Oxidação Redução 2Oxidação Redução 2h

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n.g

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1

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 181

H+1

-1

2

He

3

Li+1

4

Be+2

5

B+3

6

C+4

+2

-4

7

N+5

+4

+3

+2

+1

-3

8

O+2

-1/2

-1

-2

9

F-1

10

Ne

11

Na+1

12

Mg+2

13

Al

+3

14

Si

+4

-4

15

P

+5

+3

-3

16

S

+6

+4

+2

-2

17

Cl+7

+6

+5

+4

+3

+1

-1

18

Ar

19

K+1

20

Ca+2

21

Sc+3

22

Ti+4

+3

+2

23

V+5

+4

+3

+2

24

Cr+6

+5

+4

+3

+2

25

Mn+7

+6

+4

+3

+2

26

Fe+3

+2

27

Co+3

+2

28

Ni+2

29

Cu+2

+1

30

Zn+2

31

Ga+3

32

Ge+4

-4

33

As+5

+3

-3

34

Se+6

+4

-2

35

Br+5

+3

+1

-1

36

Kr+4

+2

Número de oxidação dos elementos no estado combinado.

O número de oxidação mais comum está representado a vermelho.

2

http://pubs.acs.org/cen/80th/images/8136element.vanadium.JPG

As soluções aquosas de vanádio apresentam cores diferentes conforme o estado de oxidação do elemetno metálico . Da esquerda para a direita, V(II), V(III), V(IV), e V(V). As soluções foram preparadas por: Jens Uwe Kuhn.

3

Identificação de reacções de oxidação-redução

É possível verificar se uma reacção é ou não uma reacção de oxidação-redução conhecendo os números de oxidação.

Elemento que capta

electrões

Diminuição do número de oxidação

Oxidante Redução

Elemento que liberta

electrões

Aumento do número de oxidação

Redutor Oxidação

4

Comparando os números de oxidação de todos os elementos dos reagentes e dos produtos, podem ocorrer duas situações:

Houve pelo menos um número de oxidação que menos um número de oxidação que aumentouaumentou e outro que diminuiuoutro que diminuiu, o que permite concluir que a reacção é de oxidação-reducãoa reacção é de oxidação-reducão.

Não houve variação do número de oxidaçãoNão houve variação do número de oxidação de nenhumnenhum elementoelemento, o que permite concluir que aa reacçãoreacção nãonão é de oxidação-reduçãoé de oxidação-redução.

5

Exemplo:A reacção de oxigénio (gás) com magnésio (sólido), com formação de do de magnésio (sólido), será uma reacção de oxidação-redução?

A reacção pode ser representada pela seguinte equação química:

2 Mg(S)+ O2 (g) 2 MgO (s)

Os números de oxidação do oxigénio e do magnésio nos reagentes são:

n.o. (O)reagentes = 0 (estado livre)n.o. (Mg)reagentes = 0 (estado livre)

6

Os números de oxidação do oxigénio e do magnésio nos produtos são:

n.o. (O)produtos =-2n.o. (Mg)produtos =+2

O oxigénio actua como oxidante (capta 2 e, sendo reduzido de 0 a -2);

O magnésio actua como redutor (liberta 2 e, sendo oxidado de 0 a +2).

Conclusão: é uma reacção de oxidação-redução em que O2

é o agente oxidante e Mg o agente redutor.

2Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)

reduçãoreduçãooxidaçãooxidação

0 0+2 -2

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Exercício

Verifique se as reacções seguintes são ou não de oxidação--redução:

a)SnCl2 (s) + Cl2 (g) SnCl4 (s)

b)CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

c)2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

8

Acerto de equações de oxidação-redução pelo método do ião-electrão

Muitas equações de oxidação-redução simples são equações de oxidação-redução simples são fáceis de acertarfáceis de acertar, como, por exemplo, a oxidação do zinco pelo catião prata ou a oxidação do hidrogénio pelo oxigénio:

Zn (s) + 2 Ag+ (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag (s)

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

9

No caso de reacções de oxidação-redução mais complicadas, o acerto pode ser feito utilizando o método do ião-electrão.

Neste método, baseado to conceito de número de conceito de número de oxidação (n.o.)oxidação (n.o.), a equação vai sendo acertada por etapasacertada por etapas.

Fe2O3 (s) + H2C2O4 (aq) Fe2+ (aq) + CO2 (g) (meio ácido)

Acertar a equação:

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1. Identificação do oxidante e do redutor - verificar quais os elementos cujo n.o. variou.

n.o. (Fe) em Fe2O2 = + 3 n.o. (Fe) em Fe2+ = + 2

n.o. (C) em H2C2O4= +3 n.o. (C) em CO2 = +4

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2. Escrita das equações parciais - representação das duas equações parciaisrepresentação das duas equações parciais (das semi-reacções), uma de redução e outra de oxidação.

Fe2O3 (s) Fe2+ (aq) (redução do oxidante)

H2C2O4 (aq) CO (g) (oxidação do redutor)

12

3. Acerto de massas - em cada uma das equações parciais, acertar a massa dos elementos cujo n.o. acertar a massa dos elementos cujo n.o. variouvariou.

Fe2O3 (s) 2 Fe2+ (aq)

H2C2O4 (aq) 2 CO2 (g)

13

4. Balanço de electrões – adicionaradicionar , de um ou do outro lado de cada equação, o número de o número de electrões necessários para compensar a electrões necessários para compensar a variação dos n.o.variação dos n.o.(atenção ao número de átomos dos elementos cujo n.o. variou).

Fe2O3 (s) + 2 e2 e 2 Fe2+ (aq)

H2C2O4 (aq) 2 CO2(g) + 2 e2 e

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5. Acerto de cargas – acertar a carga de cada uma das equações, adicionando a espécie H3O

+ (aq)

ou a espécie HO- (aq), conforme o meio seja ácido ou alcalino, respectivamente.

Como é meio ácido adiciona-se H3O+

Fe2O3 (s) + 6 H6 H33OO

++ (aq) + 2 e 2 Fe2+ (aq)

H2C2O4 (aq) 2 CO2 (g) + 2 H2 H33OO

++ (aq) + 2 e

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6. Acerto das equações – acertar os oxigénios, acertar os oxigénios, adicionando moléculas de Hadicionando moléculas de H22O (l) ao membro O (l) ao membro

da equação em que há menos átomos de da equação em que há menos átomos de oxigéniooxigénio, até haver tantos átomos de oxigénio dum lado como do outro.

Fe2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) + 2 e- 2 Fe2+(aq) + 9 H9 H22O (l)O (l)

H2C2O4 (aq) + 2 H2 H22O (l)O (l) 2 CO2 (g) + 2 H3O

+ (aq) + 2 e-

16

7. Verificação – verificar que o número de átomos de hidrogénio é igual dos dois lados, isto é, que a equação está certa; se isto não acontecer é porque houve um erro e é preciso voltar ao início.

Átomos de H (redução):

1.º membro = 6 3 = 18; 2.° membro = 9 2 = 18

Átomos de H (oxidação):

1.°membro =2 + 2 2 = 6; 2.° membro =2 3 = 6

17

8. Soma das equações parciais – adicionar as duas equações parciais, membro a membro, de forma a obter a equação final acertada;esta adição tem que ser feita de forma a que não sobrem não sobrem electrõeselectrões, o que pode obrigar a multiplicar as equações parciais por números apropriados, antes de as somar.

Fe2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) + 2 e- 2 Fe2+(aq) + 9 H2O (l)

H2C2O4 (aq) + 2 H2O (l) 2 CO2 (g) + 2 H3O+ (aq) + 2 e-

Fe2O3 (s) + H2C2O4 (aq) + 4 H3O+(aq) 2 Fe2+ (aq) + 2 CO2 (g) + 7 H2O (l)

18

Forças Relativas de oxidantes e Redutores

19

Forças relativas de oxidantes e redutores

Já vimos que um oxidante é uma espécie com tendência para captar electrões e que um redutor é uma espécie com tendência para libertar electrões.

Mas será que, tal como acontece com os ácidos e com as bases, também faz sentido também faz sentido

falar em oxidantes fortes e fracos e em falar em oxidantes fortes e fracos e em redutores fortes e fracos?redutores fortes e fracos?

20

http://www.chempic.com/download/animations/rdx_zn_fe.swf

21

http://highered.mcgraw-hill.com/sites/0072512644/student_view0/chapter4/animations_center.html

22

Pode afirmar-se que:

o oxidante Zn2+ não tem força suficiente para oxidar o cobre;

o oxidante Cu2+ tem força suficiente para oxidar o Zn.

Conclui-se, portanto, que o Cu2+ é um oxidante mais forte do que o Zn2+.

Zn(s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq)

23

Cu (s) + 2 Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)

Pode-se concluir, portanto, que:o oxidante Ag+ tem força suficiente para oxidar o redutor Cu;

o oxidante Cu2+ não tem força suficiente para oxidar o redutor Ag.

Juntando as informações obtidas, pode-se fazer uma comparação entre as forças dos três catiões como oxidantes:

Ag+ > Cu2+ > Zn2+ (Poder oxidante)

Mg > Cu > Ag (Poder redutor)

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ElementoReacção de eléctrodo

(Ox + n.º e ® Red)Li Li+ + e LiK K+ + e K

Na Na+ + e Na Mg Mg2+ + 2 e Mg Al Al3+ + 3e Al Mn Mn2+ + 2e Mn Zn Zn2+ + 2e Zn Cr Cr3+ + 3e Cr Fe Fe2+ + 2e Fe Cd Cd2+ + 2e Cd Co Co2+ + 2e Co Ni Ni2+ + 2e Ni Sn Sn2+ + 2e Sn Pb Pb2+ + 2e Pb Cu Cu2+ + 2e Cu I I2 + 2e 2 I-

Hg Hg2+ + 2e Hg Ag Ag+ + e Ag Cl Cl2 + 2e 2 Cl-

F F2 + 2e 2 F-

Série electroquímica

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Na série electroquímica apresentada, os elementos estão dispostos por ordem decrescente do seu poder redutor, isto é, quanto mais acima estiverem na série, maior é a facilidade com que libertam electrões.

Inversamente, os seus oxidantes conjugados são tanto mais fortes quanto mais abaixo estiverem na série.

Isto significa que um dado redutor da série electroquímica só pode reduzir os oxidantes que ocupam uma posição inferior na tabela; inversamente um oxidante só consegue oxidar um redutor colocado numa posição superior da tabela.

26

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swf 27

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