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OXIDAÇÃO E REDUÇÃO ClCl Na + – Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS Redução é o GANHO de ELÉTRONS.

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3 OXIDAÇÃO E REDUÇÃO ClCl Na + – Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS Redução é o GANHO de ELÉTRONS

4 É o número que mede a CARGA REAL ou APARENTE de uma espécie química É o número que mede a CARGA REAL ou APARENTE de uma espécie química Nox = + 1Nox = – 1 ClCl Na + – Em compostos covalentes H Cl H H δ –δ + Nox = + 1Nox = – 1 Nox = ZERO

5 É a perda de elétrons ou aumento do Nox É a perda de elétrons ou aumento do Nox É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

6 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO H2H2 Nox = 0 P4P4 He 2ª REGRA Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON Nox = Al Nox = Ca Nox = – 1 – F Nox = – 2 2 – O REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX

7 3ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE Ag, 1A H, Nox = + 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr NO 3 Ag Nox = + 1 Br K Nox = + 1

8 Cd, 2A Zn, Nox = + 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra CO 3 Ca Nox = + 2 Br 2 Mg Nox = + 2 Al Nox = + 3 O3O3 Al Br 3 Al 2 Nox = + 3

9 calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 2 O Al 2 S H2H2 3 Nox = – 2 halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 Cl Al F H 3 Nox = – 1

10 A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta é igual a ZERO A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta é igual a ZERO 4ª REGRA (+1) NaOH (+1) (– 2) (+1) + (– 2) + (+1) = 0 (+3) Al2O3Al2O3 Al2O3Al2O3 (– 2) 2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0 (+6) + (– 6) = 0

11 (+2) (– 2) 2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0 x 10 2 x = 4 + 2x – 14 = 0 2x = 14 – 4 2x = 10 x = + 5 exemplo

12 (+1) (– 2) 1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0 x 1 + x – 4 = 0 x = 4 – 1 x = + 3 (+1) (– 2) 2 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 0 x 2 + x – 8 = 0 x = 8 – 2 x = + 6

13 A soma algébrica do Nox de todos os átomos em Um complexo é igual à CARGA DO ÍON A soma algébrica do Nox de todos os átomos em Um complexo é igual à CARGA DO ÍON 5ª REGRA ( x ) SO 4 (– 2) x + 4 x (– 2) = – 2 2 – x – 8 = – 2 x = 8 – 2 x = + 6

14 ( x ) P2O7P2O7 P2O7P2O7 (– 2) 2 x x + 7 x (– 2) = – 4 4 – 2x – 14 = – 4 2x = 14 – 4 2x = x = x = + 5

15 01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO 3, o número de oxidação do titânio é: a) + 4. b) + 2. c) + 1. d) – 1. e) – 2. Ca Ti O x – x – 6 = 0 x = 6 – 2 x = + 4

16 02) Nas espécies químicas BrO 3, Cl 2 e Hl, os halogênios têm números de oxidação, respectivamente, iguais a: 1 – a) – 5, zero e – 1. b) – 5, – 5 e – 1. c) – 1, – 5 e + 1. d) zero, zero e + 1. e) + 5, zero e – 1. Br O 3 Cl 2 HI 1 – x – 2 x – 6 = – 1 x = 6 – 1 x = + 5 Nox = zeroNox = – 1

17 O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem Nox = - 1 O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem Nox = - 1 Ca H Nox = – 1 2 Al H Nox = – 1 3

18 01) Nas espécies químicas MgH 2 e H 3 PO 4 o número de oxidação do hidrogênio é, respectivamente: a) + 1 e + 3. b) – 2 e + 3. c) – 1 e + 1. d) – 1 e – 1. e) – 2 e – 3. MgH 2 Nox = – 1 H 3 PO 4 Nox = + 1 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS: Nox = – 1 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS: Nox = – 1

19 O oxigênio nos peróxidos tem Nox = - 1 O oxigênio nos peróxidos tem Nox = - 1 H O Nox = – 1 22 Na O Nox = – 1 22

20 01) Nos compostos CaO e Na 2 O 2 o oxigênio tem número de oxidação, respectivamente, igual a: a) – 2 e – 2. b) – 2 e – 1. c) – 1 e – 1. d) – 2 e – 4. e) – 2 e + 1. Nox = – 2 Na 2 O 2 CaO Nox = – 1 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS Nox = – 1 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS Nox = – 1

21 As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). Fe + 2 HCl H 2 + FeCl OXIDAÇÃO +10 REDUÇÃO Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO

22 Fe + 2 HCl H 2 + FeCl REDUTOR A espécie química que provoca a redução chama-se AGENTE REDUTOR A espécie química que provoca a redução chama-se AGENTE REDUTOR A espécie química que provoca a oxidação chama-se AGENTE OXIDANTE A espécie química que provoca a oxidação chama-se AGENTE OXIDANTE OXIDANTE

23 01) Na equação representativa de uma reação de oxi-redução: Ni + Cu 2+ a) O íon Cu é o oxidante porque ele é oxidado. b) O íon Cu é o redutor porque ele é reduzido. c) O Ni é redutor porque ele é oxidado. d) O Ni é o oxidante porque ele é oxidado e) O Ni é o oxidante e o íon Cu é o redutor.

24 02) Tratando-se o fósforo branco (P 4 ) com solução aquosa de ácido nítrico (HNO 3 ) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equação química equilibrada. 3 P H 2 O12 H 3 PO HNO NO Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respectivamente: a) P 4 e HNO 3. b) P 4 e H 2 O. c) HNO 3 e P 4. d) H 2 O e HNO 3. e) H 2 O e P REDUÇÃO OXIDANTE +50 OXIDAÇÃO REDUTOR

25 03) (UVA – CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita, uma das reações que ocorre nos altos fornos é: Fe 2 O CO 2 Fe + 3 CO 2. Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o número de oxidação do metal reagente são, respectivamente: a) CO 2 e zero. b) CO e + 3. c) Fe 2 O 3 e + 3. d) Fe e – 2. e) Fe e zero. Fe 2 O CO 2 Fe + 3 CO – 2 Redução OXIDANTE Oxidação REDUTOR

26 04) Assinale a afirmativa correta em relação à reação 2 HCl + NO 2 H 2 O + NO + Cl 2 a) O elemento oxigênio sofre redução. b) O elemento cloro sofre redução. c) O HCl é o agente oxidante. d) O NO 2 é o agente redutor. e) O NO 2 é o agente oxidante –1–2 +2–20 Oxidação /// REDUTOR Redução /// OXIDANTE

27 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Regras para o balanceamento: 1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz. 2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.

28 3º) Encontrar os Δ oxid e Δ red : Δ oxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento Δ red = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos). Atomicidade – Representa o maior número de átomos daquele elemento. 4º) Se possível, os Δ oxid e Δ red podem ser simplificados. Exemplificando... Δ oxid = 4 Δ red = 2 simplificando...Δ oxid = 2 Δ red = 1

29 5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: O Δ oxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. O Δ red se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida. 6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos. Os exemplos a seguir ajudarão à compreensão

30 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução S + HNO 3 NO 2 + H 2 O + H 2 SO 4 O S oxida; vai de nox = 0 para nox = +6. Esta oxidação envolve 6 elétrons e a atomicidade do S é 1: Δoxid = 6 x 1 = 6 O N reduz; vai de nox = +5 para nox = +4. Esta redução envolve 1 elétron e a atomicidade do N é 1: Δred = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

31 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução 1S + 6 HNO 3 => NO 2 + H 2 O + H 2 SO 4 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 1S + 6 HNO 3 => 6 NO H 2 O + 1H 2 SO 4 Mais Exemplos?

32 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução NaBr + MnO 2 + H 2 SO 4 => MnSO 4 + Br 2 + H 2 O + NaHSO 4 O Br oxida; vai de nox = -1 para nox = 0. Esta oxidação envolve 1 elétron e a atomicidade do Br no Br 2 é 2: Δoxid = 1 x 2 = 2 O Mn reduz; vai de nox = +4 para nox = +2. Esta redução envolve 2 elétrons e a atomicidade do Mn no MnO 2 é 1: Δred = 2 x 1 = 2 Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

33 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução NaBr + 1MnO 2 + H 2 SO 4 => MnSO Br 2 + H 2 O + NaHSO 4 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: NaBr + 1MnO 2 + 3H 2 SO 4 => 1MnSO Br 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 Mais Exemplos?

34 Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem Balanceamento de Reações de Oxido-Redução NaOH + Cl 2 => NaClO + NaCl + H 2 O Os átomos de Cl no Cl 2 tem nox igual a zero. No segundo membro temos: Cl com nox = +1 no NaClO Cl com nox = -1 no NaCl. Como a única fonte de Cl na reação é o Cl 2, a reação pode ser reescrita: NaOH + Cl 2 + Cl 2 => NaClO + NaCl + H 2 O Como o Cl 2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação quanto para a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação envolve mudança do nox do Cl no Cl 2 de zero para +1, ou seja, um elétron: Δoxid = 1 x 2 = 2

35 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Na redução o nox do Cl no Cl 2 vai de zero para -1, ou seja, um elétron. Δred = 1 x 2 = 2 Neste caso podemos simplificar: Δoxid = Δred = 1 NaOH + 1Cl2 + 1Cl2 => NaClO + NaCl + H 2 O Para os outros coeficientes deve ser usado o: método de tentativa: 4NaOH + 1Cl 2 + 1Cl 2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H 2 O 4NaOH + 2Cl 2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H 2 O

36 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução A água oxigenada atuando como oxidante FeCl 2 + H 2 O 2 + HCl => FeCl 3 + H 2 O O oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, no H 2 O, tem nox = -2. Reduziu envolvendo 1 elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H 2 O 2 ) é igual a 2: Δred = 2 x1 = 2 O ferro do FeCl 2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl 3, tem nox = 3+. Oxidou envolvendo 1 elétron. A atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl 2 ) é igual a 1: Δoxid = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes: 2FeCl 2 + 1H 2 O 2 + HCl => FeCl 3 + H 2 O 2 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

37 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução A água oxigenada atuando como redutor O Mn no MnO 4, possui nox = 7+. No MnSO 4, o Mn tem nox = a 2+. Reduziu envolvendo 5 elétrons. A atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO 4 ) é igual a 1: Δred = 5 x1 = 5 No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes: nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H 2 SO 4 e KMnO 4 Como o O 2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de partida. O oxigênio, na água oxigenada tem nox = 1-. No O 2 tem nox igual a zero. Oxidou com variação de um elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H 2 O 2 ) é igual a 2: Δoxid = 1 x 2 = 2 KmnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 => K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + O 2

38 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Invertendo os coeficientes: 2KmnO 4 + 5H 2 O 2 + H 2 SO 4 => K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + O 2 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 2KmnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 => 1K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2


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