Química Inorgânica Número de oxidação (Nox). Oxidação e Redução. Agente oxidante e Agente redutor. Balanceamento de equação pelo método da tentativa. Balanceamento de equação pelo método da oxirredução.

Número de Oxidação – Nox. O conceito de Nox surgiu no sentido de ampliar um outro conceito da Química, o de Valência (do latim Valentia, que significa “capacidade”). Relacionado à possibilidade de um elemento químico em estabelecer ligações químicas. Sendo assim, Nox é a carga que formalmente um átomo teria em uma substância, admitindo-se que ele somente cedesse ou recebesse elétrons.

Valência e Nox na Tabela Periódica

H < P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F Cálculo do Nox Médio Para o cálculo do Nox médio de um elemento em uma dada substância, devemos raciocinar como se todas as ligações fossem iônicas, isto é, ocorressem com transferência de elétrons. Para isto, vamos relembrar a seqüência dos principais elementos em ordem crescente de eletronegatividade. H < P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F O Nox médio é dado pela média aritmética dos Nox de todos os átomos daquele dado elemento presentes na fórmula do composto.

Regras para o cálculo do Nox médio 1ª - Atribuir cargas parciais aos átomos em cada ligação. + 1 para os menos eletronegativos e -1 para os mais eletronegativos. 2ª - Somar as cargas parciais do átomo em questão. 3ª - Fazer a média aritmética dos valores encontrados.

Exemplos

Regras para o cálculo do Nox de elementos em substâncias diversas. 1ª - Em uma substância simples o Nox de um elemento é sempre ZERO. EX. : H2, O2, O3, Fe, Zn. 2ª - Íons simples apresentam Nox igual a carga do íon. EX. :Cl -1, F -1, Na +1, Ca +2, Cu +1, Fe +2, Hg2+2. 3ª - Metais alcalinos, Ag e o cátion Amônio (NH4+1), quando em substâncias compostas, Nox = +1. EX. : NaCl , (NH4)2S, Ag2S, Na2SO4, KMnO4.

4ª - Metais alcalinos Terrosos, Zn e Cd, quando em substâncias compostas, apresentam Nox = +2. EX. : BaCl2 , ZnS , CdF2 , ZnSO4. 5ª - Al, quando em substâncias compostas, apresentam Nox = +3. EX. : AlCl3, Al2S3, Al2O3. 6ª - Os halogênios, como elementos mais eletronegativos (mais a direita) de substâncias compostas, apresentam Nox = -1. EX. : AgCl, CaCl2, KBr, HF. 7ª - Hidrogênio (H) em substâncias compostas, apresentam Nox = +1. Exceto quando em hidretos metálico ( hidrogênio ligado a metal ), neste caso apresentará Nox = -1. EX. : HCl, NH3, NaH, CaH2.

8ª - Os calcogênios, quando os elementos mais eletronegativos de uma substância, apresentam Nox = -2. EX. : Na2S, CaS, K2Se, Al2S3, Fe2O3. 9ª - Oxigênio, apresenta Nox = -2.Exceto nos peróxidos (Nox = -1) e nos superóxidos ( Nox = -1/2 ). EX. : H2O, H2O2, CaO, Na2O4, K2O2, Fe2O3. 10ª - Nas substâncias compostas a soma dos Nox = 0. EX. : HNO3 , H2SO4 , H2Cr2O7, Ca(MnO4)2. 11ª -Nos íons compostos a soma dos Nox = carga do íon. EX. : CrO4-2, SO4-2, NO3-1, BO3-3.

Oxidação e Redução Oxidação é o aumento do número de oxidação (Nox) de um dado elemento químico através da perda de elétrons. Redução é a diminuição do número de oxidação de um elemento químico através do ganho de elétrons. Aumento do Nox = Oxidação -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Diminuição do Nox = Redução

Agente oxidante e Agente redutor Agente Oxidante é a substância que contém o elemento que sofreu redução.Ou seja, esta substância provoca a oxidação de um dado elemento. Agente Redutor é a substância que contém o elemento que sofreu oxidação. Ou seja, esta substância provoca a redução de um dado elemento.

Encontre nas reações químicas abaixo, quem sofreu oxidação e quem sofreu redução, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor. MnO2+ FeSO4+ H2SO4MnSO4+ Fe2(SO4)3+ H2O KCl + KClO4  KClO3 Mn3O4 + Al Al2O3 + Mn K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O H2SO4 + KMnO4 + H2O2  K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

Balanceamento de equações pelo método das tentativas Consiste em colocar coeficientes nas substâncias reagentes e produtos de maneira que cada elemento tenha o mesmo número de átomos nos reagentes e nos produtos. O uso constante do método acabou sugerindo algumas regras que, se observadas, facilitam bastante o trabalho.

Regras Práticas Método das Tentativas 1ª. Começar o acerto com o elemento (ou radical) que apareça apenas uma vez tanto nos reagentes como nos produtos. 2ª. Começar com o elemento (ou radical) de índices maiores. 3ª. Eleito o elemento (ou radical) de índices maiores, utilizá-los nos coeficientes das substâncias do membro oposto. 4ª. Adotar o mesmo procedimento com todos os elementos (ou radicais) restantes. 5ª. Conferir o número de átomos de cada elemento nos dois membros da equação. 6ª. Os coeficientes devem ser os menores números inteiros possíveis

Balancei as equações abaixo. Al2(CO3)3  Al2O3 + CO2 Al(OH)3 + H4P2O7  Al4(P2O7)3 + H2O H2SiF6 + NaOH  NaF + Si(OH)4 + H2O Ca3(PO4)2 + H2SO4  H3PO4 + CaSO4

Método da Oxirredução Em geral, nas reações de oxirredução o método das “tentativas” não é prático. Por isso, o processo mais utilizado consiste em determinar a proporção entre o oxidante e o redutor e depois continuar o balanceamento por tentativa. Para tanto, devemos seguir algumas regras que nos ajudarão a resolver este problema.

Regras Práticas Método da Oxirredução 1ª. Determina-se o Nox de todos os elementos participantes da equação. 2ª Identifica-se o(s) elemento(s) que sofre(m) oxidação e redução. 3ª. Calcular a variação do Nox (Nox) do oxidante e do redutor, da seguinte maneira: Nox=(Nox(maior)–Nox(menor)) x n, onde n é o m.m.c dos índices do elemento considerado.

4ª. A variação total do Nox do oxidante será o coeficiente do redutor e vice-versa, sempre levando-se em consideração o maior índice para o elemento. 5ª. Balancear os demais elementos pelo método das tentativas. 6ª. Conferir o número de átomos de cada elemento nos dois membros da equação. 7ª. Os coeficientes devem ser os menores números inteiros possíveis

Balancei as equações abaixo MnO2+ FeSO4+ H2SO4MnSO4+ Fe2(SO4)3+ H2O KCl + KClO4  KClO3 Mn3O4 + Al Al2O3 + Mn K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O H2SO4 + KMnO4 + H2O2  K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2