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January 11th 2016

A Química Inorgânica foi definida pela primeira vez pelo químico sueco Torbern Olof Bergman, no ano de 1777, como sendo a parte da Química que estuda os compostos originados no reino mineral. Essa definição foi proposta juntamente à definição de Química Orgânica (química que estuda as sustâncias originadas nos seres vivos) com o objetivo de distinguir os compostos orgânicos dos inorgânicos.

A definição atual de Química inorgânica é:

“Ramo da Química que estuda os compostos inorgânicos, os quais não apresentam na sua constituição obrigatoriamente os elementos químicos carbono (formando encadeamentos) e hidrogênio.”

Os compostos inorgânicos apresentam, em sua maioria, algumas importantes características, como o fato de serem iônicos (com exceção dos ácidos inorgânicos que são covalentes), sólidos em temperatura ambiente (com exceção dos ácidos inorgânicos que são líquidos e de alguns óxidos que são gasosos) e apresentarem metais em sua composição (com exceção da maioria dos ácidos inorgânicos).

As características dos compostos inorgânicos estão relacionadas com a classe funcional à qual eles pertencem. Já a obtenção deles está associada às reações químicas necessárias para a sua formação. Por isso, o estudo da Química Inorgânica é subdivido em diversas partes:

Ácidos: substâncias inorgânicas que se ionizam em água e formam o cátion hidrônio;

O ácido presente no limão é um exemplo de substância estudada pela Química Inorgânica

Svante Arrehenius foi um químico sueco que, em 1887, realizou inúmeras experiências com substâncias diluídas em água e observou que:

- Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons, produzindo como cátion H+.

- Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os ácidos se desdobram em íons.

- Os ácidos têm sabor azedo. O limão, o vinagre, o tamarindo contêm ácidos; é por isso que eles são azedos.

- Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores. Os indicadores têm a propriedade de mudar a cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções. O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases. A solução de fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de tornassol azul fica vermelho.

- Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama reação de neutralização.

Resumindo, a definição de Arrehenius ficaria assim: ácido é toda substância que se ioniza em presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H+.

Veja os exemplos de ácidos orgânicos (que fazem parte de nossa alimentação), e onde podem ser encontrados:

Ácido acético = vinagre.

Ácido tartárico = uva.

Ácido málico = maçã.

Ácido cítrico = laranja, acerola, limão.

Ácido fosfórico = usado na fabricação de refrigerantes à base de cola.

Ácido carbônico = sob a forma de gás carbônico, é um dos constituintes das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes.

Existe uma classe de ácidos muito perigosos, que se forem ingeridos podem levar o indivíduo à morte, são os chamados ácidos inorgânicos. Exemplos:

Ácido Clorídrico (HCl)--> O HCl impuro é comercializado com o nome de ácido muriático e é utilizado principalmente na limpeza de pisos ou de superfícies metálicas antes da soldagem. O HCl é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas.

Ácido Fluorídrico (HF) --> O HF tem a propriedade de corroer o vidro; por isso, é usado para fazer gravações em vidros e cristais.

Ácido Sulfúrico (H₂SO₄) --> É utilizado nas baterias de automóvel, na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel; é também usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como o sulfato de amônio.

Ácido Nítrico (HNO₃) --> É usado na fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre. É usado também na identificação de amostras de ouro.

Ácido Cianídrico (HCN) --> Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. Mas ele tem também um destino sinistro: nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás" para executar pessoas condenadas à morte, este ácido libera um gás extremamente tóxico.

Bases: substâncias inorgânicas que se dissociam em água e liberam o ânion hidroxila;

Base é toda substância que em solução aquosa sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH^- (Hidróxido).

A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases em presença de água. Exemplo: a soda cáustica (NaOH) é uma substância sólida que em contato com a água libera os íons Na⁺ e OH^- que se dissolvem devido à atração pelos polos negativos e positivos da molécula de H₂O. Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH^-.

Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação.
Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. Os indicadores fenolftaleína (solução) e papel de tornassol também mudam de cor em presença de hidróxidos. A fenolftaleína incolor torna-se vermelha; papel de tornassol vermelho fica azul: reações inversas às que verificamos no caso dos ácidos.
Vejamos as principais bases:

Hidróxido de Sódio (NaOH): Conhecida também como soda cáustica, essa substância é utilizada na fabricação do sabão, celofane, detergentes e raiom, produtos para desentupir pias e ralos, e também no processo de extração de celulose nas indústrias de papel, etc.

Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂): Está presente na solução que é comercializada com o nome de “leite de magnésia”, produto utilizado como laxante e antiácido estomacal.

Hidróxido de Cálcio (Ca (OH)₂): Conhecida como cal hidratada ou cal extinta, essa substância é usada na construção civil: na preparação de argamassa (areia + cal) e na caiação (pintura a cal); as indústrias açucareiras utilizavam o hidróxido de cálcio na purificação do açúcar comum.

Hidróxido de Amônio (NH₄OH): Essa substância é obtida em solução aquosa do gás de amônia e comercializada como amoníaco. É usado na fabricação de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos, em detergentes, na indústria têxtil, etc.

Hidróxido de Potássio (KOH): Conhecida como potassa cáustica, é usada para alvejamento, na fabricação de sabões moles e no processamento de certos alimentos.

Sais: substâncias inorgânicas que se dissociam em água e liberam um cátion diferente do hidrônio e um ânion diferente da hidroxila;

Os sais são compostos iônicos, têm sabor salgado e são sólidos. Características dos sais:

1 - Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.

2 - Os sais têm sabor salgado.

3 - Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.

4 - Ao reagir com um ácido, dão origem a outro sal e a outro ácido, se o ácido formado for mais volátil que o empregado na reação.

5 - Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e a outro hidróxido, se o hidróxido formado for menos solúvel que o empregado na reação.

6 - Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for menos solúvel que os reagentes.

7 - E, por fim, quando reagem com um metal, dão origem a um novo sal e um novo metal, se o metal reagente for mais reativo que o metal deslocado na reação.

Principais sais e suas utilizações:

Bicarbonato de Sódio (NaHCO₃) --> É usado em medicamentos que atuam como antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães, bolos, etc., uma vez que libera gás carbônico aquecido, que permite o crescimento da massa. É, ainda, usado para fabricar extintores de incêndio de espuma.

Carbonato de Cálcio (CaCO₃) --> Componente do mármore, é usado na confecção de pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado na fabricação do vidro comum e do cimento.

Sulfato de Cálcio (CaSO₄) --> É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de porcelana.

Cloreto de Sódio (NaCl) --> Esse sal é intensamente usado na alimentação e também na conservação de certos alimentos; além disso, é um dos componentes do soro caseiro, usado no combate à desidratação. No sal de cozinha, além do cloreto de sódio existe uma pequena quantidade de iodeto de sódio (Nal) e de potássio (Kl). Isso previne o organismo contra o bócio ou "papo", doença que se caracteriza por um crescimento exagerado da glândula tireoide, quando a alimentação é deficiente em sais de iodo.

Fluoreto de Sódio (NaF) --> É um sal usado na fluoretação da água potável e como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.

Nitrato de Sódio (NaNO ₃) --> Conhecido como salitre do Chile, esse sal é um dos adubos (fertilizantes) nitrogenados mais comuns.

Óxidos: compostos binários que apresentam o elemento oxigênio como o mais eletronegativo;

Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico, eles são compostos binários, isto é, são substâncias formadas pela combinação de dois elementos. Um desses elementos é sempre o oxigênio (O).

Classificação dos Óxidos
Os óxidos podem ser classificados em três diferentes grupos: ácidos, básicos ou peróxidos.

Óxidos ácidos: também chamados de anidridos, eles se formam a partir da reação com água originando ácidos. Exemplo: o ácido sulfúrico (H₂SO₄) se forma a partir do trióxido de enxofre (SO₃) em presença de água (H₂O).

Óxidos básicos: nesse caso a reação é com bases levando à formação de sal e água. Exemplo: o hidróxido de cálcio (Ca (OH)₂) provém da reação do óxido de cálcio (CaO) com a água.

Peróxidos: esses óxidos possuem dois oxigênios ligados entre si. Exemplo: (O-O)^2-.

Principais Óxidos e suas utilizações:

Peróxidos: na indústria são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, polpa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio. A solução aquosa com concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, popularmente conhecida como água oxigenada, é usada como antisséptico e algumas pessoas a utilizam para a descoloração de pelos e cabelos.

Dióxido de silício: é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um dos componentes dos cristais, das rochas e da areia.

Óxido de Cálcio (CaO): Obtido a partir da decomposição do calcário, é usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de argamassa na construção civil.

Óxido Nitroso (N₂O): Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é utilizado como anestésico.

Dióxido de Enxofre (SO₂): É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida.

Monóxido de Carbono (CO): Usado para obter certos produtos químicos e na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas urbanas; inalado combina com a hemoglobina das hemácias do sangue, neutralizando-as para o transporte de gás oxigênio no organismo.

Carbetos: compostos binários que apresentam o elemento carbono, associado a metais ou a semimetais, como o mais eletronegativo;

Também chamados carbonetos, são sais binários contendo carbono e características inorgânicas. Quando expostos à pressão e temperatura, os carbetos reagem com a água e originam os óxidos metálicos ou hidróxidos. Os óxidos metálicos dão origem aos Carbetos Covalentes e os hidróxidos aos Carbetos Iônicos. Vejamos as diferenças:

Carbetos iônicos

Conhecidos como carbetos salinos por apresentarem um forte caráter iônico, são compostos sólidos formados pelos elementos altamente positivos dos grupos 1 e2 da tabela periódica e o alumínio, e por um com carga negativa, que no caso é o carbono.

Dentre os principais carbetos iônicos está o carbeto de cálcio (CaC₂), que é usado em maçaricos oxi-acetilênicos. Este composto juntamente com a água, produz acetileno conforme a reação:

CaC₂ + 2 H₂O → C₂H₂ + Ca(OH)₂

O acetileno entra em combustão e produz uma chama de 3.300ºC liberando energia de 11.800J/g. Essa energia da chama é utilizada para soldar e cortar metais.
Pelo mesmo processo, é possível a produção de lâmpadas portáteis à base de carbeto de cálcio para a utilização em minas e cavernas.

Carbetos covalentes

Os carbetos covalentes são formados entre o carbono e elementos com a eletronegatividade aproximada à do carbono.

Os exemplos mais importantes deste grupo são o carbeto de silício (SiC) e o carbeto de boro (B₄C).

Carbeto de silício (SiC): resiste à ação dos ácidos e das bases, pois é duro e abrasivo. É utilizado na produção de rebolos, discos de corte, para o polimento de pedras (como ardósia, mármore, granito e outras) e para o polimento de lentes. Como material abrasivo ou como recobrimento de peças que necessitam resistir a abrasões mecânicas.

Usado também como suporte para catalisadores devido a sua elevada resistência e boa condutividade térmica. É um ótimo condutor de eletricidade por não perder muita energia. É um semicondutor, conduz a eletricidade com menos perda de energia que o silício puro - daí o seu emprego futuro para eliminar a refrigeração dos processadores, atualmente necessária. É empregado na blindagem de sistemas aeronáuticos e aeroespaciais. Também empregado para a produção de cerâmicas sintéticas.

Carbeto de boro (B₄C): usado em barras de controle de reatores nucleares com a finalidade de capturar nêutrons e moderar a reação radiativa. Também usado como abrasivo.

Hidretos: compostos binários que apresentam o elemento hidrogênio como o mais eletronegativo;

Algumas funções inorgânicas não recebem tanta atenção em livros didáticos e até mesmo durante as aulas de alguns professores, como os carbetos e os hidretos. Neste texto vamos fazer diferente, explicaremos alguns detalhes importantes sobre a função inorgânica chamada hidreto.

Os hidretos são compostos inorgânicos binários (possuem dois elementos químicos) que apresentam na sua constituição o elemento hidrogênio acompanhado de outro elemento químico qualquer. O detalhe mais importante é que o hidrogênio quase sempre possui um nox igual a -1, o que o torna, em alguns hidretos, o elemento mais eletronegativo. A água (H₂O) e a amônia (NH₃) são exemplos que fogem a essa ocorrência.

Para nomear um hidreto, a regra de nomenclatura é bem simples:

Hidreto + de + nome do elemento que acompanha o hidrogênio

Veja alguns exemplos de nomenclatura de hidretos:

NaH = Hidreto de sódio
KH = Hidreto de potássio
CaH₂ = Hidreto de cálcio
AlH₃ = Hidreto de alumínio
SiH₄ = Hidreto de silício

É muito comum encontrarmos hidretos de três classificações diferentes: iônicos, moleculares e metálicos. Veja as características de cada um desses tipos:

a) Hidreto iônico:

Apresenta um elemento metálico acompanhando o hidrogênio. Os elementos metálicos mais comuns são os metais alcalinos, alcalinoterrosos (com exceção do berílio e do magnésio), Gálio, Índio, Tálio e os lantanídeos.

Exemplos de hidretos iônicos:

NaH = Hidreto de sódio
KH = Hidreto de potássio
CaH₂ = Hidreto de cálcio

Os hidretos iônicos apresentam as seguintes características:

Sólidos;
Alto ponto de fusão;
Conduzem corrente elétrica (quando no estado líquido);
A maioria sofre decomposição antes de atingir seu ponto de fusão;
São muito reativos com água (Nessa reação sempre formam uma base inorgânica acompanhada de gás hidrogênio). Veja um exemplo dessa reação:

Equação da reação de um hidreto de sódio com a água

b) Hidreto molecular (ou covalente)

São hidretos formados pela combinação do hidrogênio com elementos dos grupos 13 a 17 (famílias: do boro, do nitrogênio, calcogênios e halogênios).Elementos com baixa eletropositividade, como o berílio e o alumínio, mesmo sendo metais, formam hidretos moleculares.

Exemplos de hidretos moleculares:

AlH₃ = Hidreto de alumínio
SiH₄ = Hidreto de silício
H₂O = Hidreto de oxigênio

Suas características principais são:

Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos;
Não conduzem corrente elétrica;
Apresentam ponto de fusão e ebulição baixos;
São voláteis em temperatura ambiente;
Possuem ligações químicas fracas.

c) Hidreto metálico ou intersticial

Hidretos que possuem um metal de transição (elemento que apresenta o subnível d como mais energético/ famílias B) acompanhando o hidrogênio.São chamados de intersticiais porque muitas vezes o átomo de hidrogênio ocupa interstícios da estrutura sólida do metal, como na representação a seguir:

Átomo de hidrogênio envolvido por átomos de titânio

Entre as principais utilizações dos hidretos, que são sólidos e bons condutores de eletricidade, temos:

Armazenamento e transporte de hidrogênio no estado sólido;
Os hidretos de alumínio e o de lítio são agentes redutores em sínteses orgânicas (adição de hidrogênios em compostos orgânicos);
Hidretos de platina são utilizados em reações orgânicas de halogenação (adição de átomos de cloro, flúor, bromo ou iodo) em olefinas (alcenos, hidrocarbonetos com uma dupla ligação).
Fabricação de baterias recarregáveis;
Fabricação de refrigeradores;
Fabricação de sensores de temperatura.

Modelo de um sensor de temperatura que utiliza hidreto em seu funcionamento

Reações de neutralização: reações químicas que originam sais a partir da interação entre um ácido e uma base;

As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal.

O ácido libera no meio cátions H⁺que se unem aos ânions OH^-liberados pelabase e, com isso, formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base.

Genericamente, temos:

HA + BOH → H₂O + BA
^{ÁCIDO BASE ÁGUA SAL}

Para entender como o meio é neutralizado, pense, por exemplo, num copo contendo ácido nítrico, que possui pH aproximadamente igual a 2,0. Digamos que gradativamente vamos adicionando leite de magnésia ao ácido. O leite de magnésia é uma solução da base hidróxido de magnésio, que possui pH aproximado a 10,0.

Quanto maior o pH de uma solução, mais básica ela será, e vice-versa.

Com o tempo, o pH do ácido nítrico irá aumentar, o que quer dizer que ele está sendo neutralizado pelo leite de magnésia. Chegará um ponto em que o pH do meio atingirá o valor igual a 7,0, que é o pH da água. Dizemos, então, que o meio está neutro.

Essa é uma reação de neutralização total, que pode ser expressa pela seguinte equação química:

2 HNO₃ + Mg(OH)₂ → 2 H₂O + Mg(NO₃)₂
^{ÁCIDO BASE ÁGUA SAL NEUTRO}

Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H⁺liberados pelo ácido é igual à quantidade de íons OH^- liberados pela base.No caso do exemplo acima, foram liberados dois H⁺ e dois OH^-.

No entanto, podem ocorrer reações de neutralização parciais, ou seja, em que a quantidade de íons H⁺ e OH^- liberados pelo ácido e pela base, respectivamente, é diferente.

A neutralização parcial pode se dar de duas formas:

1. Com formação de um sal com caráter ácido:

Veja um exemplo: Enquanto cada fórmula do ácido fosfórico libera três H⁺, cada molécula da base hidróxido de sódio libera apenas um OH^-. Desse modo, nem todos os hidrogênios ionizáveis do ácido são neutralizados pelas hidroxilas da base. O resultado é a formação de um sal ácido, também chamado dehidrogenossal:

H₃PO₄ + NaOH → H₂O + NaH₂PO₄
^{ÁCIDO BASE ÁGUA SAL ÁCIDO}

2. Com formação de um sal com caráter básico:

Aqui ocorre o contrário do caso anterior, pois a base libera mais hidroxilas do que o ácido libera hidrogênios ionizáveis. Desse modo, o sal produzido será um sal básico ou hidroxissal.

Exemplo: O ácido clorídrico libera apenas um cátion H⁺, já o hidróxido de magnésio libera dois OH^-_.Desse modo, ficará uma hidroxila ainda sem ser neutralizada:

HCl + Mg(OH)₂ → H₂O + Mg(OH)Cl
^{ÁCIDO BASE ÁGUA SAL BÁSICO}

É exatamente essa a reação que ocorre em nosso estômago quando estamos com azia e tomamos um antiácido. O principal componente do suco gástrico é o ácido clorídrico (HCl), alguns fatores como alimentação, tensão nervosa e doenças podem aumentar a quantidade de HCl no nosso estômago, dando aquela sensação de queimação. Para neutralizar esse meio ácido, antiácidos estomacais, como o leite de magnésia (Mg(OH)₂), podem ser tomados sob orientação médica. Desse modo, o excesso de acidez do estômago será neutralizado.

Reações de dupla troca: reações químicas que produzem sal e ácido, sal e base ou dois sais, sempre a partir da interação dessas mesmas substâncias;

Reações de dupla troca ocorrem entre dois reagentes compostos originando dois produtos compostos, veja a equação que representa:

AB + CD → AD + BC

Para que esta reação aconteça é necessário que um dos produtos (AD ou BC), quando comparado aos reagentes, se apresente menos ionizado, mais volátil ou insolúvel.

1. Produto menos ionizado: é o produto menos dissociado, ou seja, mais fraco. A Neutralização é um exemplo de reação que dá origem a esse tipo de produto:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

A reação entre o Ácido clorídrico (HCl) e a base Hidróxido de sódio (NaOH) é considerada dupla troca porque o produto H₂O é menos ionizado (+ fraco) que os reagentes (HCl e NaOH).

2. Produto mais volátil: a reação se caracteriza pela formação de um gás. Um exemplo deste tipo de reação é a que ocorre entre o sal carbonato (CO₂^-3) e um ácido. Equação do processo:

2H⁺_(aq) + CO₃^-2_(aq) → CO_2(g) + H₂O_(l)

Um dos produtos formados é o gás carbônico CO₂(g), e como este produto é mais volátil que os reagentes, a reação se classifica como dupla troca.

3. Produto Insolúvel: este produto pode ser obtido da reação entre Nitrato de chumbo [Pb (NO₃)₂] e Iodeto de sódio (NaI).

[Pb (NO₃)₂] _(aq) + 2 NaI_(aq) → PbI₂ _(s)

Repare que os reagentes [Pb (NO₃)₂] e NaI são soluções aquosas que dão origem a um produto sólido PbI₂ , é justamente este fator - a formação de um precipitado ao final do processo - que caracteriza a Reação de dupla troca.

Observação: Esta reação é a mais fácil de ser visualizada em razão da presença do precipitado sólido que se deposita no fundo do recipiente.

Reações de deslocamento: reações químicas que produzem substâncias simples e compostas a partir de outras substâncias simples e compostas;

Reações de deslocamento, também denominadas reações de substituiçãoou ainda desimples troca, são aquelas que ocorrem quando uma substância simples (formada por um único elemento) reage com uma substância composta, “deslocando” essa última em uma nova substância simples.

Genericamente, podemos defini-la da seguinte maneira:

Mas, para que isso ocorra, a substância simples, no caso simbolizada por A, deve ser mais reativa que o elemento que será deslocado do composto, transformando-se em uma nova substância simples (Y).

Vejamos um exemplo em que essa reação ocorre:

Observe o experimento abaixo em que se coloca uma lâmina de zinco (Zn) em uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO₄). Com o passar do tempo, nota-se que a solução de sulfato de cobre passa da coloração azul para um azul menos intenso, pois se descoloriu e houve um depósito de cobre sobre a lâmina de zinco.

Podemos representar essa reação por meio da seguinte equação química:

Note que o zinco deslocou o cobre, o que significa que o zinco é o mais reativo.

Visto que ambos são metais, podemos verificar se a reação de simples troca irá ocorrer ou não, analisando a fila de reatividade dos metais mostrada abaixo:

Observe que o cobre é realmente menos reativo que o zinco, portanto, se resolvêssemos fazer o contrário do experimento anterior e colocar uma lâmina de cobre em uma solução de sulfato de zinco, a reação não ocorreria, pois o cobre não conseguiria deslocar o zinco.

As reações de deslocamento são um tipo de reação de oxirredução, pois há transferência de elétrons da substância simples para a composta. No processo explicado anteriormente, o zinco estava inicialmente na sua forma neutra, que é a metálica, e passou a fazer parte de um composto em que ele apresenta a carga 2+, ou seja, cada átomo de zinco perdeu dois elétrons. Já com o cobre ocorre o contrário, ele recebe dois elétrons para passar para o estado metálico, sólido.

No caso de reação de simples troca com ametais, o mesmo é considerado: a reação só ocorrerá se o ametal mais reativo for a substância simples que poderá deslocar outro ametal menos reativo. A reatividade dos ametais é mostrada abaixo:

Reações de ustulação (reações químicas que envolvem a combustão de sulfetos)

Denomina-se de reação inorgânica de ustulação o processo químico que apresenta como reagentes obrigatórios o gás oxigênio (O₂) e um sulfeto qualquer. Essa reação é processada (ocorre) no interior de um forno especial, que faz passar uma corrente de ar quente na mistura.

Observação: Sulfeto é toda substância que possui o enxofre(S^2-) como elemento maiseletronegativo e um elemento metálico. Veja a fórmula geral para um sulfeto:

MeS

Me é um metal qualquer.

Além do oxigênio e do sulfeto como reagentes obrigatórios, uma reação inorgânica de ustulação sempre resulta em dois produtos:

um metal puro; ou
um óxido de metal sempre acompanhado de um dióxido de enxofre (SO₂).

Abaixo temos as equações químicas que representam reações inorgânicas de ustulação:

MeS + O₂ → Me + SO₂

MeS + O₂ → MeO + SO₂

Assim, fica claro que sempre que uma reação inorgânica de ustulação acontece, ocorre a produção obrigatória do SO₂. A grande questão, no entanto, é quando será formado um metal puro ou quando será formado um óxido com o metal do sulfeto.

A reação de ustulação formará um metal puro ao lado do dióxido de enxofre sempre que o sulfeto for formado por um metal nobre. Os metais nobres e os sulfetos podem formar os seguintes elementos:

Cobre II (Cu²⁺) = CuS
Ouro I (Au⁺) = Au₂S
Paládio II (Pd²⁺) = PdS
Platina II (Pt²⁺) = PtS
Mercúrio I (Hg₂²⁺) ou II (Hg²⁺) = Hg₂S ou HgS, respectivamente
Prata (Ag⁺) = (Ag₂S)

Veja alguns exemplos de reações de ustulação com sulfetos de metais nobres:

CuS + O₂ → Cu + SO₂

PdS + O₂ → Pd + SO₂

Au₂S + O₂ → 2 Au + SO₂

A reação de ustulação formará um óxido quando o sulfeto não possuir metal nobre na sua composição. Veja alguns exemplos de ustulação com a formação de óxidos:

Na₂S + 3 O₂ → Na₂O + SO₂
2

MgS + 3 O₂ → MgO + SO₂
2

Al₂S₃ + 9 O₂ → Al₂O₃ + 3SO₂
2

Referência: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/quimica-inorganica.htm

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