RESUMO QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I

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HIDROGÊNIO: 
 Se comportando como uma forte base de Lewis (íon hidreto, H-), ou 
como um forte ácido de Lewis (íon H+, próton, melhor representado 
como H3O+ ) 
 As forças intermoleculares entre as moléculas de H2 são fracas, por isso 
apresenta baixos ponto de fusão e ebulição. A molécula de H2 tem 
energia de ligação alta. 
HIDRETOS (H-): 
 Hidretos moleculares: compostos formados quando o hidrogênio está 
ligado a elementos com eletronegatividade similar ou maior a dele 
(usualmente os elementos do bloco p). Nestes, a ligação é 
essencialmente covalente. Exemplos: CH4, NH3, H2O. 
 Hidretos iônicos: são formados com os elementos mais 
eletropositivos, e se apresentam como sólidos cristalinos não-voláteis. 
Exemplos: LiH, NaH, CaH2. 
 Hidretos metálicos: formados com vários elementos do grupo d e f. 
São não estequiométricos e se apresentam como sólidos condutores e 
de brilho metálico. Exemplo: PdH0.8, ZrH2. 
 
 Hidretos (carga -1) com metal formam hidróxidos e H2: 
NaH + H2O → H2(g) + NaOH 
 
 FeS(s) + 2HCl(aq) → H2S(g) + FeCl2(aq) 
H2S(g) + H2O (l) → HS-(aq) + H3O+(aq) 
HS- + H2O → S2- + H3O+ 
 
METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS (1A e 2ª) 
METAIS ACALINOS (Na, Li, K, Rb, Cs, Fr): 
 A maciez e o baixo ponto de fusão se devem ao fato de a ligação 
metálica nestes elementos ser fraca, pois cada átomo contribui com 
apenas 1 elétron na formação da banda. 
 Os metais alcalinos possuem as energias de ionização mais baixas que 
os outros. 
 Reagem violentamente com água, sendo oxidados formando o hidróxido 
do respectivo metal e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + 
H2(g) 
 Entre Li, Na e K o potássio é o mais reativo dos três na água, pois tem 
maior massa, e com isso a o aumento da blindagem do último elétron. 
Dessa forma, tem uma menor energia de ionização e é mais 
eletronegativo. 
 
 
 
METAIS ALCALINOS TERROSOS (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): 
 São mais duros e apresentam pontos de fusão mais altos, se 
comparados aos metais do grupo 1, o que indica um aumento na força 
da ligação metálica devido ao acréscimo de um elétron 
 São bons agentes redutores assim como o grupo 1ª 
 Energia de ionização destes elementos maior que as dos elementos do 
grupo 1 
 Os metais alcalinos terrosos reagem prontamente com ácidos para gerar 
gás hidrogênio: 
Mg(s) + 2H+ → Mg2+ + H2 
 No Nacl, o ponto de fusão é alto porque tem uma atração eletrostática 
que faz com que seja difícil romper essa rede cristalina, demandando 
assim de alta energia para quebrar essa ligação 
 Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s) 
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(s) 
 
 ÁGUA DURA: Mg2+ e Ca2+ (pode causar incrustação nas tubulações) 
- Com sabão: Não limpa porque possui o grupamento (R-CO2-) que é um 
agente complexante, logo complexa os metais da água dura e gera um 
precipitado. 
- Com detergente: Limpa pois possui o grupamento (R-SO3-) que não é 
um agente complexante. 
 
 AMÁLGAMA: Mistura de 2 metais sendo um deles o mercúrio 
Na-Na + H2O  Na+ + OH- + H2 
Hg-Na + H2O  Na+ + OH- + H2 
Ligação mais forte  Mais elétrons participando da ligação metálica 
Menos reativa  mais energia para romper 
 
GRUPO 3A (B, Al, Ga, In, Tl) 
 
BORO: 
 A hidrólise do bórax torna o pH alcalino: 
[B4O5(OH)4]2–(aq) + 5H2O(l) → 4H3BO3(aq) + 2OH–(aq) 
 A hidrólise do ácido bórico envolve duas moléculas de água: 
H3BO3(aq) + 2H2O(l) → [B(OH)4]–(aq) + H3O+(aq) 
 
 A acidez do H3BO3 se justifica pela formação de espécies poliméricas 
3H3BO3(aq) ⇌ [B3O3(OH)4]–(aq) + H3O+ + H2O 
 A acidez depende da concentração visto que o Boro tem orbital vazio 
 
ALUMÍNIO: 
 2Al(s) + 6H2O(l) → 2Al(OH)3(s) + 3H2(g) 
 2Al(OH)3(s) → Al2O3(s) + 3H2O(l) 
 
 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) 
 
 2Hg–Al(s) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + 2Hg(l) + 3H2(g) 
 
 [Al(OH2)6]3+(aq) + H2O → [Al(OH2)5OH]2+(aq) + H3O+(aq) 
 
 O Alumínio tem caráter anfótero: 
 
 
 Pode existir uma liga metálica entre Fe-Al por exemplo¿ Para formar 
uma liga metálica é preciso levar em consideração: ter camadas de 
valências diferentes, tamanhos e empacotamentos diferentes também. 
 
 
GRUPO IV (C, Si, Ge, Sn, Pb): 
 
CARBONO: 
 A estrutura da fibra de carbono é parecida com a do grafite, porém as 
fitas de carbono hexagonal são alinhadas paralelamente ao eixo da 
fibra, enquanto que no grafite a estrutura consiste de camadas 
bidimensionais de carbono (hexagonal) sobrepostas. As fortes ligações 
no plano dão a fibra de carbono uma alta resistência a tensão. 
a) H2O + CO2 
 H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3–(aq) + H3O+(aq) (pKa=6,35) 
HCO3-(aq) + H2O(l) ⇌ CO32–(aq) + H3O+(aq) (pKa=10,33) 
b) Na2CO3 + H2O 
 CO32–(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3-(aq)+ OH-(aq) 
HCO3-(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) + OH- 
 
 CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2CO3(aq) 
 H2CO3(aq) ⇌ CO2(g) + H2O(l) 
 Problema que acontece com as conchas: 
 Ca(OH)2(aq) + CO2(g) + H2O(l) ⇌ CaCO3(s) + 2H2O(l) 
 CaCO3(s) + H2CO3(aq) ⇌ Ca(HCO3)2(aq) 
SILÍCIO: 
 2SiO2 + 6Mg → Si + Mg2Si + 4MgO 
 
 Mg2Si(s) + 4HCl(aq) → SiH4(g) + 2MgCl2(aq) 
 
 Si + 3NaOH → Na2SiO3 ([SiO3]2– = metassilicato) + 3/2 H2 
 Si + 4NaOH → Na4SiO4 ([SiO4]4– = ortossilicato) + 2H2 
 O H2CO3 é mais ácido que o H2SiO3 porque no Carbono há maior 
razão carga-raio, sobreposição mais efetiva dos orbitais, maior 
polarização deixando a ligação mais fraca. O raio do Silício é maior que 
o raio do carbono, ou seja, a ligação não é tão polarizada fazendo assim 
que com a ligação O-H no silício seja mais forte. 
 O Sn tem ponto de fusão baixo, tem a ver com a camada de valência 
 
GRUPO 15 (N, P, As, Sb, Bi) 
NITROGÊNIO: 
 HNO2 é mais ácido do que o HNO3 porque o que diferencia os dois é a 
quantidade de oxigênios ligados, ou seja, o que diferencia é o estado de 
oxidação do oxigênio e, à medida que se tem mais oxigênios ligados, 
mais lenta é a reação, visto que por ter mais oxigênios, mais “coisas” 
terão de ser quebradas, logo HNO3 é mais lenta. 
 O óxido nitroso também conhecido como gás hilariante pode ser 
preparado pela decomposição térmica do nitrato de amônio. O óxido 
nitroso é um gás inerte e é muito utilizado como anestésico. 
 NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l) 
 A reação de decomposição do NH4NO3(s) procede pelos seguintes 
caminhos reacionais: 
NH4NO3 ⇌ NH3 + HNO3 
2HNO3 ⇌ NO2+ + H2O + NO3– 
NH3 + NO2+ → {H3NNO2}+ → NNO + H3O+ 
 O monóxido de nitrogênio (óxido nítrico) é preparado pela redução branda 
do ácido nítrico com cobre em meio ácido diluído (eq. 5), enquanto que o 
dióxido é preparado em meio ácido forte (eq. 6). 
3Cu(s) + 2NO3–(aq) + 8H+(aq) → 2NO(g) + Cu2+(aq) + 4H2O(l) (5) 
Cu(s) + 2HNO3(aq) + 2H+(aq) → 2NO2(g) + Cu2+(aq) + 2H2O(l) (6) 
 
 Reações importantes do óxido nitríco e dióxido de nitrogênio: 
* 2NO + O2 → 2NO2 
* 4NO + O2 + 2H2O → 4HNO2 
* 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 
* 2NO2(aq) + OH–(aq) → NO2–(aq) + NO3–(aq) + H2O(l) 
 A água régia é uma mistura de ácido nítrico com ácido clorídrico, essa 
solução possui cor amarela devido à presença de produtos de 
decomposição voláteis. 
HNO3(aq) + 3HCl(aq) → NOCl(g) + Cl2(g) + 2H2O(l) 
 A amônia hidrolisa conforme o equilíbrio químico descrito na equação 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq) 
 O nitrogênio pode ser obtido em laboratório através de vários métodos, 
como pela decomposição do nitrito de amônio. 
NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) → NH4NO2(aq) + NaCl(aq) 
NH4NO2(aq) → N2(g) + 2H2O(l) 
 O nitreto de magnésio é iônico e o íon N3- é uma base forte que reagente 
fortemente com água. 
Mg3N2(s) + 6H2O(l) → 2NH3(g)+ 3Mg(OH)2(s) 
FÓSFORO: 
 O fósforo branco (P4) é mais reativo porque o fósforo vermelho (P) é só 
um polímero 
 A combustão do fósforo vermelho também leva a formação do P4O10. 
4P(s) + 5O2(g) → P4O10(g) 
 O denso gás formado reage facilmente com água para formar o ácido 
fosfórico 
P4O10(g) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq) 
H3PO4(aq) + H2O(l) → H2PO4–(aq) + H3O+(aq) pKa = 2,16 
 Os fosfatos de cálcio (Ca3(PO4)2 entre outros) apresentam diversas 
aplicações e também são constituintes de diversos organismos vivos, 
como por exemplo participando da formação de ossos e dentes como no 
caso da hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH). 
2HPO4–(aq) + 3Ca2+(aq) → Ca3(PO4)2(s) + 2H+(aq) 
 
BISMUTO: 
 O íon Bi3+ é fortemente ácido cuja hidrólise forma o íon BiO 
6Bi3+(aq) + 12H2O(l) ⇌ [Bi6O4(OH)4]6–(aq) + 4H3O+(aq)