Química

Inorgânica

Reações Químicas

Prof. Mário Sérgio Rodrigues revisão 1

Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

REAÇÕES QUÍMICAS

Uma reação química é uma alteração química onde a matéria (um reagente ou reagentes) se converte
em uma nova substância ou substâncias (um produto ou produtos). Algumas reações ocorrem somente
sob determinadas circunstancias (ex., fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade). Algumas
reações são acompanhadas de indicações externas (ex., mudança de cor, desprendimento de gás, calor
ou luz).

Reações de síntese, adição ou combinação

As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam formando uma única substância.
Representando genericamente os reagentes por A e B, uma reação de síntese pode ser escrita como:

Fórmula Geral
A + B
AB
Exemplos:
Fe + S
FeS
2 H2 + O2
2 H2O
H2O + CO2
H2CO3
NH3 + H2O
NH4OH

Pode–se perceber nos exemplos que os reagentes não precisam ser necessariamente substâncias simples
(Fe, S, H2, O2, etc.), podendo também ser substâncias compostas (CO2, H2O, etc.).

Reações de análise ou decomposição

As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um único reagente
dá origem a vários produtos mais simples que ele. A reação de decomposição ou de análise (pois através
dela podem ser estudados os elementos químicos que dão origem à substância decomposta) é um dos
tipos de reações químicas na qual determinado composto, por ação espontânea se instável e não
espontânea se estável, ao se desfragmentar quimicamente, dá origem a pelo menos dois produtos
diferentes. Como exemplifica a reação genérica a seguir:

Fórmula Geral

AB
A + B
Exemplos:
2H2O
2 H2 + O2
(NH4)2CrO7(s)
N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(v).

2 NaCl
2 Na + Cl2. O cloreto de sódio pode ser decomposto em sódio sólido e cloro gasoso, como o
NaCl é extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os
átomos de cada molécula sejam separados.

-2-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

2H2O2
2H2O + O2. Quando o composto é instável, ou seja, pouco resistente a condições agressoras:
altas temperaturas, baixas ou altas pressões e agitação, a reação de decomposição é espontânea, como
ocorre na reação de análise da água oxigenada (peróxido de hidrogênio).
Os peróxidos e superóxidos são substâncias instáveis, tendendo a formar apenas óxidos, a reação de
decomposição é altamente espontânea, se deixarmos um frasco de água oxigenada exposta ao ambiente
sob luz solar, haverá liberação do gás oxigênio para a atmosfera e, após um intervalo de tempo, haverá
apenas “água normal” no frasco.

Reversibilidade das reações químicas

Os exemplos podem sugerir que qualquer reação de síntese pode ser invertida através de uma reação de
análise. Isso não é verdade. Algumas reações podem ser reversíveis, como podemos notar na reação de
formação da água:
2 H2 + O2
2 H2O  2 H2O
2 H2 + O2
Entretanto, isso não é uma regra.

Nas reações de análise é comum a formação de gás e sua liberação após a decomposição. Esse fato nesse
tipo de reação, é atribuído a sua formação por afinidade eletrônica e os elementos que constituem
substâncias gasosas são altamente eletronegativos, ligando-se aos mais eletropositivos que tendem a
formar substâncias sólidas, após a decomposição do composto primário, os átomos mais simples são
liberados voltando ao estado de origem.

Existem vários métodos para a quebra de moléculas maiores em substâncias elementares, dentre os mais
comuns estão a: pirólise: quebra por alta temperatura; eletrólise: quebra por corrente elétrica e fotólise:
quebra por radiação luminosa.
Exemplos:

Pirólise
O aquecimento de alguns sais oxigenados provoca a sua decomposição com liberação de um gás.

Sal com ânion carbonato (CO32-) ou bicarbonato (HCO31-), o gás liberado será o dióxido de carbono(CO2).
Exemplos:
∆
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
∆
2 NaHCO3 → Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)

Sal metálico com ânion perclorato (ClO41-), clorato (ClO31-) ou nitrato (NO31-) liberam gás oxigênio.
∆
KClO4(s) → KCl(s) + 2 O2(g)
∆
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
∆
2 NaNO3 (s) → 2 NaNO2 (s) + O2 (g)

Nitrito de amônio decompõe em água e gás nitrogênio

∆
NH4NO2 (s) → 2 H2O (v) + N2 (g)

Nitrato de amônio decompõe em água e monóxido de dinitrogênio (gás hilariante); reação explosiva.
∆
NH4NO3 (s) → 2 H2O (v) + N2O (g)

-3-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Eletrólise:

2NaCl(s)  2Na(s) + Cl2(g)

2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)

Fotólise:

2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)

2AgCl(s) → 2Ag(s) + Cl2(g)

Reações de deslocamento, simples troca ou substituição

As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de atenção do que as

anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns pequenos detalhes. Podemos
reconhecer estas reações pela presença nos reagentes de uma substância pura simples ( um único tipo
de elemento) e uma substância pura composta ( apresenta cátion e ânion).

Fórmula Geral
1º caso: A + BC
AC + B
2º caso: X + YZ
YX + Z

1º caso: “A” desloca “B” (cátion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “A” é um
metal mais reativo que o cátion “B”.
2º caso: “X” desloca “Z” (ânion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “X” é um
ametal mais reativo que o ânion “Z”.

Caso os metais ou ametais não sejam os mais reativos a reação não ocorre.

REATIVIDADE DOS METAIS

Fr > Cs > Rb > K > Na > Li > Ra > Ba > Sr > Ca > Mg > Be > Al > Ti > Mn > Zn >
Cr > Cd > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H > Bi > Sb > Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au

REATIVIDADE DOS AMETAIS

F > O > N > Cl > Br > I > S > C > Se > At > Te > P > H > As > B > Si

Exemplos:

2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2 [o sódio (metal mais reativo) desloca o hidrogênio (cátion) da água H-OH]
Au + HCl
não reage [o ouro (metal menos reativo) não desloca o hidrogênio (cátion)]

F2 + 2 NaCl
2 NaF + Cl2

Cl2 + CaO
não reage [o cloro (ametal menos reativo) não desloca o oxigênio (ânion)]

Reações de dupla troca ou metátese

As reações de dupla-troca ou de metátese se caracterizam por haver, literalmente, trocas entre os

elementos de cada molécula envolvida na reação. Ou seja, determinados átomos, íons ou radicais
mudam de posição passando para a outra molécula substituindo o átomo, íon ou radical que estava
naquela posição.
-4-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Fórmula Geral
AB + CD
AC + BD

As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados
ou ionizados. Os reagentes AB e CD não podem ser sólidos ao mesmo tempo, mas uma combinação entre
líquido e sólido: líquido+líquido, líquido+sólido ou sólido+líquido. E, ao mesmo tempo, como
característica de uma reação de dupla-troca os produtos devem ser diferentes dos reagentes.

Uma característica das reações de dupla troca é que os reagentes geralmente não são óxidos, pois estes
tendem a reagir em reações de síntese e não em dupla-troca. Logo, são reações de dupla-troca àquelas
onde reagem: um ácido e uma base (neutralização), dois sais (com um insolúvel), um sal e um ácido
(formando outro sal e outro ácido) ou um sal e uma base (formando outro sal e outra base).

Dentre todos os indicadores de reação de dupla-troca, a formação do precipitado é o mais fácil de ser
identificado. Uma vez que a detecção de produtos mais voláteis ou menos ionizáveis só é possível através
de experimentos complementares.

Reação entre ácido e base (reações de neutralização)

Os produtos devem ser eletrólitos mais fracos que os reagentes. Isso significa que pelo menos dos
produtos da reação tem que ser menos ionizável, ou seja, ser um mau condutor de eletricidade em
relação aos reagentes. A reação de neutralização entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio (soda
cáustica) forma NaCl (cloreto de sódio - ótimo condutor se em solução ou fundido) e água líquida que é
péssima condutora e difere-se dos demais. Devido à formação de água as reações de neutralização
sempre ocorrem.
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)

Reação entre sais

A reação entre dois sais para acontecer precisa apresentar pelo menos um dos produtos formados um sal
insolúvel. Para os sais o único critério a ser avaliado é a sua solubilidade em água.
Exemplos:
AgNO3(aq) + NaCl(aq)
AgCl(s) + NaNO3 - AgCl-cloreto de prata; insolúvel, a reação ocorre.
NaNO3(aq) + KCl(aq)
KNO3(aq) + NaCl(aq) - Os dois sais formados (produtos) são solúveis; a reação não
ocorre.

-5-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Tabela de Solubilidade em Água

Compostos Regra Exceção
Ácidos orgânicos Solúveis .x
1- 1-
Permanganatos (MnO4 ), nitritos (NO2 ), nitratos
Solúveis .x.
(NO31-), Cloratos (ClO31-)
Sais de metais alcalinos e amônio (NH41+) Solúveis Carbonato de lítio (Li2CO3)
Acetatos Solúveis Ag
1-
Percloratos (ClO4 ) Solúveis K, Hg1+
1- 1-
Tiocianatos(SCN ), tiossulfatos (S2O3 ) Solúveis Ag, Pb, Hg
1-
Fluoretos (F ) Solúveis Mg, Ca, Sr
1- 1-
Cloretos ( Cl ), Brometo (Br ) Solúveis Ag, Hg1+, Pb
1-
Iodetos (I ) Solúveis Hg, Bi, Sn4+
2-
Sulfatos (SO4 ) Solúveis Ag, Sr, Ba, Pb
2- 1-
Óxidos metálicos (O ), hidróxidos (OH ) Insolúveis alcalinos, NH41+ , Ca, Ba, Sr
2- 1- 2-
Boratos (B4O7 ), Cianetos (CN ), Oxalatos (C2O4 ),
2- 4-
Carbonatos (CO3 ), Ferrocianetos [Fe(CN)6] ,
3-
Ferricianetos [Fe(CN)6] , Silicatos (SixOy), Arsenitos Insolúveis alcalinos, NH41+
1- 3- 1-
(AsO2 ), Arseniatos (AsO4 ), Fosfitos (H2PO3 ),
3- 2- 2-
Fosfatos (PO4 ), Sulfitos (SO3 ) e Sulfetos (S )

Reação entre um sal e uma base

A reação entre um sal e uma base para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características:
ser pelo menos um sal insolúvel ou uma base fraca, insolúvel ou instável. Para os hidróxidos ou bases
devemos conhecer a solubilidade e a força.
Bases fortes são os hidróxidos iônicos solúveis em água: NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
Bases fracas são os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. O NH4OH é a única base
solúvel e fraca e instável.
Bases instáveis importantes: AgOH, Hg(OH)2 e NH4OH
Exemplos:
K2CO3(aq) + Mg(OH)2(aq)
MgCO3(ppt) + 2 KOH
Fe(NO3)2(aq) + NaOH(aq)
NaNO3(aq) + Fe(OH)2 (ppt)
NH4Cl (aq) + KOH(aq)
KCl(aq) + NH4OH (aq) ( base instável: NH4OH
H2O + NH3 (g))

Reação entre um sal e um ácido

A reação entre um sal e um ácido para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características: ser pelo
menos um sal insolúvel ou um ácido mais volátil, mais fraco ou instável que o ácido do reagente. Para os ácidos
devemos conhecer a força, a volatilidade e os instáveis.
Exemplos:
HCl (aq) + AgNO3 (aq)
HNO3 (aq) + AgCl ppt
H2SO4 (aq) + 2 NaCl (aq)
Na2SO4 (aq) + 2 HCl (aq)
HClO (aq) + KCN(aq)
KClO(aq) + HCN(aq)

Ácidos fixos importantes: H2SO4(aq), H3PO4(aq) e H3BO3(aq)

Ácidos voláteis importantes: HF, HCl, H2S, HCN e HNC
Ácidos fracos importantes: H2S, HCN, HF, HClO e H2CO3
Ácidos instáveis importantes: H2CO3 e H2SO3
-6-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Gases formados nas reações de dupla-troca

Gás Equação para formação
H2S  2 H+1 + S2-
H2S(g)
CO2  2 H+1 + CO32-
(H2CO3)
H2O + CO2(g)
H+1 + HCO3-1
(H2CO3)
H2O + CO2(g)
SO2  2 H+1 + SO3-2
(H2SO3)
H2O + SO2(g)
H+1 + HSO32-
(H2SO3)
H2O + SO2(g)
NH3  NH4+1 + OH-1
H2O + NH3(g)

Casos Particulares
As reações que serão estudadas nesse item possuem diversas classificações, por isso, estão separadas
das demais.

Reação de ustulação
Ustulação é o processo da combustão de sulfetos (S2-), normalmente, metálicos na presença de uma
corrente contínua de ar quente.
As reações com sulfetos de cátions de metal de pouca reatividade ou metais nobres geram o metal do
cátion e dióxido de enxofre
Exemplo:
∆
Ag2S (s) + O2 (g) → Ag (s) + SO2 (g)

As reações com sulfetos de cátions de metal de grande reatividade ou metais não nobres geram um
óxido metal do cátion e dióxido de enxofre

Exemplo:
∆
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO + 2 SO2 (g)

Reações com óxidos

Nas reações com óxidos o produto formado dependerá da prevalência no óxido do tipo de ligação
existente, iônica ou covalente. Os óxidos são obtidos através de combustões espontâneas ou não.
Exemplos:
2 Mg + O2
2 MgO
4 Fe + 3 O2
2 Fe2O3
2 FeO + ½ O2
Fe2O3
C + O2
CO2

Quando um elemento de nox variável reage com oxigênio em quantidade suficiente, forma-se o óxido
onde o elemento tem maior nox. Quando um óxido inferior (com o menor nox do elemento) reage com
oxigênio, forma-se um óxido superior (com o maior nox do elemento). O óxido superior já não reage mais
com oxigênio.

Óxidos básicos (metálicos) reagem com água dando origem a uma base.
Exemplo:
Na2O (s) + H2O (l)
2 NaOH (aq)

Óxidos ácidos (ametálicos) ou anidridos reagem com água dando origem a um ácido.
Exemplo:
SO3 (g) + H2O (l)
H2SO4 (aq)

-7-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Nota: Estas reações são responsáveis pela ocorrência da chuva ácida.

De maneira análoga as reações de neutralização as reações entre óxidos básicos e ácidos e óxidos ácidos
e bases dão origem aos produtos sal e água.
Exemplo:
Na2O (s) + H2SO4 (aq)
Na2SO4 (aq) + H2O (l)
SO3 (g) + 2 NaOH
Na2SO4 (aq) + H2O (l)

Anidridos duplos de ácidos reagem com base formando água e dois sais com os respectivos ânions dos
ácidos. O anidrido nitroso-nítrico (hidrazina) que é originado pelos ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3)
irá formar os ânions nitrito e nitrato.
Exemplo:
N2O4 (g) + 2 NaOH (aq)
NaNO2 (aq) + NaNO3 (aq) + H2O (l)

Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos formando como produto um sal (reação de síntese)
Exemplo:
K2O (aq) + CO2 (g)
K2CO3 (aq)

Óxidos anfóteros reagem com ácido formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos
básicos.
Exemplo:
Al2O3 (s) + 2 H3PO4 (aq)
2 AlPO4 (aq) + 3 H2O (l)

Óxidos anfóteros reagem com base formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos
ácidos.
Exemplo:
Al2O3 (s) + 2 NaOH (aq)
2 NaAlO2 (aq) + H2O (l)

Principais óxidos anfóteros

ZnO, Al2O3, PbO, PbO2, SnO, SnO2, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Fe2O3, Cr2O3 e MnO2
caso o número de oxidação seja baixo, o óxido anfótero será mais básico do que ácido.
Exemplo: SnO, Nox do Sn=2+
caso o número de oxidação seja alto, o óxido anfótero será mais ácido do que básico.
Exemplo: SnO2, Nox do Sn=4+

Óxidos mistos podem reagir com água formando dois ácidos diferentes e com uma base formando dois
sais diferentes e água.
Exemplos:
2 NO2 (g) + H2O(l)
HNO3(aq) + HNO2(aq)
2 NO2 (g) + 2 KOH(aq)
KNO3(aq) + KNO2(aq) + H2O(l)
Obs.: Anidrido nitroso-nítrico  N2O4(hidrazina)=2 NO2 (dióxido de nitrogênio)

Óxidos salinos reagem com ácido formando sais correspondentes aos Nox do metal envolvido.
(formado por metais com diferentes Nox:Fe3O4-FeO/Fe2O3, Pb3O4-2 PbO/PbO2, Mn3O4)
Exemplo:
Fe3O4 (s) + 8 HCl(aq)
2 FeCl3 (aq) + FeCl2 (aq) + 4 H2O (l)

Superóxidos reagem com ácido formando sal, peróxido de hidrogênio e gás oxigênio.
Exemplo:
CaO4 (s) + H2SO4 (aq)
CaSO4 (aq) + H2O2 (aq) + O2 (g)
-8-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Peróxidos reagem com:

- água formando uma base e peróxido de hidrogênio que sofre decomposição com formação de gás
oxigênio

Exemplo:
2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l)
4 NaOH (aq) + 2 H2O2 (aq)  2 H2O2 (aq)
2 H2O (l) + O2 (g) 
 2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l)
4 NaOH (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g), simplificando
2 Na2O2 (s) + 2 H2O(l)
4 NaOH (aq) + O2 (g)
- ácido produzindo um sal e peróxido de hidrogênio. Ao contrário da reação com água não ocorre a
decomposição do peróxido
Exemplo:
MgO2 (s) + HCl (aq)
MgSO4 (aq) + H2O (l)

-9-
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Neutralização

1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento
adequado.
exc OH -
a) H3PO4 + NaOH  →

exc H+
b) H2CO3 + Ni(OH)2  
→

c) H3PO4 + Sb(OH)5 

d) H2CO3 + Ni(OH)3 + HCl 

e) HF + HI + Sr(OH)2 

f) As(OH)5 + H2SO3 

g) H3PO4 + Ba(OH)2 + NaOH 

i) Mn(OH)2 + Ti(OH)2 + H2B4O7 

exc OH -
j) H2SO4 + Fe(OH)3  →

exc OH -
l) H2C2O4 + Pb(OH)4  →

m) HCN + Ba(OH)2 + HIO4 

exc H+
n) H2SO3 + NH4OH  
→

- 10 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:
a) Trihidroxisulfato de antimônio V e água

b) Oxalato de bário e água

c) Bissulfato de estrôncio e água

d) Fluoreto tiossulfato de alumínio e água

e) Ácido perclórico e hidróxido de cádmio

f) Ácido fosfídrico e hidróxido de titânio II

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente

a) H2N2O2 + Mg(OH)2 

exc OH -
b) __________ + __________  → Ti(OH)3PO3 + H2O

exc H+
c) H2CO3 + Bi(OH)3  
→

d) __________ + __________  NaRbCO3 + H2O

e) HClO + HIO + Ti(OH)2 

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS - Dupla Troca/Demais compostos

1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o balanceamento

adequado.
a) NaCl + AgNO3 

b) K2CO3 + MgSO4 
- 11 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

c) KCl + NaNO3 

d) HCl + AgNO3 

e) NaCl + H2SO4 

f) BaSO4 + NaOH 

g) FeCl3 + KOH 

h) HCl + Na2O 

i) H3PO4 + CaO 

j) NaOH + SO3 

l) Ba(OH)2 + CO2 

m) NaCN + H2O 

n) Li2SO4 + H2O 

o) HCl + Al2O3 

p) H3PO4 + ZnO 

q) NaOH + Al2O3 

- 12 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

r) Ca(OH)2 + SnO2 

s) Na2O2 + HCl 

t) Na2C2 + H2O 

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos produtos:

a) Hexationato de estrôncio e plumbito de cálcio

b) Ácido cloroplatínico e sulfato de cromo III

c) Hidróxido de níquel III e aluminato de lítio

d) Fluorsilicato de manganês II e carbonato de amônio

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente, caso ocorram.

a) ácido metafosfórico + acetato de sódio 

b) hidróxido de manganês III + ferrocianeto de cálcio 

c) ácido perclórico + acetato de sódio 

d) nitrito de níquel III + oxalato de prata 

e) Na4P2O7 + Pb(NO3)4 

f) Ca(CN)2 + HBr 

g) _______________ + _______________  KOH + TiSiO3

- 13 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

h) K2C2 + H2O 

i) Sb2O5 + Ba(OH)2 

j) ZnO + Pb(OH)4 

l) Li2O2 + H2O 

m) Fe2O3 + H2SO4 

n) Li2O2 + H2C2O4 

o) KNO3 + H2O 

p) Al(OH)3 + CO2 

q) Al(OH)3 + Cr2O3 

r) BaO2 + HNO3 

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Síntese e Análise

1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado.

a) As2O5 + H2O

b) Br2 + H2

c) Ca + H2

- 14 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

d) H2 + Sr

e) SO3 + MnO

f) Al2O3 + H2O

g) trióxido de enxofre + óxido de ferro III(férrico)

i) monóxido de carbono + hidróxido cobaltoso (II)

j) H2O + S2O3

l) S2O5 + Co2O3

m) Ni2O3 + H2O

n) F2 + H2

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes e dos produtos:

∆
a) LiClO3 →

∆
b) Ni2(CO3)3 →

∆
c) Sb(NO2)5 →

∆
d) Pb(ClO4)4 →

∆
e) NH4NO3 →

- 15 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano
∆
f) Al(HCO3)3 →

∆
g) Cr(ClO3)2 →

∆
h) Co2(CO3)3 →

∆
i) Mn(NO3)4 →

∆
j) Fe(ClO4)3 →

∆
k) _____________ → FeCl2 + O2

∆
l) _____________ → Sb2O3 + H2O + CO2

∆
m) _____________ → N2 + O2 + PbO2

Exercícios: REAÇÕES INORGÂNICAS – Simples Troca ou Deslocamento

1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento adequado.

a) Na + AgCl

b) Cu + ZnCl2

c) Zn + CuCl2

d) Fe + H2SO4

e) Al + HCl

f) Pb + HClO4

g) Pt + HCl

- 16 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

i) F2 + NaCl

j) I2 + NaCl

l) NaI + Cl2

m) K + HCl

n) Al + Ni(NO3)2

o) Zn + Ag2SO4

p) Na + CaCO3

q) Mg + HBr

r) Cu + ZnSO4

s) Zn + H2SO4

t) Cu + H2SO4

u) Hg + H2SO4

v) Cl2 + Hl

x) Br2 + H2S

- 17 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano
y) I2 + HF

z) F2 + CaBr2

w) S8 + MgCl2

aa) Cl2 + KBr

ab) Cl2 + KI

ac) F2 + CaBr2

- 18 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

Tabela de Cátions
Número de Oxidação Fixo
NOx 1+ NOx 2+ NOx 3+
1+ 1+ 2+ 2+ 3+
Lítio Li Frâncio Fr Berílio Be Rádio Ra Alumínio Al
1+ 1+ 2+ 2+
Sódio Na Prata Ag Magnésio Mg Zinco Zn
1+ 1+ 2+ 2+
Potássio K Amônio NH4 Cálcio Ca Cádmio Cd
1+ 1+ 2+ 2+
Rubídio Rb Hidrogênio H Estrôncio Sr Escândio Sc
1+ 1+ 2+
Césio Cs Hidrônio H3O Bário Ba

Número de Oxidação Variável

NOx 1+ NOx 2+
1+ 2+ 2+ 2+
Auroso Au Cobaltoso Co Ferroso Fe Platinoso Pt
1+ 2+ 2+ 2+
Cuproso Cu Cromoso Cr Manganoso Mn Plumboso Pb
1+ 2+ 2+ 2+
Mercuroso (Hg)2 Cúprico Cu Mercúrico Hg Titanoso Ti
2= 2+
Estanhoso Sn Niqueloso Ni
NOx 3+ NOx 4+ NOx 5+
3+ 3+ 4+ 5+
Antimonioso Sb Crômico Cr Estânico Sn Antimônico Sb
3+ 3+ 4+ 5+
Arsenioso As Férrico Fe Platínico Pt Arsênico As
3+ 3+ 4+ 5+
Áurico Au Manganês III Mn Mangânico Mn Bismuto V Bi
3+ 3+ 4+
Bismuto III Bi Niquélico Ni Plúmbico Pb
3+ 4+
Cobáltico Co Titânico Ti

Tabela de Ânions

1- 1-
Alumínio Aluminato – AlO2 Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]

1- 3- 4- 3-
Antimônio Metantimonito – SbO2 Antimonito – SbO3 PiroAntimonato – Sb2O7 Antimonato – SbO4

1- 3- 4- 3-
Arsênio Metarsenito – AsO2 Arsenito – AsO3 Piroarsenato – As2O7 Arseniato – AsO4

2-
Berílio Berilato – BeO2

1-
Bismuto Bismutato – BiO3

3- 2- 1- 1-
Boro Borato – BO3 Tetraborato – B4O7 Metaborato – BO2 Flúorborato – BF4

1- 1- 1- 1- 1-
Bromo Brometo – Br Hipobromito – BrO Bromito – BrO2 Perbromato – BrO4 Bromato – BrO3

4- 1- 1- 1- 1-
Carbono Metaneto – C Acetileto – C2 Cianeto – CN Isocianeto – NC Acetato – CH3COO
2- 2- 3- 1-
Carbonato – CO3 Tartarato – [C4H4O6] Citrato – [C6H5O7] Salicilato – C6H4(OH)COO
1- 2- 2-
Benzoato – C6H5COO Succianato – [C4H6O4] Oxalato – C2O4

2- 2-
Chumbo Plumbito – PbO2 Plumbato – PbO3

1- 1- 1- 1- 1-
Cloro Cloreto – Cl Hipoclorito – ClO Clorito – ClO2 Clorato – ClO3 Perclorato – ClO4

2- 2- 1-
Cromo Cromato – CrO4 Dicromato/percromato – Cr2O7 Cromito – CrO2

2- 2- 2-
Enxofre Sulfeto – S Tiossulfato – Persulfato – Tetrationato – S4O6 Hipossulfato – S2O6
2- 2-
S2O3 S2O8
2- 2- 2- 2- 2-
Sulfato – SO4 Sulfito – SO3 Hipossulfito – S2O4 Pirossulfato – S2O7 Pirossulfito – S2O5
2- 2- 2- 1-
Pentationato– S5O6 Hexationato – S6O6 Tritionato – S3O6 Tiocianato– SCN
2-
Monopersulfato– SO5

- 19 -
Prof.Mário Sérgio
Técnico em Química Quimica Inorgânica – 2º ano

2- 2-
Estanho Estanito- SnO2 Estanato – SnO3

3- 4- 2- 1-
Ferro Ferricianeto – Fe(CN)6 Ferrocianeto – Fe(CN)6 Ferrato – FeO4 Ferrito – FeO2
1- 1-
Flúor Fluoreto – F Fluorato – FO3

3- 1- 3- 4- 4-
Fósforo Fosfeto – P Metafosfato – PO3 Fosfato – PO4 Hipofosfato – P2O6 Pirofosfato – P2O7
4- 3-
Peroxidifosfato - P2O8 Peroximonofosfato – PO5

2-
Germânio Germanato – GeO4

2- 1- 1- 2-
Hidrogênio Monohidrogenofosfato – HPO4 Dihidrogenofosfato – H2PO4 Hipofosfito – H2PO2 Fosfito – HPO3
1- 1- 2-
Bissulfeto – HS Bissulfito – HSO3 Bissulfato – HSO4
1- 1- 1-
Hidreto – H Formiato – HCO2 Bicarbonato – HCO3

1- 1- 1- 1- 1-
Iodo Iodeto – I Hipoiodito – IO Iodito – IO2 Iodato – IO3 Periodato – IO4

2- 2- 1-
Manganês Manganito – MnO3 Manganato – MnO4 Permanganato – MnO4

2- 1-
Molibdênio Molibdato – MoO4 Molibdito – MoO2

3- 1- 1- 1- 1- 1-
Nitrogênio Nitreto – N Azoteto – N3 Amideto – NH2 Isocianeto – NC Isocianato – NCO Cianato–OCN
1- 1- 2- 1-
Nitrito – NO2 Nitrato – NO3 Hiponitrito – N2O2 Peroximononitrato – NO4
1-
Ouro Cloroaurato – AuCl4

2- 1- 2- 2- 2- 2-
Oxigênio Óxido – O Hidróxido – OH Peróxido – O2 / [O-O] Superóxido – O4 / [O-O-O-O]
1- 1-
Cianato – OCN Fulminato – ONC

2-
Platina Hexacloroplatinato – PtCl6

1-
Rutênio Rutenito – RuO

2- 2- 2-
Selênio Seleneto – Se Selenito – SeO3 Selenato – SeO4

2- 4- 2-
Silício Metassilicato – SiO3 Ortossilicato – SiO4 Fluorsilicato – SiF6

2- 2- 2-
Telúrio Telureto – Te Telurito – TeO3 Telurato – TeO4

2-
Tungstênio Tungstato – WO4

2-
Urânio uronato – UO4

2- 2-
Zinco Zincato – ZnO2 Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]

- 20 -
Prof.Mário Sérgio