Escola Profissional da Raia de Idanha – a – Nova
Docente:
Elisa Nunes
Disciplina:
Físico – Química
Trabalho Realizado por:Vanessa Freire Nº222ºAno de Energias RenováveisAno Lectivo: 2009/2010
Página 1
Índice
ConteúdoIntrodução................................................................................................................................3
Reacção de Oxidação – Redução.....................................................................................4
Números de Oxidação..........................................................................................................6
Regras na determinação de números de oxidação...................................................8
Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida............8
Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução...................10
Acertar Equações de Oxidação – Redução,................................................................10
Pares Conjugados Oxidação – Redução.......................................................................15
Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir......................................................................................................................16
Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio.................................................17
Conclusão...............................................................................................................................19
Bibliografia.............................................................................................................................20
Página 2
Introdução
Este trabalho é sobre Reacções, Óxido de Redução, e tem como base finalizar assim o Módulo XI.
Este trabalho tem como finalidade ficar a perceber e adquirir os conhecimentos em relação:
Oxidação – Redução.
Saber identificar cada uma delas;
Acertar Equações…
Página 3
Reacção de Oxidação – Redução
Reacção de óxido redução é aquela que ocorre com transferência
de electrões, mas como nós não conseguimos enxergar os electrões o
número de Oxidação (Nox) nos mostra o que ocorre com os electrões,
portanto, se ocorrer variação do Nox teremos uma reacção de óxido
redução.
Reacção de óxido - redução
Transferência de electrões
Variação do Nox
OXIDAÇÃO
Quando um elemento doa electrões o seu nº de oxidação
aumenta, dizemos que ele sofreu uma oxidação.
Mg Mg+2 0 +2 O Nox aumentou doou electrões então oxidou
REDUÇÃO
Quando um elemento recebe electrões seu nº de oxidação
diminui, dizemos que ele sofreu uma redução.
O2 O-2 0 -2 O Nox diminuiu recebeu electrões reduziu.
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) 0 0 +2 –2
Página 4
Oxidou
Reduziu
Quando uma substância encontra a outra, uma sofre redução e
provoca na outra a oxidação, por outro lado, a outra substância sofre
oxidação e provoca a redução. Formando o que conhecemos por
agente oxidante e agente redutor.
AGENTE REDUTOR
É a substância que contém o elemento que sofre oxidação é a
substância que provoca a redução.
REDUTOR - Mg
AGENTE OXIDANTE
É a substância que contém o elemento que sofre redução é a
substância que provoca a oxidação.
OXIDANTE - O2
Números de Oxidação
Hidrogénio e Metais Alcalinos
Página 5
Considera – se a sua posição, como pertencendo ao grupo 1, por
apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. Outros,
colocaram-no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação
do íão H+ (hidratos).
O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas,
não estando situado em nenhum grupo.
Fig1 Hidrogénio zona azul.
Oxigénio
Eles são caracterizados pela configuração electrónica ns2 np4 da
sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos
com metais e com hidrogénio quando o número de oxidação é – 2.
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos
do grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio
grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogéneos.
Página 6
Metais Alcalino Terrosos
São eles o Hidrogénio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e
frâncio.
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração
electrónica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íões
+1.
Com excepção do hidrogénio, todos são metais e não são
encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os metais.
Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a
água, formando hidróxidos (MOH, Metal alcalino).
Os átomos de hidrogénio são os mais simples, de todos os
elementos químicos. Ele é formado por duas partículas sub -
atómicas: um protão e um electrão.
Apesar de possuir a mesma configuração electrónica da camada
de valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogénio é um não-
metal. No estado elementar é encontrado como moléculas diatómicas
(H2).
Página 7
Regras na determinação de números de oxidação
Para a determinação do número de oxidação devem seguir-se
algumas regras básicas:
Regras Básicas:
1. O número de oxidação de um elemento no estado livre (quando não está combinado) é igual a zero;
2. Quando se encontra combinado o número de oxidação do hidrogénio é sempre +1 (salvo nos hidratos metálicos em que toma o valor -1).
3. No caso do oxigénio o número de oxidação é -2, à excepção dos peróxidos em que é igual a -1 e dos super óxidos onde é igual a -0,5. Quando ligado ao flúor, dado que este é mais electronegativo que o oxigénio, será o flúor que apresenta número de oxidação -1.
4. Os iões monoatómicos têm o número de oxidação igual à sua própria carga;
5. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula tem de ser igual a zero (regra da electroneutralidade);
6. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um ião poli atómico é sempre igual à carga do ião.
Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida
Nem todos os elementos têm a mesma capacidade de captar ou
ceder electrões, isto é, os elementos não possuem todos o mesmo
poder oxidante ou redutor. Desta forma alguns compostos
apresentam maior capacidade para actuar como oxidantes enquanto
outros como redutores.
Página 8
Quando se deixa cair sódio numa tina com água, observa-se a
libertação de hidrogénio, o que mostra a redução da água,
acompanhada da correspondente oxidação do sódio. No entanto, o
mesmo não sucede se deixar cair prata ou outros metais em água,
indicando, portanto, que o sódio tem um poder redutor maior do que
a prata.
Uma forma de comparar o poder redutor ou oxidante de dois
elementos é através da sua reacção. De um modo geral simples se
na reacção:
M+ + N → N+ + M
A reacção pode progredir até uma situação final em que exista
mais M do que N, pode dizer-se que o elemento M oxida o composto
N. Desta forma o catião M+ tem um maior poder oxidante que o catião
N+, e de forma semelhante conclui-se que o elemento N tem um
maior poder redutor doque o elemento M.
Tendo em conta estes conceitos é possível estabelecer uma
ordem dos pares conjugados em que os pares são ordenados por
ordem crescente de acordo com o poder oxidante das respectivas
espécies oxidadas.
Página 9
Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução.
Número de Oxidação 0 +2 +2 0Equação Química Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+ +
Cu(s) Aumento do n.º de oxidação: Oxidação
Diminuição do n.º de Oxidação: Redução
Semi – equação de oxidação: Zn (s) Zn2+(aq) + 2eSemi – equação de redução: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
Eq. Global de Oxidação – Redução: Zn (s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Acertar Equações de Oxidação – Redução, Meio Ácido e Meio Alcalino pelo Método Misto.
Meio Ácido:
Fe2+ + Cr2O72- → Fe3+ + Cr3+
Para se proceder ao acerto desta equação há que, em primeiro
lugar determinar os números de oxidação de cada espécie para se
poder determinar as semi-reacções de oxidação e de redução.
Neste caso, observando os iões de Fe, verifica-se que passa do
estado de oxidação +2 para +3, isto é, aumenta, o que corresponde a
Página 10
dizer que ocorre uma oxidação. Evidentemente para a outra espécie
(Cr2O72-) deverá ocorrer uma redução.
Assim o número de oxidação do Cr em Cr2O72- pode ser calculado da
seguinte forma:
E para a espécie Cr3+ é, claramente, +3. Assim podemos
confirmar que há uma diminuição do estado de oxidação do crómio
que corresponde à redução.
Assim, as semi-reacções de oxidação e redução são:
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → Cr3+
Agora devem-se acertar os átomos, à excepção dos de oxigénio
e hidrogénio, em cada semi-reacção. Neste caso trata-se apenas dos
de Fe e Cr.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+
Página 11
Agora ir-se-á acertar o número de átomos de oxigénio, mas para
tal atribuir-se que se está em meio ácido. Assim adiciona-se H2O e H+
do lado onde existe deficiência de cada espécie até se acertarem as
massas.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O (que fica)
Cr2O72- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O
Torna-se agora necessário acertar as cargas por adição de
electrões ao lado de cada semi-reacção que apresenta deficiência
destas.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+ + 1e-
Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Para que o número de electrões nas semi-reacções seja igual,
tem de se proceder ao mínimo múltiplo comum entre estas:
Oxidação: 6 Fe2+ → 6 Fe3+ + 6e-
Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Por fim efectua-se a soma das semi-reacções para se obter a
reacção global, devidamente acertada:
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 6e-
Neste caso os únicos elementos da equação química que se
anulam são os electrões e a equação simplificada fica:
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
Meio Alcalino
Página 12
Para este método torna-se imprescindível conhecer a variação
dos números de oxidação dos elementos presentes na reacção. A
soma algébrica das variações dos números de oxidação em reagentes
e produtos tem de ser nula.
A igualdade da carga eléctrica nos dois membros da equação
que traduz a reacção química é conseguida adicionando ao membro
conveniente ião , se a reacção ocorrer em meio ácido, ou iões
, se a reacção ocorrer em meio alcalino.
Escrever a equação que traduz a reacção de oxidação do
nitrito de sódio pelo permanganato de potássio, em meio
alcalino, com a formação de nitrato de sódio e dióxido de
manganês.
Escrita dos reagentes e produtos da reacção
Cálculo e anotação dos números de oxidação dos átomos dos
elementos intervenientes:
Variação do número de oxidação do azoto: +2
Variação do número de oxidação do manganês: -3
Na equação têm de figurar três átomos de azoto por cada dois de
manganês.
Página 13
Acerto da carga eléctrica por adição de iões
Acerto do número de átomos de hidrogénio, por adição de
moléculas de água ao membro conveniente
Página 14
Pares Conjugados Oxidação – Redução
Reacções são reacções em que há transferência de electrões.
Uma espécie só se comporta como oxidante na presença de um
redutor e vice – versa.
Nas reacções uma espécie que cede um ou mais electrões
(redutor) dá origem a outra espécie (oxidante) capaz de aceitar
esse(s) electrão(ões), regenerando a primeira espécie. Estas espécies
constituem um par redutor – oxidante conjugado.
Exemplo:
Examinando o que aconteceu ao zinco metálico e ao ião
Cu2+ na reacção anterior, pode reconhecer-se um aspecto importante
das reacções de oxidação – redução:
Zn (s) --> Zn2+ (aq) + 2 e- Semi – equação de oxidação
Cu2+ (aq) + 2 e- -> Cu (s) Semi – equação de redução
De cada vez que um redutor “cede” electrões forma-se
um oxidante que pode “captar” electrões, na reacção em sentido
contrário. Contrariamente, de cada vez que um oxidante “capta”
electrões, forma-se um redutor, que pode “ceder” electrões na
reacção em sentido contrário.
Página 15
É a partir da ideia de que os oxidantes e os redutores
estão associados que surge a designação par redutor – oxidante
conjugado ou par conjugado. Assim, para a reacção anterior os
pares conjugados são: Zn / Zn2+ e Cu / Cu2+.
Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir
Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são
os metais altamente electropositivos, como o sódio, que facilmente
reduz os compostos de metais nobres e também liberta o hidrogénio
da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o
ozónio.
O carácter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros
compostos que participam da reacção, e da acidez e alcalinidade do
meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração
de elementos ácidos. Entre as reacções mais conhecidas -- as
reacções bioquímicas -- inclui-se a corrosão, que tem grande
importância industrial.
Um caso particularmente interessante é o do fenómeno chamado
auto-reacção, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e
redução na mesma reacção. Isso ocorre entre halogéneos e
hidróxidos alcalinos. Na reacção com o hidróxido de sódio a quente, o
cloro (0) sofre auto - redução: que se oxida para clorato (+5) e se
reduz para cloreto (-1):
6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O
Página 16
Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio
O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das
concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o
sistema está em equilíbrio.
A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das
velocidades das reacções directas e inversa.
aA + bB = cC + dD
A velocidade da reacção é dada por
V = k.[A]a.[B]b
É importante lembrar que a água e espécies sólidas não são
consideradas, os reagentes participam na equação da velocidade. A
velocidade depende exclusivamente dos reagentes e não dos
produtos.
A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida
pela divisão da velocidade da reacção inversa pela velocidade da
reacção directa.
Uma maneira mais simples de obter a equação da Ke para a
reação
AgCl(S) = Ag+ + Cl-
Página 17
É calcular o quociente dos produtos pelos reagentes
excluindo espécies sólidas e a água. O resultado é o mesmo.
Ke = [Ag+][Cl-]
Estas concentrações são aquelas obtidas durante o equilíbrio
químico, ou seja, são constantes.
A unidade da constante de equilíbrio é geralmente expressa
em (mol/L)x onde x é o resultado aritmético da expressão das letras
minúsculas (c+d-a-b).
Tendo em mente o que significa a constante de equilíbrio
(razão entre concentração de produtos e reagentes) podemos
entender algumas de suas finalidades.
Página 18
Conclusão
Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta
ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de
oxidação diminui.
Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe
sempre variação do número de oxidação de dois elementos.
Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de
redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de
um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a
tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva
espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.
Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta
ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de
oxidação diminui.
Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe
sempre variação do número de oxidação de dois elementos.
Se em vez de par redutor – oxidante conjugado se disser par
conjugado oxidante – redutor ou par conjugado de oxidação –
redução, escreve-se em primeiro lugar o oxidante e depois o redutor
conjugado.
Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de
redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de
um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a
tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva
espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.
Página 19
Bibliografia
http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu%C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-e-reducao
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=277
http://www.e-escola.pt/search_results.asp
Página 20
Página 21