Considere as reações entre os compostos a seguir, forneça a reação completa e a equação iônica simplificada
Cloreto de Sódio com Nitrato de Prata

Passo 1

O enunciado dá dois reagentes: \mathrm{Cloreto\\ de\\ Sódio}ó e \mathrm{Nitrato\\ de\\ Prata} e pede duas coisas: a reação completa (equação molecular com os estados físicos) e a equação iônica simplificada (equação iônica líquida, ou net ionic). Informações dadas que vamos usar: os reagentes são usualmente preparados como soluções aquosas (ou seja, estão em meio aquoso).

Passo 2

Vamos escrever as fórmulas químicas padrões desses compostos (sempre em LaTeX para ficar certinho):
\mathrm{Cloreto\\ de\\ Sódio} = \mathrm{NaCl}ó,
\mathrm{Nitrato\\ de\\ Prata} = \mathrm{AgNO_3}.
Agora uma regra prática de solubilidade que usamos com frequência (memorize como ferramenta da prova):
  • Todos os sais de metais alcalinos (como \mathrm{Na^+}) são solúveis em água.
  • Todos os nitratos ( \mathrm{NO_3^-}) são solúveis em água.
  • Muitos haletos ( \mathrm{Cl^-},\\ \mathrm{Br^-},\\ \mathrm{I^-}) são solúveis, exceto quando formam sais com prata ( \mathrm{Ag^+}), chumbo ( \mathrm{Pb^{2+}}) etc. Em particular, \mathrm{AgCl} é pouco solúvel — forma precipitado sólido.
Essas regras nos dizem que, em solução aquosa, \mathrm{NaCl}, \mathrm{AgNO_3} e \mathrm{NaNO_3} são iônicos e solúveis (ficam dissociados em íons), enquanto \mathrm{AgCl} é sólido e precipita.

Passo 3

Com base nisso, escrevemos a equação molecular (reação de dupla troca ou metátese), indicando os estados físicos:
\mathrm{NaCl\\ (aq) + AgNO_3\\ (aq) \rightarrow AgCl\\ (s) + NaNO_3\\ (aq)}
Explicação curta: os cátions e ânions trocam de parceiro; o par \mathrm{Ag^+} e \mathrm{Cl^-} forma \mathrm{AgCl} sólido.

Passo 4

Agora escrevemos a equação iônica completa dissociando todos os compostos solúveis em seus íons (os que são solúveis recebem suas formas iônicas; o precipitado permanece na forma molecular):
Dissociação:
\mathrm{NaCl\\ (aq) \rightarrow Na^{+}\\ (aq) + Cl^{-}\\ (aq)}
\mathrm{AgNO_3\\ (aq) \rightarrow Ag^{+}\\ (aq) + NO_3^{-}\\ (aq)}
\mathrm{NaNO_3\\ (aq) \rightarrow Na^{+}\\ (aq) + NO_3^{-}\\ (aq)}
Montando a equação iônica completa (somando todas as espécies):
\mathrm{Na^{+}\\ (aq) + Cl^{-}\\ (aq) + Ag^{+}\\ (aq) + NO_3^{-}\\ (aq) \rightarrow AgCl\\ (s) + Na^{+}\\ (aq) + NO_3^{-}\\ (aq)}

Passo 5

Identificamos os íons que aparecem iguais nos dois lados da equação iônica completa — esses são os íons espectadores (não participam da formação do precipitado): \mathrm{Na^{+}} e \mathrm{NO_3^{-}}. Ao cancelar os espectadores obtemos a equação iônica simplificada (net ionic):
\mathrm{Ag^{+}\\ (aq) + Cl^{-}\\ (aq) \rightarrow AgCl\\ (s)}

Passo 6

Verificação rápida de conservação: átomos e cargas balanceados. Lado esquerdo: um átomo de Ag com carga +1 e um átomo de Cl com carga -1 (soma de cargas zero). Lado direito: \mathrm{AgCl} sólido neutro. Átomos e carga conferem — tudo certo.

Passo 7

Resumo didático prático para a prova: quando tiver um haleto solúvel (ex.: \mathrm{Cl^-}) e um cátion que forma haleto insolúvel (ex.: \mathrm{Ag^+}), espere precipitado \mathrm{AgCl (s)}. Escreva a equação molecular com estados, dissocie os solúveis para achar íons espectadores e cancele-os para obter a equação iônica líquida. Força — você consegue!

Resposta

\mathrm{NaCl\\ (aq) + AgNO_3\\ (aq) \rightarrow AgCl\\ (s) + NaNO_3\\ (aq)}
\mathrm{Ag^{+}\\ (aq) + Cl^{-}\\ (aq) \rightarrow AgCl\\ (s)}

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