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Química Tecnológica Materiais Oxidação e Redução.

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Apresentação em tema: "Química Tecnológica Materiais Oxidação e Redução."— Transcrição da apresentação:

1 Química Tecnológica Materiais Oxidação e Redução

2 Teoria de oxidação e redução Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária tais como a ferrugem e o apodrecimento das frutas.

3 Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida. Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:

4 Número de Oxidação É um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

5 Elementos com nox fixo em seus compostos n Metais alcalinos (+1) n Metais alcalino-terroso (+2) n Alumínio (+3) n Prata (+1) n Zinco (+2) n Enxofre em monossulfetos (-2) n Halogênios (-1) n Hidrogênio (+1) exceto nos hidretos que é (-1) n Oxigênio (-2) n Oxigênio nos Peróxidos (-1) n Oxigênio nos Superóxidos (-0,5) n Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2)

6 n Hidretos são compostos binários do hidrogênio com outro elemento, principalmente dos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalinos terrosos). Nestes casos o hidrogênio faz ligação iônica e seu número de oxidação é igual (-1). n Peróxidos Na 2 O 2 peróxido de sódio +1 – 1 K 2 O 2 peróxido de potássio +1 – 1 Ba O 2 peróxido de bário +2 – 1 H 2 O 2 peróxido de hidrogênio +1 – 1

7 n SUPERÓXIDOS São óxidos iônicos que apresentam o ânion (O 2 ) –. Somente os metais alcalinos e alcalino terrosos formam superóxidos. Por exemplo: NaO 2 ou (Na + ) (O 2 ) – superóxido de sódio KO 2 ou (K + ) (O 2 ) – superóxido de potássio BaO 4 ou (Ba 2 + ) (O 2 ) – 2 superóxido de bário

8 n O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. n O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. n Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1 e nos superóxidos tem nox= -0,5. n O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. n O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

9 n A soma dos nox de todos os átomos de: uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon. n O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. n O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIII B. n O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8), no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

10 n Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto. n Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio. n O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas.

11 n Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1): 6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O

12 Agentes oxidantes e redutores n Agente redutor - substância que se oxida (promove a redução de uma outra substância) n Agente oxidante - substância que se reduz (promove a oxidação de uma outra substância) Zn(s) + Cu 2 +(aq) Zn 2 +(aq) + Cu(s) Número de oxidação -2 (redução) Número de oxidação +2(oxidação) Zn Zn 2+ (Zn metálico é oxidado) - Agente redutor Cu 2+ Cu (Cu 2+ é reduzido a cobre metálico) - Agente oxidante

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14 Semi-reação - Pilhas n Zn (s) + Cu 2+ Cu (s) + Zn 2+ (aq) n Pilha de Daniell n reações de oxi-redução ocorrem mesmo quando os reagentes estão fisicamente afastados, porém ligados através de um circuito elétrico (fio condutor). n Comportamentos: n Zn n Cu n Pilhas: n Pólo de onde saem os elétrons: ânodo n Pólo onde chegam os elétrons: catodo

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