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Reações com transferência de elétrons:
oxirredução
Prof. Edson Nossol
Uberlândia, 09/09/2016
Química Geral
Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico) se houvesse transferência completa de elétrons
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
S(s) + O2(g) → SO2(g)
0 0 1+ -1
0 0 -2 4+
Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico) se houvesse transferência completa de elétrons
0 0 2+ -2
Semi-reações
Regras
1) Elementos livres: número de oxidação zero. H2, Br2, Na, Be;
2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+
3) Compostos com oxigênio (MgO, H2O): número de oxidação do
oxigênio é -2. Exceção: H2O2: -1;
4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH2. número de oxidação: -1;
5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e
oxiânions. ClO-;
6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.
Regras
Grupo 15
Grupo 16
Grupo 17 O número de oxidação máximo de um não- metal é igual ao número do seu
grupo -10
nitrogênio, 5+.
enxofre, 6+.
cloro, 7+.
O número de oxidação mínimo é igual ao no do
grupo -18.
Exercício: Determine o número de oxidação dos elementos em cada um dos compostos ou íons: (a) óxido de alumínio, Al2O3
(b) Ácido fosfórico, H3PO4
(c) Íon sulfato, SO4-2
(d) Íon dicromato, Cr2O7-2
1) Elementos livres: número de oxidação zero. H2, Br2, Na, Be;
2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+
3) Compostos com oxigênio (MgO, H2O): número de oxidação do
oxigênio é -2. Exceção: H2O2: -1;
4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH2. número de oxidação: -1;
5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e
oxiânions. ClO-;
6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.
Reações redox
Termita
Fe2O3(s) + 2 Al(s) ----> 2 Fe(s) + Al2O3(s)
Reações redox
Cu(s) + 2 Ag+(aq) ---> Cu2+
(aq) + 2 Ag(s)
Em todas as reações se
alguma espécie está sendo oxidada outra está sendo
reduzida!
Reações redox
Manufatura de metais
Combustíveis
Corrosão
Baterias
Por que estudá-las?
Reações redox
São caracterizadas pela TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS entre um doador e um receptor de
elétrons, resultando em:
1. Aumento do número de oxidação do elemento = OXIDAÇÃO
2. Diminuição do número de oxidação do elemento = REDUÇÃO
Reconhecendo uma reações redox
Corrosão do alumínio
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+
(aq) + 3 Cu(s)
Al(s) - --> Al3+(aq) + 3 e-
Número de oxidação do Al aumenta com a doação de elétrons pelo metal
Dessa maneira, o Al é OXIDADO
Al é o AGENTE REDUTOR na semi-reação
balanceada
Reconhecendo uma reações redox
Corrosão do alumínio
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+
(aq) + 3 Cu(s)
Cu2+(aq) + 2 e- - --> Cu(s)
Número de oxidação do cobre diminui com o ganho de elétrons pelo metal
Dessa maneira, o cobre é REDUZIDO
cobre é o AGENTE OXIDANTE na semi-reação
balanceada
Reconhecendo uma reações redox
Note que as 2 semi-reações se combinam resultando
na equação global
—se usamos 2 mol de Al e 3 mol de Cu2+.
2 Al(s) --> 2 Al3+(aq) + 6 e-
3 Cu2+(aq) + 6 e- --> 3 Cu(s)
-----------------------------------------------------------
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) ---> 2 Al3+
(aq) + 3 Cu(s)
A equação final está balanceada por massa e a carga
Exemplos de agentes redutores e oxidantes
HNO3 é um agente oxidante
2 K + 2 H2O --> 2 KOH + H2
Metais (Na, K, Mg, Fe) são agentes redutores
Metais (Cu) são agentes redutores
Cu + HNO3 --> Cu2+ + NO2
Reconhecendo uma reações redox
Em termos do oxigênio ganha perde
Em termos do halogênio ganha perde
Em termos dos elétrons perde ganha
Tipo de reação Oxidação Redução
Exercício: Identifique quais átomos estão passando por mudanças em seus números de oxidação e classifique as reações como ácido-base, precipitação ou oxirredução.
(a) NaOH(aq) + HNO3(aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)
(b) Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(s)
(c) 2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(s) → Ca(NO3)2(aq) + H2O(l)
(d) 2 S2O3-2
(aq) + I2(aq) → S4O6-2
(aq) + 2I-(aq)
Tipos de reações redox Combinação
Duas substâncias ou mais se combinam para formar um só produto
Tipos de reações redox Decomposição
Quebra de um composto em dois ou mais componentes
Tipos de reações redox Combustão
Reação com oxigênio com liberação de calor e luz
0 2-
Tipos de reações redox Deslocamento
Um íon (ou átomo) é substituído por outro
hidrogênio
metal
halogênio
Tipos de reações redox Desproporcionamento
Um elemento em determinado estado de oxidação é simultaneamente oxidado e reduzido
Exercício
decomposição combinação
Deslocamento de metal
Desproporcionamento 4+ 3+ 5+
Balanceamento de equações redox
Oxidação dos íons Fe2+ a íons Fe3+ pelos íons
(Cr2O72-), em meio ácido, produzindo Cr3+.
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
O: adicionar H2O H: adicionar H+
meio ácido
1) Escrever a equação não balanceada
2) Separar a equação em semi-reações
Oxidação dos íons Fe2+ a íons Fe3+ pelos íons
(Cr2O72-), em meio ácido, produzindo Cr3+.
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
1) Escrever a equação não balanceada
-
2) Separar a equação em semi-reações
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
A reação é em meio básico!
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
forma água
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
8 H2O
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
cada O: adicionar dois OH- no lado necessário e uma
H2O no outro cada H: uma H2O lado necessário e um OH- no outro
meio básico
+ 4 OH- + 2 H2O + 3e-
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)
pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo
molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).
+ 4 OH- + 2 H2O + 3e-
(x3)
(x2)
Exercício: Balancear as seguintes reações:
(a) Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+
(meio ácido)
(b) CrO2- + ClO- → CrO4
2- + Cl- (meio básico)
(c) Qual volume de uma solução 0,0200 mol L-1 de KMnO4 é
necessário para oxidar 40,0 mL de uma solução 0,100 mol L-1 de
FeSO4 em ácido sulfúrico?
cada O: adicionar dois OH- no lado necessário e uma
H2O no outro cada H: uma H2O lado necessário e um OH- no outro
meio básico
O: adicionar H2O H: adicionar H+
meio ácido
Exercício: Balancear as seguintes reações:
(a) Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+
(meio ácido)
(b) CrO2- + ClO- → CrO4
2- + Cl- (meio básico)
(c) Qual volume de uma solução 0,0200 mol L-1 de KMnO4 é
necessário para oxidar 40,0 mL de uma solução 0,100 mol L-1 de
FeSO4 em ácido sulfúrico?
(a) 5Fe2+ + MnO4-
+ 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
(b) 2CrO2- + 3ClO- + 2OH- → 2CrO4
2- + 3Cl- + H2O
(c) 40,0 mL de KMnO4
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