uma 
terceira, que, no caso, é o ácido sulfúrico. 
02. Errada. A reação III é uma reação de dupla troca. A reação de neutralização é caracterizada 
pela presença de um ácido e uma base formando um sal e água. 
04. Errada. A reação III devidamente balanceada é dada por: 
𝐶𝑎𝑆𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 
08. Certa. O carbonato de cálcio, CaCO3, é, de fato, um sal insolúvel. 
16. Certa. O ácido carbônico é um ácido fraco, que se decompõe facilmente em: 
𝐻2𝐶𝑂3 → 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑂2 
Gabarito: 25 
 
 
2. REAÇÕES DE SÍNTESE OU ADIÇÃO 
Como o nome está dizendo, são reações nas quais dois ou mais reagentes dão origem a um único 
produto. Podem ser representadas pela equação geral: 
 
Através de reações de síntese são fabricados muitos produtos importantes. Por exemplo, a 
fabricação do ácido sulfúrico, o mais importante dos ácidos, é feita em três etapas e essas três etapas são 
reações de síntese. 
Não existem jazidas naturais de H2SO4, mas existem as de enxofre. Pela queima do enxofre no ar, 
obtém-se o SO2: 
𝑆(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝑆𝑂2 (𝑔) 
Essa é a primeira etapa do processo. A seguir o SO2 obtido reage novamente com O2, porém em 
condições especiais. Essa é a 2a etapa do processo e nela forma-se o SO3: 
𝑆𝑂2 (𝑔) +
1
2
𝑂2 (𝑔) 
 𝑃𝑡 𝑜𝑢 𝑉2𝑂5 
→ 𝑆𝑂3 (𝑔) 
Finalmente o SO3 reagindo com a água produz o H2SO4 (3a etapa): 
𝑆𝑂3 (𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 15 
A grande dificuldade desse processo está na 2a etapa. Essa etapa exige catalisadores, isto é, 
substâncias que aceleram o processo reacional, sem serem consumidas. Esses catalisadores podem ser a 
Pt ou V2O5 no processo denominado processo de contacto. 
Além disso, as reações de síntese podem ser classificadas em total ou parcial: 
Síntese total ocorre quando todos os reagentes são substâncias simples. Toda síntese total é 
também uma reação de oxirredução. 
Exemplos: 
𝑆(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝑆𝑂2 (𝑔) 
ou 
2 𝑀𝑔 (𝑠) +𝑂2 (𝑠)
 ∆ 
→ 2 𝑀𝑔𝑂 (𝑠) 
 
 
 
Síntese parcial ocorre quando pelo menos um dos reagentes é uma substância composta. 
Exemplos: 
𝑆𝑂2 (𝑔) +
1
2
𝑂2 (𝑔) 
 𝑃𝑡 𝑜𝑢 𝑉2𝑂5 
→ 𝑆𝑂3 (𝑔) 
2 𝐶𝑢𝑂(𝑠) + 4𝑁𝑂2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 (𝑠) 
 
3. REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE 
São reações nas quais um único reagente dá origem a dois ou mais produtos. São as reações 
contrárias às de síntese. Podem ser representadas pela equação geral: 
C
H
A
R
LE
S 
D
. W
IN
TE
R
S/
P
R
/L
A
TI
N
ST
O
C
K
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 16 
 
Exemplos: 
2 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 (𝑠) → 2 𝐶𝑢𝑂(𝑠) + 4𝑁𝑂2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) 
2 𝐶𝑢𝑂(𝑠) → 2 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) 
4𝑁𝑂2 (𝑔) → 2 𝑁2 (𝑔) + 2 𝑂2 (𝑔) 
A decomposição é causada, geralmente, por um agente físico, que pode ser o aquecimento, a luz 
(um certo comprimento de onda) ou a eletricidade. De acordo com o agente que provoca a decomposição, 
podemos classificar as reações em: 
Pirólise ou calcinação: decomposição ocasionada pelo calor. 
2 𝐻𝑔𝑂(𝑠) 
 ∆ 
→ 2 𝐻𝑔(𝑙) + 2 𝑂2 (𝑔) 
 
 
A pirólise de carbonatos produz um óxido e libera CO2(g). Industrialmente, a pirólise mais 
importante é a do carbonato de cálcio, expressa pela equação: 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 (𝑠) 
 ∆ 
→ 2 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2 (𝑔) 
 
A pirólise de bicarbonatos produz um óxido e água, e libera, ainda, CO2(g). Dentre as reações 
dessetipo, a mais importante é a pirólise do bicarbonato de sódio, expressa pela equação: 
N𝑎𝐻𝐶𝑂3 (𝑠) 
 ∆ 
→ 𝑁𝑎2𝑂(𝑠) + 𝐻2𝐶𝑂3 (𝑔) → 𝑁𝑎2𝑂(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑣) + 2 𝐶𝑂2(𝑔) 
O bicarbonato de sódio é utilizado na fabricação de fermentos químicos, onde a liberação de 
gases na sua decomposição inflam a massa. 
 
Outro exemplo: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 17 
 
Fotólise: decomposição ocasionada pela luz. 
2 𝐴𝑔𝐵𝑟(𝑠) 
 𝜆 
→ 2 𝐴𝑔(𝑠) + 𝐵𝑟2 (𝑙) 
2 𝐻2𝑂2(𝑙) 
 𝜆 
→ 2 𝐻2𝑂 (𝑙) + 𝑂2 (𝑔) 
 
Eletrólise: decomposição ocasionada pela passagem de corrente elétrica. É um tipo de reação não 
espontânea que será extensivamente estudada no capítulo de Eletroquímica. 
2 𝐻2𝑂(𝑙) 
 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 
→ 2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) 
2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑓𝑢𝑛𝑑𝑖𝑑𝑜) 
 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 
→ 2 𝑁𝑎 (𝑙) + 𝐶𝑙2 (𝑔) 
2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) 
 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 
→ 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻2 (𝑔) + 𝐶𝑙2 (𝑔) 
 
 
(FUVEST SP/2017) 
No preparo de certas massas culinárias, como pães, é comum adicionar-se um fermento que, 
dependendo da receita, pode ser o químico, composto principalmente por hidrogenocarbonato de 
sódio (NaHCO3), ou o fermento biológico, formado por leveduras. Os fermentos adicionados, sob 
certas condições, são responsáveis pela produção de dióxido de carbono, o que auxilia a massa a 
crescer. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 18 
Para explicar a produção de dióxido de carbono, as seguintes afirmações foram feitas. 
 
I. Tanto o fermento químico quanto o biológico reagem com os carboidratos presentes na massa 
culinária, sendo o dióxido de carbono um dos produtos dessa reação. 
II. O hidrogenocarbonato de sódio, presente no fermento químico, pode se decompor com o 
aquecimento, ocorrendo a formação de carbonato de sódio (Na2CO3), água e dióxido de carbono. 
III. As leveduras, que formam o fermento biológico, metabolizam os carboidratos presentes na 
massa culinária, produzindo, entre outras substâncias, o dióxido de carbono. 
IV. Para que ambos os fermentos produzam dióxido de carbono, é necessário que a massa 
culinária seja aquecida a temperaturas altas (cerca de 200 ºC), alcançadas nos fornos domésticos e 
industriais. 
 
Dessas afirmações, as que explicam corretamente a produção de dióxido de carbono pela adição 
de fermento à massa culinária são, apenas, 
 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) III e IV. 
d) I, II e IV. 
e) I, III e IV. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Errada. Apenas o fermento biológico possui microrganismos capazes de consumir os 
carboidratos da massa e liberar o CO2. 
II. Certa. A decomposição térmica do sal é dada por: 
2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
∆
→𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑂2 
III. Certa. Como visto no comentário de I, as leveduras do fermento biológico metabolizam os 
carboidratos da massa promovendo a liberação do CO2. 
IV. Errada. Só o fermento químico precisa de temperatura elevada, já que é nele que acontece a 
termodecomposição do NaHCO3 para produção do CO2. 
Gabarito: B 
 
(Fac. Anhembi Morumbi SP/2014) 
O oxigênio foi descoberto por Priestley em 1722. A partir de 1775, Lavoisier estabeleceu suas 
propriedades, mostrou que existia no ar e na água, e indicou seu papel fundamental nas combustões 
e na respiração. Na natureza, o elemento químico oxigênio ocorre como uma mistura de 16O, 17O e 
18O. Na baixa atmosfera e à temperatura ambiente, o oxigênio está presente principalmente na 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 19 
forma de moléculas diatômicas (O2) que constituem um gás incolor, inodoro e insípido, essencial 
para os organismos vivos. São inúmeras as aplicações do oxigênio. Na medicina, o seu uso mais 
comum é na produção de ar enriquecido de O2. 
(http://tabela.oxigenio.com. Adaptado.) 
 
Para preparar oxigênio gasoso em elevado estado de pureza, usando uma reação de 
decomposição térmica, é correto utilizar como reagente de partida 
 
a) H3PO4. 
b) KClO3. 
c) CaCO3. 
d) Zn(OH)2. 
e) C6H12O6. 
 
Comentários: 
A decomposição de cada espécie representada nas alternativas é dada por: 
I. H3PO4: 
2𝐻3𝑃𝑂4
∆
→ 3𝐻2𝑂 + 𝑃2𝑂5 
II. KClO3: 
2𝐾𝐶𝑙𝑂3
∆
→ 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2 
III. CaCO3: 
𝐶𝑎𝐶𝑂3
∆
→𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2 
IV. Zn(OH)2: 
𝑍𝑛(𝑂𝐻)2
∆
→𝑍𝑛𝑂 + 𝐻2𝑂 
V. C6H12O6: 
𝐶6𝐻12𝑂6
∆
→3𝐶𝐻4 + 3𝐶𝑂2 
Portanto, apenas a decomposição do KClO3 produz o gás oxigênio 
Gabarito: B 
 
(PUC Camp SP/2011) 
Nossa dieta é bastante equilibrada em termos de proteínas, carboidratos e gorduras, mas deixa a 
desejar em micronutrientes e vitaminas. “O brasileiro consome 400 miligramas de cálcio por dia, 
quando a recomendação internacional é de 1 200 miligramas,”(...). É um problema cultural, mais do 
que socioeconômico, já que os mais abastados, das classes A e B, ingerem cerca da metade de cálcio 
que deveriam. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 20 
(Revista Pesquisa Fapesp, junho de 2010, p. 56) 
 
A glicose e a sacarose são carboidratos que, pela decomposição térmica total, produzem 
 
a) gás carbônico e água. 
b) monóxido de carbono e água. 
c) carbono e água. 
d) metano e água. 
e) carbono e os gases hidrogênio e oxigênio. 
 
Comentários: 
A glicose e a sacarose são compostas por carbono, hidrogênio e oxigênio, tendo as respectivas 
fórmulas: C6H12O6 e C12H22O11. Sendo assim, na decomposição térmica total, os átomos se separam, 
formando o carbono, o hidrogênio (sob a forma de gás) e o oxigênio sob a forma de gás também. 
Gabarito: E 
 
4. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU DE SIMPLES TROCA 
Nessas reações, uma substância simples reage com uma substância composta, formando uma 
nova substância simples e uma nova substância composta. Toda reação de deslocamento é também uma 
reação de oxirredução. Podem ser representadas pela equação geral: 
 
Exemplo: 
𝐶𝑢 (𝑠) + 2 𝐴𝑔𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) → 2 𝐴𝑔 (𝑠) + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 (𝑎𝑞) 
Espécie química que oxida: Cu(s) 
Espécie química que reduz: Ag+ (aq) 
 
ou 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 21 
Exemplo: 
𝐶𝑙2 (𝑔) + 2 𝑁𝑎𝐼(𝑠) → 𝐼2 (𝑠) + 2 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠) 
Espécie química que oxida: I- 
Espécie química que reduz: Cl2 (g) 
 
SÉRIE OU FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS 
Como vimos na aula sobre Propriedades Periódicas, quanto maior é a tendência do metal em 
perder elétrons, maior é a sua reatividade. Nas reações de oxirredução, os metais apresentam a tendência 
natural a perder elétrons, atuando, portanto, como redutores. Com base nessa tendência natural dos 
metais, os químicos criaram a seguinte fila de reatividade: 
 
Apesar de não ser um metal, o hidrogênio aparece nessa fila devido às reações de metais com 
ácidos e água, nas quais o metal desloca o hidrogênio do ácido. Nessa fila, o metal mais reativo, substância 
simples, desloca o cátion, espécie menos reativa, presente na substância composta. Veja os exemplos: 
 
Metais com sais 
𝐶𝑢(𝑠) + 2 𝐴𝑔𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) → 2 𝐴𝑔(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 (𝑎𝑞) 
A reação ocorre, pois o Cu é mais reativo que o Ag. 
𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) → 𝐶𝑢(𝑠) + 𝐹𝑒𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) 
A reação ocorre, pois o Fe é mais reativo que o Cu. 
𝐴𝑢(𝑠) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) → 𝑁ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒! 
A reação não ocorre pois o Au é menos reativo que a Ag. 
 
Metais com ácidos 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 22 
Nas reações de metais com ácidos, o hidrogênio é deslocado na forma de H2(g). Veja os exemplos: 
𝑍𝑛(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) +𝐻2 (𝑔) 
A reação ocorre, pois o Zn é mais reativo que o H. 
𝐹𝑒(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) + 𝐻2 (𝑔) 
A reação ocorre, pois o Fe é mais reativo que o H. 
 
[Modificado de “Químicana abordagem do cotidiano, V.1, 4. ed.”] 
 
2 𝐴𝑙(𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑎𝑞) + 3 𝐻2 (𝑔) 
A reação ocorre, pois o Al é mais reativo que o H. 
2 𝐴𝑙(𝑠) + 3 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 (𝑎𝑞) + 3 𝐻2 (𝑔) 
A reação ocorre, pois o Al é mais reativo que o H. 
𝐶𝑢(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒! 
A reação não ocorre pois o Cu é menos reativo que a H. 
𝐴𝑢(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒! 
A reação não ocorre pois o Au é menos reativo que a H. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 23 
 
[Modificado de “Química na abordagem do cotidiano, V.1, 4. ed.”] 
 
Metais com água 
Os metais mais reativos, como os metais alcalinos e alcalinoterrosos, conseguem deslocar o 
hidrogênio da água. Esses metais reagem rapidamente com a água, liberando grande quantidade de 
energia na forma de calor, formando uma base e liberando gás hidrogênio. O esquema geral dessas 
reações é o seguinte: 
 
Exemplos: 
𝑁𝑎(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) →
1
2
 𝐻2 (𝑔) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 
𝐵𝑎(𝑠) + 2 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑞) + 𝐻2 (𝑔) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 
Essas reações são perigosas porque o gás 
hidrogênio formado é muito inflamável e o calor 
liberado na reação provoca a sua combustão. Por isso, 
essa reação geralmente é acompanhada por uma 
pequena explosão. 
Os demais metais mais reativos que o hidrogênio 
também reagem com água, porém, essas reações só ocorrem através de aquecimento, originando um 
óxido do metal e gás hidrogênio. Exemplo: 
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 𝐻2 (𝑔) 
 
Explosão causada por um pedaço de sódio 
jogado em um recipiente com água.
[fonte: Manual do mundo]
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 24 
SÉRIE OU FILA DE REATIVIDADE DOS AMETAIS 
Quanto maior a tendência do ametal em ganhar elétrons, maior é a sua reatividade. Nas reações 
de oxirredução, os ametais apresentam a tendência natural a reduzir, a ganhar elétrons, atuando, 
portanto, como oxidantes (ou agentes oxidantes, isto é, aquele que leva outra espécie a oxidar). Com base 
na tendência a ganhar elétrons, os químicos criaram a seguinte fila de reatividade para os ametais: 
 
 
Seguindo a mesma lógica estudada para os metais, a espécie mais reativa desloca a espécie menos 
reativa, Nunca o contrário. Portanto, nessa fila, o ametal mais reativo, substância simples, desloca o ânion 
do menos reativo presente na substância composta. Veja os exemplos: 
𝐶𝑙2 (𝑔) + 2 𝑁𝑎𝐵𝑟 (𝑠) → 2 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐵𝑟2 (𝑙) 
A reação ocorre, pois o Cl é mais reativo que o Br. Observe: 
 
 [Fonte: Modificado de UNO Digital, Química M.6 - Algumas Reações Inorgânicas De Importância, 2009] 
 
𝐵𝑟2 (𝑙) + 𝑁𝑎2𝑆 (𝑠) → 2 𝑁𝑎𝐵𝑟 (𝑠) + 𝑆(𝑠) 
A reação ocorre, pois o Br é mais reativo que o I. 
 
𝐵𝑟2 (𝑠) + 2 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠) → 𝑁ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒‼ 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 25 
A reação não ocorre, pois o Br é menos reativo que o Cl. Observe: 
 
 [Fonte: Modificado de UNO Digital, Química M.6 - Algumas Reações Inorgânicas De Importância, 2009] 
 
 
(UEA AM/2017) 
Um dos métodos de produção de hidrogênio em laboratório é pela reação de ácidos com certos 
metais. Um metal que reage com ácido clorídrico produzindo esse gás é 
 
a) o zinco. 
b) a platina. 
c) o ouro. 
d) o cobre. 
e) a prata. 
 
Comentários: 
O metal para reagir com o ácido clorídrico e produzir o gás hidrogênio precisa deslocar o 
hidrogênio do HCl. Para tal feito, o metal deve ser mais reativo do que o hidrogênio. 
Os metais alcalinos e alcaniloterrosos são mais reativos do que os metais comuns que são mais 
reativos do que o hidrogênio que é mais reativo do que os metais nobres. 
Portanto, o zinco é um metal comum, mais reativo do que o hidrogênio e, dentre as opções, é o 
único. Haja vista que a platina, o ouro, o cobre e a prata são metais nobres, menos reativos do que 
o hidrogênio. 
Sendo assim, o único metal que reage com o HCl produzindo hidrogênio é o zinco: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 26 
𝑍𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2 
Gabarito: A 
 
(UDESC SC/2013) 
Analise a série de reatividade dos metais abaixo. 
 
 
 
Assinale a alternativa que contém a reação que irá ocorrer espontaneamente. 
 
a) Fe(s) + Ca(NO3)2(aq) → 
b) Ni(s) + 2 KCl(aq) → 
c) Mg(s) + CuSO4(aq) → 
d) 2Ag(s) + NiSO4(aq) → 
e) Cu(s) + ZnSO4(aq) → 
 
Comentários: 
Observando cada uma das reações e comparando as reatividades das espécies metálicas 
envolvidas, temos: 
a) Ferro é menos reativo que o cálcio, portanto a reação Fe(s) + Ca(NO3)2(aq) não acontece. 
b) Niquel é menos reativo que o potássio, portanto a reação Ni(s) + 2 KCl(aq) não acontece. 
c) O magnésio, um metal alcalinoterroso, é mais reativo que o cobre, um metal nobre, portanto 
a reação acontecerá da seguinte maneira: 
Mg(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + MgSO4(aq) 
d) Prata, um metal nobre (inerte) é menos reativo que o níquel, portanto a reação 2Ag(s) + 
NiSO4(aq) não acontece. 
e) Cobre, um metal nobre (inerte) é menos reativo que o zinco, portanto a reação Cu(s) + 
ZnSO4(aq) não acontece. 
Gabarito: C 
 
(FATEC SP/2010) 
Considere as seguintes misturas que resultam em transformações químicas: 
 
I. bicarbonato de sódio e vinagre; 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 27 
II. ácido clorídrico e hidróxido de sódio; 
III. zinco em pó e ácido clorídrico; 
IV. gás carbônico e água de cal (solução aquosa saturada de hidróxido de cálcio). 
 
Dentre essas transformações, as duas que são evidenciadas pela evolução de gás são 
 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) I e IV. 
d) II e III. 
e) III e IV. 
 
Comentários: 
Observe as reações: 
I. bicarbonato de sódio e vinagre: 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 (𝑠) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−𝑁𝑎 (𝑎𝑞)
+ + 𝐻2𝐶𝑂3 (𝑎𝑞) → 
→ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−𝑁𝑎 (𝑎𝑞)
+ + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐶𝑂2 (𝑔) 
II. ácido clorídrico e hidróxido de sódio; 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
III. zinco em pó e ácido clorídrico; 
𝑍𝑛(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) +𝐻2 (𝑔) 
IV. gás carbônico e água de cal (solução aquosa saturada de hidróxido de cálcio). 
𝐶𝑂2 (𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐶𝑎𝑂(𝑠) → 𝐻2𝐶𝑂3 (𝑎𝑞) + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑞) → 
𝐻2𝐶𝑂3 (𝑎𝑞) + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑞) → 𝐶𝑎𝐶𝑂3 (𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
Gabarito: B 
 
(UTF PR/2009) 
O alumínio se dissolve em ácido clorídrico aquoso, mas não em ácido nítrico. O ácido nítrico é um 
poderoso oxidante e fonte de oxigênio, de modo que oxida rapidamente a superfície do alumínio, 
formando uma película que protege o metal contra ataque ácido. A proteção é tão eficiente que o 
ácido nítrico pode ser transportado em veículos com tanque de alumínio. 
Indique a alternativa que apresenta a equação equilibrada do alumínio com ácido clorídrico. 
 
a) 3 HCl(aq) + Al(s) → AlCl3(aq) + H2O(l) 
b) 3 HCl(aq) + Al(s) → AlCl3(aq) + 3 H2(g) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 28 
c) 6 HCl(aq) + 2 Al(s) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) 
d) 6 HCl(aq) + 2 Al(s) → 2 AlCl3(aq) + H2O(l) 
e) 6 HCl(aq) + Al2O3(s) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2O(l) 
 
Comentário: 
A reação correta será: 
6 HCl(aq) + 2 Al(s) → Al+3(aq) + Al+3(aq) + 6 Cl-(aq) + 6 H → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) 
Gabarito: C 
 
(FUVEST SP/2009) 
Em três balanças aferidas, A, B e C, foram colocados três béqueres de mesma massa, um em cada 
balança. Nos três béqueres, foram colocados volumes iguais da mesma solução aquosa de ácido 
sulfúrico. Foram separadas três amostras, de massas idênticas, dos metais magnésio, ouro e zinco, 
tal que, havendo reação com o ácido, o metal fosse o reagente limitante.Em cada um dos béqueres, 
foi colocada uma dessas amostras, ficando cada béquer com um metal diferente. Depois de algum 
tempo, não se observando mais nenhuma transformação nos béqueres, foram feitas as leituras de 
massa nas balanças, obtendo-se os seguintes resultados finais: 
balança A: 327,92 g 
balança B: 327,61 g 
balança C: 327,10 g 
As massas lidas nas balanças permitem concluir que os metais magnésio, ouro e zinco foram 
colocados, respectivamente, nos béqueres das balanças 
 
 
a) A, B e C 
b) A, C e B 
c) B, A e C 
d) B, C e A 
e) C, A e B 
 
Comentários 
A reação de um metal com ácido procede de forma geral como: 
Metal (s) + ácido (l) → sal(s) + hidrogênio (g) 
65,4Zn
197,0Au
24,3M g
mol g
molar massa
metal
:Dados
1−
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 29 
Quanto maior o número de partículas de metal reagindo, maior a quantidade de gás hidrogênio 
liberado e, consequentemente, menor a massa restante no frasco aberto. O metal que apresenta a 
maior massa molar, possui menor quantidade de partículas, para uma mesma massa. 
A balança C teve maior desprendimento de gás hidrogênio, portanto maior variação na massa 
contido no béquer. A utilização de um metal que apresente maior quantidade de partículas justifica 
essa alteração na massa, portanto, esse metal é o magnésio. Ao passo que, na balança A foi utilizado 
ouro. 
Balança A → ouro 
Balança B → zinco 
Balança C → magnésio 
Gabarito: E 
 
 
5. REAÇÕES DE DUPLA TROCA 
Nas reações de simples troca, apenas uma espécie química é deslocada. Já nas reações de dupla 
troca, duas espécies químicas são deslocadas. As reações de dupla troca obedecem ao seguinte esquema 
geral: 
 
As espécies químicas A e C são cátions distintos e B e D são ânions distintos. Os reagentes podem 
ser um sal e um ácido, um sal e uma base, um ácido e uma base ou dois sais. 
Porém, não pense você que basta misturar duas substâncias compostas que a reação, 
necessariamente, acontecerá. Claro que não. Para que ocorra uma reação de dupla troca é necessário 
observar algumas condições, que são elas: 
 
Algumas reações de dupla troca podem obedecer a mais de uma condição. 
Lembrando, também, que a maioria dos exemplos e dos exercícios de dupla troca envolverá os 
seguintes tipos de reações: 
Formação de um 
produto insolúvel 
(precipitado sólido)
Formação de um 
produto volátil 
(liberação de gás)
Formação de um 
produto menos 
ionizado (eletrólito 
mais fraco)
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 30 
 
 
 
 
Então vamos aos exemplos: 
 
FORMAÇÃO DE PRODUTO INSOLÚVEL 
Uma reação de dupla troca pode ocorrer se pelo menos um dos produtos formados for insolúvel 
em água. Para determinar se um composto é solúvel em água ou não, consulte a tabela de solubilidade 
mostrada a seguir: 
 
Para usar a tabela, junte o cátion de um reagente com o ânion do outro reagente e vice-versa. 
Dessa forma, você irá prever os possíveis produtos da reação. Em seguida, consulte a tabela para descobrir 
a solubilidade dos possíveis produtos. Seguindo o raciocínio de troca de pares de íons, vejamos alguns 
exemplos: 
Ácido 1 Base 1 Sal 2 Água
Ácido 1 Sal 1 Ácido 2 Sal 2
Base 1 Sal 1 Base 2 Sal 2
Sal 1 Sal 2 Sal 3 Sal 4
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 31 
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) ↓ + 𝑁𝑎𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) 
Ou, simplificadamente, 
𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) 
Na reação simplificada, opta-se em suprimir os íons nitrato (NO3-), chamados de íons espectadores. 
Vejamos mais alguns exemplos: 
𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) → 𝐴𝑔𝑂𝐻(𝑠) ↓ + 𝐾𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) 
3 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3 (𝑎𝑞) → 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 (𝑠) ↓ + 3 𝑁𝑎𝑁𝑂3 (𝑎𝑞) 
3 𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑠) + 2 𝐻3𝑃𝑂4 (𝑎𝑞) → 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 (𝑠) ↓ + 6 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) 
 
Veja mais alguns exemplos de duplas trocas com precipitação: 
 
 
 [Modificado de “Química na abordagem do cotidiano, V.1, 4. ed.”] 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 32 
FORMAÇÃO DE PRODUTO VOLÁTIL 
Reações de dupla troca podem ocorrer quando, pelo menos, um dos produtos formados for volátil. 
Os principais produtos voláteis formados são, por exemplo, os hidrácidos: HCl, HBr, HI, HCN, H2S, HF; e, 
também, alguns compostos instáveis como: H2CO3, H2SO3 e NH4OH, que se decompõem, na verdade, em 
H2O e CO2, H2O e SO2 e H2O e NH3, respectivamente. 
Vamos a alguns exemplos: 
2 𝐾𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) → 2 𝐻𝐶𝑁(𝑔) ↑ + 𝐾2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) 
2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) → 2 𝐻𝐶𝑙(𝑔) ↑ + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) → < 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) > + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3 (𝑔) ↑ +𝐻2𝑂(𝑙) 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 (𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → < 𝐻2𝐶𝑂3 (𝑎𝑞) > + 𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2 (𝑔) ↑ +𝐻2𝑂(𝑙) 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 (𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → < 𝐻2𝐶𝑂3 (𝑎𝑞) > + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2 (𝑔) ↑ +𝐻2𝑂(𝑙) 
𝐾2𝑆𝑂3 (𝑎𝑞) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → < 𝐻2𝑆𝑂3 (𝑎𝑞) > + 2 𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 2 𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑆𝑂2 (𝑔) ↑ +𝐻2𝑂(𝑙) 
 
FORMAÇÃO DE PRODUTO MENOS IONIZADO 
Reações de dupla troca pode ocorrer quando, pelo menos, um dos produtos formados for um 
eletrólito mais fraco (menos ionizado) que os reagentes, ou um composto molecular. Por exemplo, ao 
colocarmos em contato duas soluções aquosas formadas por nitrito de potássio e ácido sulfúrico, 
seguindo o raciocínio de troca de pares de íons, teremos: 
𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) + 2 𝐾𝑁𝑂2 (𝑎𝑞) → 𝐾2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) + 𝐻𝑁𝑂2 (𝑎𝑞) 
Essa reação ocorre devido à formação de HNO2(aq), que é um ácido mais fraco que o ácido sulfúrico, 
presente nos reagentes. No caso de formação de um composto molecular, as reações de dupla troca mais 
comuns são as reações de neutralização, nas quais o produto molecular e a água. Reveja os exemplos da 
aula passada e repare que os cátions e ânions dos sais formados são íons espectadores e permanecem na 
forma aquosa após a reação: 
HC (aq)+ NaOH (aq) → NaC (aq)+ H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O () 
H2SO4 (aq) + 2 NH4OH(aq) → (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O () 
2 H2SO4(aq) + 1 A(OH)3(aq) + KOH(aq) → KA(SO4)2(aq) + 4 H2O () 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 33 
H3PO4(aq) + NaOH(aq) + 2 KOH(aq) → NaK2PO4(aq) + 3 H2O () 
HC (aq) + HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCBr(aq) + 2 H2O () 
2 HC (aq) + HNO3(aq) + Bi(OH)3(aq) → BiC2NO3(aq) + 3 H2O () 
1 H2S (aq) + 1 CuOH (aq) → CuHS (aq) + 1 H2O () 
1 H2CO3(aq) + 1 NaOH(aq) → NaHCO3(aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4(aq) + 1 KOH(aq) → KH2PO4(aq) + 1 H2O () 
1 H4SiO4(aq) + 2 CuOH(aq) → Cu2H2SiO4(aq) + 2 H2O () 
1 HCN(aq) + 1 A (OH)3(aq) → A(OH)2CN(aq) + 1 H2O () 
2 HNO3(aq) + 1 Cr(OH)3(aq) → Cr(OH)(NO3)2(aq) + 2 H2O () 
1 H2SO4 (aq) + 1 NH4OH (aq) → NH4HSO4 (aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → CaHPO4 (aq) + 2 H2O () 
1 HNO3 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → Ca(OH)NO3 (aq) + 1 H2O () 
 
 
(ENEM/2020) 
A presença de substâncias ricas em enxofre, como a pirita (FeS2), em áreas de mineração, provoca 
um dos mais preocupantes impactos causados pela exploração dos recursos naturais da crosta 
terrestre. Em contato com o oxigênio atmosférico, o sulfeto sofre oxidação em diversas etapas até 
formar uma solução aquosa conhecida como drenagem ácida de minas, de acordo com a equação 
química descrita. 
 
4 FeS2 (s) + 15 O2 (g) + 2 H2O (l) 2 Fe2(SO4)3 (aq) + 2 H2SO4 (aq) 
 
Um dos processos de intervenção nesse problema envolve a reação do resíduo ácido com uma 
substância básica, de baixa solubilidade em meio aquoso, e sem a geração de subprodutos danosos 
ao meio ambiente. 
FIGUEIREDO, B. R. Minériose ambientes. Campinas: Unicamp, 2000. 
→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 34 
 
Esse processo de intervenção é representado pela equação química: 
 
a) Ca (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + H2 (g). 
b) CaO (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (aq) + H2O (l). 
c) CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (aq) + H2O (l) + CO2 (g). 
d) CaSO4 (s) + H2SO4 (aq) Ca2+ (aq) + 2 H+ (aq) + 2 SO42– (aq). 
e) Ca(HCO3)2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + 2 H2O (l) + 2 CO2 (g). 
 
Comentários: 
O processo procurado é uma reação entre uma substância de característica básica insolúvel com 
uma de característica ácida, que não gere produtos danosos ao meio ambiente. Portanto, 
analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A água não é uma substância ácida. 
b) Certa. O CaO é um óxido básico pouco solúvel em água que reage com um ácido, formando um 
sal e água. Nota-se que não há formação de CO2 (danoso ao meio ambiente). 
c) Errada. Há a formação de CO2, que é o principal vilão do efeito estufa. 
d) Errada. O sulfato de cálcio é um sal de caráter neutro, já que ele vem de uma base forte e de 
um ácido forte. 
e) Errada. O CO2, subproduto danoso ao meio ambiente, é formado na reação. 
Gabarito: B 
 
(FATEC SP/2019) 
Uma das substâncias que pode neutralizar o ácido fosfórico é o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2. 
A equação química balanceada que representa a reação de neutralização total que ocorre entre 
essas substâncias é 
 
a) H3PO4 (aq) + Mg(OH)2 (s) MgPO4 (s) + H2O (l). 
b) 2 H3PO4 (aq) + 3 Mg(OH)2 (s) Mg3(PO4)2 (s) + 6 H2O (l). 
c) 3 H3PO3 (aq) + 2 Mg(OH)2 (s) Mg2(PO3)3 (s) + 6 H2O (l). 
d) 2 H3PO3 (aq) + 3 Mg(OH)2 (s) Mg3(PO3)2 (s) + 6 H2O (l). 
e) H3PO3 (aq) + Mg(OH)2 (s) MgPO3 (s) + H2O (l). 
 
Comentários: 
O ácido fosfórico, H3PO4, é neutralizado pelo hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, da seguinte 
maneira: 
→
→
→
→
→
→
→
→
→
→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 35 
2𝐻3𝑃𝑂4 + 3𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 → 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2 + 6𝐻2𝑂 
Gabarito: B 
 
(Mackenzie SP/2019) 
As reações entre ácidos e bases produzem sal e água e são classificadas como reações de 
neutralização, que pode ser parcial ou total. Abaixo estão representadas três equações incompletas 
entre um ácido e uma base. 
 
I. H3PO4 + KOH 
II. HNO3 + Ca(OH)2 
III. H2SO4 + NaOH 
 
Sendo assim, as fórmulas químicas dos sais obtidos, sob condições ideais de reação, a partir da 
neutralização entre iguais quantidades em mols de cada uma das espécies representadas nas 
equações acima, são, respectivamente, 
 
a) K2HPO4 ; Ca(OH)NO3 ; NaHSO4 
b) KHPO4 ; CaHNO3 ; Na(OH)SO4 
c) KH2PO4 ; Ca(OH)NO3 ; NaHSO4 
d) K3PO4 ; Ca(NO3)2 ; Na2SO4 
e) KH2PO3 ; Ca(OH)NO3 ; NaHSO4 
 
Comentários: 
Analisando os produtos de cada reação, tem-se: 
I. 
𝐻3𝑃𝑂4 + 3𝐾𝑂𝐻 → 𝐾3𝑃𝑂4 + 3𝐻2𝑂 
O sal formado é o K3PO4 
II. 
2𝐻𝑁𝑂3 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑎(𝑁𝑂3)2 + 2𝐻2𝑂 
O sal formado é o Ca(NO3)2 
III. 
𝐻2𝑆𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 2𝐻2𝑂 
O sal formado é o Na2SO4 
 
Gabarito: C 
 
→
→
→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 36 
(UERJ/2019) 
No tratamento dos sintomas da acidez estomacal, emprega-se o hidróxido de alumínio, que 
neutraliza o excesso do ácido clorídrico produzido no estômago. 
Na neutralização total, a quantidade de mols de ácido clorídrico que reage com um mol de 
hidróxido de alumínio para formação do sal neutro corresponde a: 
 
a) 2 
b) 3 
c) 4 
d) 6 
 
Comentários: 
A reação do hidróxido de alumínio, Al(OH)3, com o ácido clorídrico é dada por: 
𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 3𝐻𝐶𝑙 → 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 3𝐻2𝑂 
Portanto, 1 mol de hidróxido reage com 3 mols de ácido clorídrico. 
Gabarito: B 
 
(UNESP SP/2018) 
O quadro fornece indicações sobre a solubilidade de alguns compostos iônicos inorgânicos em 
água a 20 ºC. 
 
 
 
Em um laboratório, uma solução aquosa obtida a partir da reação de uma liga metálica com ácido 
nítrico contém nitrato de cobre(II) e nitrato de prata. Dessa solução, pretende-se remover, por 
precipitação, íons de prata e íons de cobre(II), separadamente. Para tanto, pode-se adicionar à 
mistura uma solução aquosa de 
 
a) nitrato de sódio e filtrar a mistura resultante. 
b) cloreto de sódio, filtrar a mistura resultante e, ao filtrado, adicionar uma solução aquosa de 
hidróxido de sódio. 
c) hidróxido de sódio, filtrar a mistura resultante e, ao filtrado, adicionar uma solução aquosa de 
cloreto de sódio. 
d) hidróxido de sódio e filtrar a mistura resultante. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 37 
e) cloreto de sódio e filtrar a mistura resultante. 
 
Comentários 
Para remover os íons prata, é conveniente adicionar uma solução de cloreto de sódio. 
𝐴𝑔+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) 
O precipitado pode ser removido por filtração. A seguir, o filtrado por passar por uma solução 
aquosa de hidróxido de sódio. 
𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 2 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) → 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(𝑠) 
Com isso, observa-se a precipitação de hidróxido de cobre. 
Gabarito: B 
 
(UFJF MG/2017) 
“Um caminhão ...., com 17,6 metros cúbicos de ácido sulfúrico colidiu com outro caminhão,...., 
provocando o vazamento de todo o ácido. O produto percorreu o sistema de drenagem e atingiu o 
córrego Piçarrão. O ácido ficou contido em uma pequena parte do córrego,..., o que possibilitou aos 
técnicos a neutralização do produto.” 
Fonte: http://www.cetesb.sp.gov.br/noticentro/2008/05/30_vazamento.pdf. 
Acesso em 26/Out/2016. 
 
Para minimizar os problemas ambientais causados pelo acidente descrito acima, indique qual dos 
sais abaixo pode ser utilizado para neutralizar o ácido sulfúrico: 
 
a) Cloreto de sódio. 
b) Cloreto de amônio. 
c) Carbonato de cálcio. 
d) Sulfato de magnésio. 
e) Brometo de potássio. 
 
Comentários: 
Haverá a necessidade do sal a ser utilizado apresentar caráter básico, para que isso aconteça, o 
sal formado deve ser produto de uma base forte e uma ácido fraco, assim, teremos: 
a) Errada 
 
b) Errada 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 38 
 
c) Certa 
 
d) Errada 
 
e) Errada 
 
Gabarito: C 
 
 
6. REAÇÕES DE COMBUSTÃO 
A grande maioria dos compostos, principalmente orgânicos, pode sofrer combustão, que é uma 
reação rápida em cadeia entre uma substância, denominada combustível, com o oxigênio, denominado 
comburente. 
De modo geral, as reações de combustão, também chamadas de queimas, são processos 
energéticos e exotérmicos (liberam calor) com o gás oxigênio encontrado no ar atmosférico 
 
 
Toda combustão é uma reação de oxirredução (assunto da Aula 07), na qual o combustível é 
oxidado (nox aumenta) e o comburente é reduzido (nox diminui). 
Uma reação de combustão pode ser completa ou incompleta (parcial), dependendo da proporção 
estequiométrica que existe entre o combustível e o comburente. 
Na combustão completa, o elemento químico do combustível que sofre oxidação deve atingir o 
seu número máximo de oxidação, que no caso do carbono é +4. A combustão completa dos 
hidrocarbonetos e de compostos que contêm átomos de oxigênio, além de carbonos e hidrogênio, produz 
CO2 e H2O. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 39 
Observe: 
 
 
Na combustão incompleta, o combustível não é oxidado para o seu número máximo de oxidação, 
formando, no caso do carbono, compostos com nox +2 e zero. A combustão incompleta de um composto 
orgânico pode produzir CO ou apenas fuligem, que é representada por C(s). A combustão incompleta é 
ocasionada por deficiência de oxigênio na reação. Veja as três possíveis combustões que podem ocorrer 
com o metano: 
𝐶𝐻4 (𝑔) + 𝟐 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔) + 2𝐻2𝑂 (𝑣) Combustão completa 
𝐶𝐻4 (𝑔) +
𝟑
𝟐
 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂 (𝑔) + 2𝐻2𝑂 (𝑣) Combustão incompleta 
𝐶𝐻4 (𝑔) + 𝟏 𝑂2 (𝑔) → 𝐶 (𝑠) + 2𝐻2𝑂 (𝑣) Combustãoincompleta 
 
 
A fuligem produzida na queima do gás metano com insuficiência de oxigênio, é denominada 
negro de fumo. Esse pó é utilizado na purificação de certos produtos e na fabricação de pneus, 
tintas, graxas de sapatos, eletrodos de carbono etc. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 40 
 
Fonte: (a) https://asjksa.com/our-services/chemicals/carbon-black/ 
(b) https://www.noticiasaominuto.com/mundo/53575/ 
fumo-negro-%C3%A0-vista-no-vaticano, visto em 10/02/2022 
 
 
As reações de ustulação são reações químicas que ocorrem quando uma substância é aquecida 
em altas temperaturas em presença de oxigênio. O processo de ustulação é geralmente usado para 
converter minérios metálicos em óxidos, que podem ser posteriormente reduzidos para produzir 
metais puros. 
Durante a ustulação, a substância é exposta a altas temperaturas, geralmente acima de 500°C. 
As reações podem incluir a conversão de sulfeto em óxidos, a decomposição de carbonatos em 
óxidos e dióxido de carbono, a redução de óxidos metálicos por meio de gases redutores, entre 
outras. 
Durante a ustulação, onde o oxigênio do ar (atmosfera oxidante) reage com a substância para 
produzir óxidos. 
Algumas das reações de ustulação mais comuns incluem: 
1. Ustulação de minério de ferro para produzir óxido de ferro (III): 
𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 → 2 𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 𝑂2(𝑔) 
 
2. Ustulação de sulfeto de zinco para produzir óxido de zinco e dióxido de enxofre: 
2 𝑍𝑛𝑆(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝑆𝑂2(𝑔) 
 
3. Ustulação de sulfeto de cobre (I) para produzir óxido de cobre (II) e dióxido de enxofre: 
2 𝐶𝑢2𝑆(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑢2𝑂(𝑠) + 2𝑆𝑂2(𝑔) 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 41 
4. Ustulação de carbonato de chumbo para produzir óxido de chumbo e dióxido de carbono: 
𝑃𝑏𝐶𝑂3(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 → 𝑃𝑏𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
 
5. Ustulação de pirita (sulfeto de ferro) para produzir óxido de ferro (III) e dióxido de enxofre: 
𝐹𝑒𝑆2(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 2𝑆𝑂2(𝑔) 
 
Essas reações de ustulação são frequentemente usadas para extrair metais de seus minérios ou 
para produzir compostos inorgânicos específicos, incluindo ferro, cobre, chumbo, zinco e níquel, 
bem como em processos de purificação de minerais e na produção de cerâmicas e vidros, resultando 
em um produto mais puro e de maior valor. 
 
 
 
 
O monóxido de carbono é um gás incolor e inodoro que geralmente não provoca irritação. É 
produzido pela combustão incompleta de matéria orgânica. A maior parte dos casos de intoxicação 
tem origem na inalação do monóxido de carbono produzido na combustão de veículos a motor, 
aquecedores ou equipamento de cozinha alimentados a combustíveis fósseis. 
Quando inalado e difundido para os vasos sanguíneos, o monóxido de carbono combina com a 
hemoglobina formando carboxihemoglobina, com muito mais afinidade do que o oxigênio (200 a 
240 vezes superior), diminuindo a quantidade de hemoglobina disponível para o transporte de 
oxigênio. 
A exposição a doses relativamente elevadas em pessoas saudáveis pode provocar problemas de 
visão, redução da capacidade de trabalho, redução da destreza manual, diminuição da capacidade 
de aprendizagem, dificuldade na resolução de tarefas e até mesmo levar a morte. 
A LD50 (dose letal capaz de matar 50% de uma população teste) do monóxido de carbono: 
 
A quantidade média de monóxido de carbono no ar atmosférico é de 0,1 ppm. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 42 
 
 
7. REAÇÕES DE ÓXIDOS 
ÓXIDO BÁSICO 
Quando são dissolvidos em água, os óxidos básicos se comportam como bases de Arrhenius, pois 
reagem com a água formando uma base e liberando ânion OH–. 
 
Exemplos: 
Na2O (s) + H2O () → 2 NaOH (aq) 
CaO (s) + H2O () → Ca(OH)2 (aq) 
MgO (s) + H2O () → Mg(OH)2 (aq) 
 
Os óxidos básicos reagem com soluções ácidas formando sais e água. 
 
Exemplos: 
Na2O (aq) + 2 HC () → 2 NaC (aq) + H2O () 
CaO (aq) + H2SO4 () → CaSO4 (aq) + H2O () 
MgO (aq) + H2CO3 () → MgCO3 (aq) + H2O () 
 
 
O que ocorre em uma reação entre um óxido básico e um ácido: 
Reação: Na2O (aq) + 2 HC () → 2 NaC (aq) + H2O () 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 43 
Dissociação do óxido: Na2O (aq) → Na+ (aq) + Na+ (aq) + O-2 (aq) 
Ionização do ácido: 2 HC () → H+(aq) + H+(aq) + C-(aq) + C- (aq) 
 
 
ÓXIDO ÁCIDO OU ANIDRIDOS 
Quando dissolvidos em água, os óxidos ácidos se comportam como ácidos de Arrhenius, pois 
reagem com a água, formando um ácido e liberando cátions H+. 
 
Exemplos: 
CO2 (g) + H2O () → H2CO3 (aq) 
SO2 (g) + H2O () → H2SO3 (aq) 
SO3 (g) + H2O () → H2SO4 (aq) 
 
Existem anidridos que formam mais de um ácido quando reagem com água. Por isso, são 
denominados anidridos duplos ou mistos. Os principais são: NO2 (anidrido nitroso-nítrico), Cl2O6 (anidrido 
clórico-perclórico) e o ClO2 (anidrido cloroso-clórico) 
2 NO2 (g) + H2O () → HNO3 (aq) + HNO2 (aq) 
2 CO2 (g) + H2O () → HCO2 (aq) + HCO3 (aq) 
C2O6(g) + H2O () → HCO3 (aq) + HCO4 (aq) 
 
Os óxidos ácidos reagem com soluções básicas formando sais e água. 
 
Exemplos: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 44 
CO2 (g) + 2 NaOH (aq) → Na2CO3 (aq) + H2O () 
SO3 (g) + Ca(OH)2 (aq) → CaSO4 (aq) + H2O () 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÓXIDOS ANFÓTEROS 
Os óxidos anfóteros são formados por metais ou semimetais que se comportam como óxido ácido 
e óxido básico. Na presença de soluções aquosas ácidas, eles se comportam como óxidos básicos. Já na 
presença de soluções aquosas básicas, os óxidos anfóteros comportam-se como óxidos ácidos. 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 45 
 
Os óxidos anfóteros importantes são: Al2O3 e ZnO. 
A2O3 (s) + 6 HBr (aq) → 2 ABr3 (aq) + 3 H2O () 
A2O3 (s) + 2 NaOH (aq) → 2 NaAO2 (aq) + H2O () 
 
ZnO (s) + 2 HBr (aq) → ZnBr2 (aq) + H2O () 
ZnO (s) + 2 NaOH (aq) → Na2ZnO2 (aq) + H2O () 
 
 
Os óxidos básicos são formados por elementos de alta eletropositividade e, os óxidos ácidos, por 
elementos de alta eletronegatividade. Os óxidos anfóteros são formados por elementos de 
eletronegatividade intermediária, localizados próximo a divisão diagonal que separa os metais dos 
ametais na tabela periódica. 
Outros exemplos de óxidos anfóteros são: PbO, PbO2, SnO, SnO2, As2O3, Sb2O3. 
 
 
ÓXIDO INERTE 
Os óxidos inertes, indiferentes ou neutros são óxidos moleculares que não possuem nem caráter 
ácido e nem básico. Os óxidos neutros não reagem com ácidos, bases ou água. Os óxidos inertes mais 
importantes são: N2O, NO e CO. 
 
ÓXIDOS DUPLOS, MISTO SOU SALINOS 
É todo óxido que apresenta a fórmula geral M3O4, em que M é um metal com Nox médio igual a 
+8/3. 
Esses óxidos comportam-se como se fossem formados por dois óxidos diferentes do mesmo 
elemento químico, e, ao serem aquecidos, liberam dois óxidos. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS 46 
Os óxidos mistos mais importantes são: 
Pb2O3 = PbO + PbO2 
Fe3O4 = FeO + Fe2O3 
Reagem como se fossem a mistura de dois óxidos: 
FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O 
Fe2O3 + 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3 H2O 
Fe3O4+ 4 H2SO4 → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4 H2O 
 
PERÓXIDOS 
Os peróxidos são aqueles óxidos que apresentam ligação covalente entre os oxigênios e, por isso, 
são representados por (– O – O – )2– ou O22-, podendo ser iônicos ou moleculares. 
 
Nomenclatura dos peróxidos: peróxido + nome do elemento: 
H2O2 
Peróxido de hidrogênio 
Na2O2 
Peróxido de sódio 
CaO2 
Peróxido de cálcio 
CH3OOCH3 
Peróxido de metila 
 
 
Exemplos: 
Na2O2 (s) + 2 H2O () → 2 NaOH (aq) + H2O2 
Na2O2 (s) + H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O2 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
AULA 09 – REAÇÕES INORGÂNICAS47 
 
MgO2 (s) + 2 H2O () → Mg(OH)2 (aq) + H2O2 
MgO2(s) + 2 HC (aq) → MgC 2 (aq) + H2O2 
 
K2O2 (s) + H2O () → KOH (aq) + H2O2 () 
K2O2 (s) + HNO3 (aq) → KNO3 (aq) + H2O2 () 
 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 
Iai, beleza? 
Chegamos ao final de mais uma aula. 
Espero que você tenha gostado e entendido o que foi falado. 
 
Agora daremos uma pausa da Química Geral e começaremos estudar um pouquinho de Química 
Orgânica, a partir da próxima aula. 
Não deixe de fazer suas revisões periódicas e de revisitar aquelas dúvidas antigas, isso é de 
extrema importância na construção do seu conhecimento. 
 
No mais, estou sempre aqui pra te atender naquilo que precisar. 
Um grande abraço e até a próxima!