REVISÃO DE QUÍMICA

GERAL e ATOMÍSTICA

PROF. FERENC

Sumário

• Teoria Atômica e Estrutura da Matéria

• Tabela Periódica dos Elementos

• Ligações Químicas

• Compostos Iônicos e Moleculares

• Funções Inorgânicas (ácidos, bases, sais e óxidos)

• Teoria moderna de Ácido-Base

2

Evolução nos modelos atômicos

3

J. Dalton (1803)J.J. Thomson

(1898)E. Rutherford/N. Bohr

(1911)

Átomos indivisíveis

Átomos de um mesmo elemento são iguais

Átomos combinam-se entre si para formar novos compostos

Descoberta dos elétrons (-)

Átomos formados por uma esfera maciça positivacom elétronsincrustrados

“pudim de passas”

Descoberta dos prótons (+) e do átomo nuclear

Elétrons existiam ao redor do núcleo (eletrosfera)

Eletrosfera : dividida em camadas e subcamadas (por ordem de energia)

4

- Átomo é neutro prótons = elétrons

- A massa do elétron é desprezível em relação à massa do próton e do nêutron.

- Número atômico (Z) = prótons no núcleo

- Número de massa (A) = prótons + nêutrons no núcleo

átomo de Oxigênio

A

ZX16

8O

O átomo nuclear

5

Fo

nte

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sb

erc

o, J.;

Sa

lva

do

r, E

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uím

ica, 5

ª.e

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iva

, 2

00

2, p

.64

-67• Modelo atômico de Niels Böhr

Níveis e subníveis energéticos

núcleo

Camadas

ou níveis

Níveis de

Energia

Nome da

Camada

n° máximo

elétrons

1° K 2

2° L 8

3° M 18

4° N 32

5° O 32

6° P 18

7° Q 8

Subnível s p d f

n° máx. de e- 2 6 10 14

Distribuição eletrônica de 26Fe e

26Fe2+

26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d6

26Fe2+ (- 2e-) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d6

6

Diagrama de

Linus Pauling

Transferência de e- camada mais externa do átomo:

CAMADA DE VALÊNCIA

Energia crescente:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d

< 6p < 7s < 5f < 6d

7

Lítio (Li) Flúor (F)

Metal Não Metal

Família 1 ou 1A: Metais Alcalinos

Família 17 ou 7A: Halogênios

Número atômico = n° e- = 3Número atômico = n° e- = 9

Distribuição eletrônica

1s2 2s1 C.V. = 2s1 1s2 2s2 2p5

C.V. = 2s2 2p5

Li perde 1e- cátion Li+ F ganha 1e-

ânion F-

Composto Iônico LiF (fluoreto de lítio)

Figura 1: Diferentes exemplos dos estados da matéria.8

Fon

te: P

etr

ucci, H

arw

oo

d a

nd

Herr

ing. G

en

era

l C

he

mis

try P

rin

cip

les a

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Mo

de

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pp

lica

tio

ns 8

thE

d. W

indsor,

Pre

ntice

-Hall,

20

02

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

O Estudo da Matéria

9

Classificação da Matéria

Pode ser reduzida a

substância mais

simples?

Composto

Matéria

Mistura

heterogêneaHomogênea

É uniforme?

Substância

pura

Mistura

homogênea

(solução)

Tem composição

variável?

Elemento

NÃO SIM

NÃO

NÃO

SIM

SIM

10

Curva de Aquecimento

da água

S

L

L e G

G

T°C

100

0

- 20

tempo

S e

L

MISTURA

11

CASOS ESPECIAIS DE MISTURAS

• MISTURA AZEOTRÓPICA MISTURA EUTÉTICA

12

Organização dos Elementos:

A Tabela Periódica

1871: Dmitri Mendeleev ordem crescente de nº de

massa (A)

Moseley Ordem crescente de nº atômico (Z)

(MODELO ATUAL)

Atualmente: 118 elementos

13

Tabela periódica

14

htt

p:/

/ta

be

laperio

dic

acom

ple

ta.c

om

.br

Propriedades Periódicas

15

Fig

ura

6:

Pro

prie

da

de

s p

erió

dic

as d

os e

lem

en

tos.

A posição do elemento revela suas propriedades

16

Teorias das ligações químicas

Teoria de

Lewis

Teoria da

Ligação de

valência

(TLV)

Teoria dos

Orbitais

moleculares

(TOM)

Regra do Octeto

Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres.

Configuração Geral: ns2 np6

Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos.

Regra do Dueto

Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre – He,

Configuração Geral: ns2

Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

LIGAÇÃO IÔNICA :(eletrovalente ou heteropolar)

Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.

Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.

Na (Z = 11) 1s2 2s2, 2p6 3s1

Cl ( Z = 17) 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5

Na+ Cl-Na Cl

Cloro

Sódio

[Na]+[Cl]-

• geralmente ocorre

entre:

bastante

eletropositivos

bastante

eletronegativos

tendem a

formar

cátions

tendem a

formar

ânions

METAIS + AMETAIS

EXCEÇÃO:

METAIS + “H”

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Íons e compostos iônicos

21

Átomos podem perder ou ganhar elétrons ÍONS

Íon (+) CÁTION Íon (-) ÂNION

CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS:

* são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos);

* são duros e

quebradiços;

* conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em

solução;

* possuem alto ponto de fusão e de ebulição.

LIGAÇÃO COVALENTE:(molecular ou homopolar)

POLAR: os átomos são

diferentes

• Ligação covalente:

APOLAR: os átomos são

idênticos

Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.

Não há a formação de íons;

LIGAÇÕES SÍGMA () e PI ()

HCl

O2

Ligação Covalente

COORDENADA (dativa)

Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já aconteceram.

Exemplo: formação do SO2.

OS O+OS

O

S = O + O S = O

O

Características de Compostos Moleculares

• São, em geral, líquidos ou gasosos nas

condições ambientes (se sólidos, fundem-se

facilmente);

• Possuem baixos P.F. e P.E.;

• Não conduzem corrente elétrica (exceção

para Ácidos, em solução aquosa e Carbono

Grafite) ;

• São formados por moléculas.

Compostos: Iônicos x Moleculares

IÔNICOS

• Formado por íons

• Combinam metais

e não-metais

• Exemplos: NaCl,

CaCl2

MOLECULARES

• Formado por

moléculas

• Em geral, somente

não-metais

• Exemplos: H2O; CH4

29

LIGAÇÃO METÁLICA:• É uma ligação desorientada;

• Modelo do mar de elétrons LIVRES: os cátions

permanecem em um arranjo regular e estão cercados por

um mar de elétrons que se movimentam livremente.

• grande movimentação eletrônica:

• boa condutividade térmica e elétrica,

• Alta maleabilidade e ductibilidade.

FUNÇÕES INORGÂNICAS

Ácidos

Bases

Sais

Óxidos

TEORIA DE ARRHENIUS

eletrólitos e não eletrólitos

TEORIA DE ARRHENIUS

4. Mecanismos de ionização

ÁCIDOS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO

Classificação

1. Quanto à presença de oxigênio

- Hidrácidos: não têm oxigênio Exemplos: HI, HBr, HCN

- Oxiácidos: têm oxigênio Exemplos: H2CO3, H2SO4

2. Quanto ao número de elementos químicos

- Binário: 2 elementos Exemplo: HI

- Ternário: 3 elementos Exemplo: HCℓO

- Quaternário: 4 elementos Exemplo: H4[Fe(CN)6]

Obs.: H4[Fe(CN)6] = Ácido ferrocianídrico (íon Fe2+) ou ferrocianeto de hidrogênio

H3[Fe(CN)6] = Ácido ferricianídrico (íon Fe3+)

ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO

4. Quanto à volatilidade

- Fixos: oxiácidos Exemplo: H3PO4

- Voláteis: hidrácidos Exemplo: HCℓ, H2CO3

3. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

- Monoácido: 1 H+ Exemplos: HI, H3PO2

- Diácido: 2 H+ Exemplos: H2S, H3PO3

- Triácido: 3 H+ Exemplos: H3PO4, H3BO3

- Tetrácido: 4 H+ Exemplos: H4SiO4, H4GeO4

5. Quanto ao grau de ionização

- Fortes: > 50%

- Moderados: 5% ≤ ≤ 50%

- Fraco: < 5%

36

ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO

6. Quanto à força

Hidrácidos

MODERADO: HF

FORTES: HCℓ, HBr e HI

FRACOS: os demais (H2S,

HCN)

Oxiácidos

HxEOy

Y – X = 3 MUITO FORTE

Y – X = 2 FORTE

Y – X = 1 MODERADO

Y – X = 0 FRACO

Exceção: H2CO3: fraco (instável, se decompõe em H2O e

CO2)

H3PO3: moderado (2H+) Y – X = 1

H3PO2: moderado (1H+) Y – X = 1

ÁCIDOS: NOMENCLATURA

1. Hidrácidos

Ácido nome do elemento + ídrico

- HF: ácido fluoridrico - HCℓ: ácido cloridrico

- HBr: ácido bromidrico - HI: ácido iodidrico

- HCN: ácido cianídrico - H2S: ácido sulfídrico

ÁCIDOS: NOMENCLATURA

2. Oxiácidos

Ácido nome do elemento + ico

Derivações dos oxiácidos

ÁCIDOS: NOMENCLATURA

Grau de hidratação de um oxiácido

O Cr e o Mn são dois metais que também formam ácidos:

HMnO4: ácido permangânico

H2MnO4: ácido mangânico

H2CrO4: ácido crômico

H2Cr2O7: ácido pirocrômico ou dicrômico

BASES: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO

Definição

Toda substância que, em solução aquosa se dissocia, produzindo como ânion OH-.

Mex+(OH)- Me(OH)x em que Me = metal

Obs.: NH4OH: única base com cátion de ametais.

Classificação

1. Quanto ao número de hidroxilas

- Monobase: 1 OH- Exemplo: KOH

- Dibase: 2 OH- Exemplo: Mg(OH)2

- Tribase: 3 OH- Exemplo: Aℓ(OH)3

- Tetrabase: 4 OH- Exemplo: Sn(OH)4

2. Quanto a solubilidade em água

- Solúveis: IA e NH4+

- Pouco solúveis: IIA Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2

- Insolúveis: demais bases

BASES: CLASSIFICAÇÃO E

NOMENCLATURA

3. Quanto a força

- Base forte: IA e IIA ( próximo de 100%)

- Base fraca: demais, incluindo o NH4OH

Nomenclatura

1. Quando o elemento tem nox fixo

Hidróxido de nome do elemento

- KOH: hidróxido de potássio

- Mg(OH)2: hidróxido de magnésio

- Aℓ(OH)3: hidróxido de alumínio

2. Quando o elemento tem nox variável

- Fe(OH)2: hidróxido de ferro II hidróxido ferroso

- Fe(OH)3: hidróxido de ferro III hidróxido férrico

Obs.: ICO: maior valor nox OSO: menor valor nox

INDICADORESTornassol Fenolftaleína Alaranjado de metila Azul de bromotimol

Ácido rosa incolor vermelho amarelo

Base azul vermelho amarelo azul

O tornassol é extraído de certos líquens (formas de vida

formadas pela associação entre algas e fungos).

SAIS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO

Definição

São compostos formados pela reação de um ácido com uma base de Arrhenius.

Classificação

1. Neutralização total

2 HCℓO3 + Ca(OH)2 Ca(CℓO3)2 + 2 H20

Ácido clórico clorato de cálcio

SAIS: CLASSIFICAÇÃO

2. Neutralização parcial da base

1 HCℓ + Ca(OH)2 Ca(OH)Cℓ + H20

Ácido clórídrico cloreto (mono)básico de cálcio

(mono)hidroxicloreto de cálcio

3. Neutralização parcial do ácido

1 H2CO3 + 1 NaOH NaHCO3 + H20

Ácido carbônico carbonato (mono)ácido de sódio

(mono)hidrogenocarbonato de sódio

bicarbonato de sódio

4. Sais duplos:

LiKCO3: carbonato de lítio e potássio

CaBrNO3: brometo nitrato de cálcio

5. Sais hidratados:

CaCℓ2 . 2 H20

SAIS: SOLUBILIDADE

Sal Solúvel Insolúvel Exceções

Nitratos (NO3-) X

Acetatos

(CH3COO-)

X

Alcalinos (IA) X

Amônio (NH4+) X

Cloretos (Cl-)

Brometos (Br-)

Iodetos (I-)

X Ag+, Hg22+, Pb2+

Sulfatos (SO42-) X Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+

Sulfetos (S2-) X IA, NH4+, Ca2+, Sr2+,

Ba2+,

Carbonatos (CO32-

)

Fosfatos (PO43-)

X Na+, K+, NH4+,

ÓXIDOS: DEFINIÇÃO

1. Definição

É um composto binário no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Exemplos: CO2, Na2O, Fe3O4.

2. Fórmula geral

Ex+O2- Em que:

E = elemento qualquer (com exceção do fluor)

X = número de oxidação do elemento E

O = oxigênio (com número de oxidação 2-)

Exemplo:

Mg2+O2- = MgO

ÓXIDOS: NOMENCLATURA

1. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um METAL

Óxido de nome do elemento

- K2O: óxido de potássio

- MgO: óxido de magnésio

- Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico

- FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso

2. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um AMETAL

(mono, di, tri, ...) Óxido de (di, tri, ...) nome do elemento

- N2O: monóxido de nitrogênio

- CO: monóxido de carbono

- P2O5: pentóxido de difósforo

- I2O7: heptóxido de di-iodo

ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO

1. Óxido ÁCIDO ou anidrido

Formado por ametais ligados ao oxigênio

Óxido ácido + água ácido

Óxido ácido + base sal + água

S03 + H20 H2SO4 SO3 + 2 NaOH Na2SO4 + H20

Anidrido: sem H20: H2CO3 – H20 = CO2 anidrido carbônico

2. Óxido BÁSICO

Formado por metais ligados ao oxigênio

Óxido básico + água base

Óxido básico + ácido sal + água

Na2O + H20 2 NaOH Na2O + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H20

ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO

3. Óxido NEUTRO ou INDIFERENTE

Não reage com água, ácido ou base.

Os mais importantes são: CO, NO, N2O

4. Óxido ANFÓTERO

Formado por elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, aqueles que

ocupam a região central da tabela periódica. Apresentam, simultaneamente, caráter

ácido e básico.

ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O

ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O

Óxido anfótero + ácido forte sal + água

Óxido anfótero + base forte sal + água

ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO

5. Óxido DUPLO

É aquele cujo metal formador tem dois nox diferentes.

Fe3O4 = FeO . Fe2O3

Pb3O4 = PbO2 . 2 PbO

Mn3O4 = MnO2 . 2 MnO

4. PERÓXIDO

Os cátions são formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio.

O oxigênio apresenta nox = 1-

- Para metais alcalinos e hidrogênio: H2O2, Na2O2, Li2O2

- Pata metais alcalinos terrosos: MgO2, CaO2, BaO2

Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2

Na2O2 + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H2O2

peróxido + água base + água oxigenada

peróxido + ácido sal + água oxigenada

TEORIAS MODERNAS DE ACIDO E BASE

Teorias ácido-base

ARRHENIUS

Arrhenius:Teoria da Dissociação

Eletrolítica

Ácidos : são substâncias que contêm

hidrogênio e produzem o íon H+ [ H3O+ ] (íon

hidrônio) como único cátion, quando em

solução aquosa.

Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl-

HNO3 + H2O H3O+ + NO3

-

Bases: são substâncias que liberam íons

OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.

Ex.: NaOH + H2O Na+ + OH-

Ca(OH)2 + H2O Ca2+ + 2OH-

LIMITAÇÕES:

Teoria de Arrhenius está restrita para

soluções aquosas;

Não aponta para a basicidade da amônia

(NH3), por exemplo, que não contém

grupo OH;

A natureza do solvente desempenha um

papel crítico nas propriedades das

substâncias ácido-base.

Teoria Protônica

BRöNSTED LOWRY

TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY

Ácido: são espécies doadoras de prótons

(H+).

Base : são espécies que podem aceitar

um próton (H+) .

Na teoria ácido-base de

Brönsted-Lowry haverá a

formação de um par ácido-

base conjugado, isto é,

sempre o ácido terá a sua base

conjugada e vice-versa, ou

seja, a base certamente terá o

seu ácido conjugado.

Esquematizando

Ex.:

Ex.:

Força

Quanto maior é a tendência em doar

prótons, mais forte é o ácido.

Quanto maior a tendência em receber

prótons, mais forte é a base, e vice-versa.

Água substância anfiprótica (espécies

que podem ceder ou receber prótons H+).

Teoria Eletrônica

LEWIS

Ácido: é uma espécie química capaz de

RECEBER um par de elétrons em uma

reação;

Base: é uma espécie química que pode

DOAR um par de elétrons para formar

uma ligação covalente coordenada em

uma reação.

Em resumo:

Toda reação ácido-base de Lewis

consiste na formação de uma ligação

covalente coordenada.

Neutralização é definida como a

formação de uma ligação covalente

coordenada.

Ex.:

Ex.:

Comparação entre as três teorias

2ª. AULA:

* CALCULO ESTEQUIOMÉTRICO* GASES

* RADIOATIVIDADE* BALANÇO POR REDOX

1 Mol

6,02 x 1023

Massa MOLAR (TP)

22,4 L nas CNTP

100% pureza / rend

Cálculo Estequiométrico

Para resolver uma questão envolvendo

cálculo estequiométrico devemos seguir três

passos:

1º conhecer a equação;

2º Ajustar os coeficientes;

3º Armar uma Regra de três;

Reagente Limitante

EX.:10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de

hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em

excesso. Após completar a reação:

a) qual será a massa em excesso

b) qual a sua porcentagem :

__H2SO4 + __Ca(OH)2 __CaSO4 + __H2O

a) 0,02g de H2SO4 e 10% b) 0,20g de H2SO4 e 2%

c) 0,26g de Ca(OH)2 e 5% d) 2,00g de H2SO4 e 1%

e) 0,2g de Ca(OH)2. e 20%

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O

98g ----- 74g

X-------7,4g x= 9,8g

Resolução

98g 74g

9,8g 7,4g

10g – 9,8g 0,2g de ácido

em excesso

10g----------100%

0,2g------------ x

X= 2% em excesso

ESTUDO DOS

GASES

A Importância do Estudo dos Gases

• Do ponto de vista teórico, o estudo dos

gases ajudou na compreensão das reações

químicas:

Lei da Conservação da Massa – Lavoisier

(1743-1794)

Lei das Proporções Definidas – Proust

(1754-1826)

Lei das Proporções

Volumétricas – Gay-Lussac (1778-1850)

Hipótese de Avogadro

(1776-1856)

Propriedades dos Gases

Os gases possuem massa

Os gases ocupam todo o

volume do recipiente

O volume dos gases

varia muito com a pressão

O volume dos gases

varia muito com a

temperatura

Equação de Clapeyron

• Relaciona quantidade de mols de um gás

com PRESSÃO, VOLUME e TEMPERATURA

(variáveis de Estado).

P . V = n . R . TP= pressão (atm ou mmHg)

V= volume (L)

n= nº de mol

R= constante dos gases (0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K)

T= temperatura em Kelvin

EQUAÇÃO GERAL DOS GASES

IsoTérmica “temperatura constante”

LEI de BOYLE - MARIOTTE

IsoBárica ‘’pressão constante’’

LEI de CHARLES – GAY- LUSSAC

ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA

„‟VOLUME CONSTANTE’’ Lei de Charles/Gay-Lussac

RADIOATIVIDADE

Considerações iniciais

* Rutherford (Prêmio Nobel de Química – 1908)

Radioatividade

* Bohr (Prêmio Nobel de Física – 1922)

* Chadwick (descobriu o NÊUTRON - 1932)

- Aluno de Rutherford

Radiação Alfa (α) 2 prótons + 2 neutrons

Radiação Beta (β) 1 elétron

Radiação Gama (γ)

Penetração das radiações na matéria

Radioatividade

Radioatividade

Decaimento radioativo: meia-vida

Radioatividade

Fissão nuclear- Bomba atômica: Hiroshima e Nagasaki

RadioatividadeFusão nuclear

Radioatividade

Aplicações da radiaçãoAPLICAÇÕES EM MEDICINA

• Diagnóstico de doenças- Radioisótopo é ingerido para obter o mapeamento do organismo.- Iodo-131 = meia-vida 8 dias.- Absorvido pela glândula tireóide, onde se concentra.- Detector observa o quanto foi absorvido de iodo pela tireóide.- Obtêm-se um mapeamento da tireóide.- um radiodiagnóstico é feito por comparação com um mapa

padrão de uma tireóide normal.

Exemplo de radiodiagnóstico da tireóide usando I-131

- área mais brilhante indica maior concentração do I-131.

Radioatividade

Aplicações da radiação

APLICAÇÕES EM MEDICINA

• Radioterapia- Tratamento com fontes de irradiação.

- Cobalto-60 (antes Césio-137): maior rendimento terapêutico.

OBS.: outros radioisótopos utilizados:- Tecnécio (Tc-99): 6 h de meia-vida – cintilografias de rins, cérebro,pulmões, ossos.- Samário (Sm-153): 1,9 dias de meia-vida – injetado em pacientes commetástase óssea, como paliativo para a dor.

BALANCEAMENTO DE

EQUAÇÕES POR OXIRREDUÇÃO

Observe:

Regras para o balanceamento:

Cr2O

7

–2

+ Fe+2

+ H+

Cr+3

+ Fe+3

+ H2O66

Balancear a equação iônica pelo método de

oxirredução.

-14+12

+6 -2 +2 +1 +3 +3 +1

+2 -2

-2

nox

=

3 – 2 = 1. 1= 1

nox

–

6 – 3= 3 . 2=6

1

Oxidação: Fe+2

Fe+3

Agente Redutor: Fe+2

Redução: Cr+6

Cr+3 Agente Oxidante: Cr2O7

-2

2 714