NÚMERO DE OXIDAÇÃO Definição 1: carga real ou relativa de um elemento em um composto. Exemplos: 1) Compostos iônicos: Na+Cl-  Nox (Na+) = +1 e Nox.

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1 NÚMERO DE OXIDAÇÃO Definição 1: carga real ou relativa de um elemento em um composto. Exemplos: 1) Compostos iônicos: Na+Cl-  Nox (Na+) = +1 e Nox (Cl-) = -1 2) Compostos moleculares: HCl  [ H ]+ + [ Cl ]-  Nox (H) = +1 Nox (Cl) = -1

2 Nox Real Determinação do Nox pela fórmula estrutural:
Depende basicamente da observação da diferença de eletronegatividade entre os átomos de cada ligação  (F > O > N > Cl , etc.) Exemplo: H – O – N = O  Nox (H) = +1 O Nox (N) = +5 Nox (O) = -2

3 Nox Médio Determinação do Nox pela Fórmula Molecular:
Nesse caso o cálculo realizado se refere ao Nox Médio. Regras Gerais: Substâncias simples Nox = zero. 2) Íons simples Nox = carga do íon. 3) Íons compostos, a soma algébrica dos Nox dos elementos é igual a carga do íon. 4) Nas moléculas, a soma algébrica dos Nox dos elementos é igual a zero.

4 Nox de Referência Nox Fixos: Metais Alcalinos (1A) = +1
Metais Alcalinos Terrosos (2A) = +2 Alumínio (Al) = +3 / Prata (Ag) = +1 Zinco (Zn) = +2 / Flúor (F) = -1 Nox de Radicais Importantes: Hidroxila (OH-) = -1 / (CN-) = -1 / (NH4+) = +1 Oxigênio (O) = -2 / Hidrogênio (H) = +1 (em geral)

5 Exercícios de fixação:
Página – 2 / Módulo 2 Determine o número de oxidação do elemento destacado em cada um dos compostos a seguir: 01. S CH2 Cl2 02. ZnS HCOOH 03. HBrO Co2+ 04. NaHCO NH41+ 05. BaH CN1- 06. K2 Cr2 O MnO42- 07. Ca3 (PO4) P2O54- 08. PbI2

6 REAÇÕES QUÍMICAS Definição: processos de transformações químicas que sofrem as substâncias. Exemplo: 2H2 + O2  2H2O 2 H – H O = O  2 O – H H Componentes da Equação: 1° Membro: Reagentes (H2 e O2) 2° Membro: Produtos (H2O) Coeficientes: indicam a proporção entre reagentes e produtos da reação (2:1:2)

7 Reações de Oxi-redução
Definição: reações em que ocorrem variações do Nox de alguns elementos “transferência de elétrons”. Oxidação: perda de elétrons  Nox aumenta  Agente redutor. Redução: ganho de elétrons  Nox diminui  Agente oxidante Exemplos: 1) 4Fe + 3O2  Fe2O3 2) 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

8 Exercícios de fixação:
Página – 3 / Módulo 2 Na reação representada pela equação química a seguir: MnO2 + 4HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + 2H2O a) o elemento que se oxida é: b) o elemento que se reduz é: c) o elemento que ganha elétrons é: d) o elemento que perde elétrons é: e) o agente oxidante é: f) o agente redutor é: 2. (UCSal) O elemento X reage com o elemento Z, conforme o processo: Z3- + X  Z1- + X2- Nesse processo: a) Z ganha elétrons de X. b) X ganha elétrons de Z. c) X e Z cedem elétrons. d) X e Z perdem elétrons. e) X e Z ganham elétrons.

9 Exercícios de fixação:
3. Para uma reação de óxido-redução: a) o agente redutor sofre redução. b) a substância que perde elétrons é o agente redutor. c) o número de oxidação do agente oxidante aumenta. d) o número de oxidação do agente redutor diminui. e) a substância que perde elétronsé o agente oxidante.

10 Balanceamento de Equações
Definição: determinação dos coeficientes, proporção molar, das substâncias envolvidas na reação. Método das tentativas: Exemplo 1: N H2  NH3 Obs. Método adequado para no máximo quatro substâncias entre reagentes e produtos. 1 3 2 Coeficientes: 1 : 3 : 2 Exemplo 2: C2H6O O2  CO H2O Exemplo 3: H3PO Ca(OH)2  Ca3(PO4) H2O

11 Método Redox Método de oxi-redução: obtido procurando igualar o número de elétrons dos elementos que se oxidaram com os que se reduziram na reação, os demais coeficientes são determinados por tentativa. Exemplos: 1) HNO3 + P4 + H2O  H3PO NO 2) S + HNO3  NO2 + H2O + H2SO4 3) NaCl + KMnO4 + H2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

12 Casos Especiais: Oxi-redução
Oxidação ou redução parcial: Exemplo: Cu + HNO3  Cu( NO3)2 + NO + H2O Auto oxi-redução: Exemplo: Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O Presença de água oxigenada: Ex.1: K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4  K2SO4 + Cr2( SO4)3 + H2O + O2 Ex.1: CrCl2 + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + NaCl + H2O Três elementos com variação de Nox: Exemplo: As2S3 + HCl + HNO3  H2SO4 + H3AsO4 + NO Equação escrita na forma iônica: Exemplo: Bi+3+ SnO2-2 + OH-  SnO3-2 + H2O + Bi

13 Exercícios propostos:
Página – 6 / Módulo 2 (UCSal) Qual das reações abaixo está incorreta em relação ao princípio da conservação dos átomos nas reações químicas? a) C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O b) Na2 SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2NaCl c) KI + AgNO3  AgI + KNO3 d) H2 + O2  H2O e) N + 3H  NH3 2. (UCSal) A equação incompleta: (a)....Zn + 10H + NO3-  (b)...Zn2 + 1NH4++ 3H2O ficará totalmente balanceada quando os coeficientes (a) e (b) forem iguais a: a) b) c) d) e) 5

14 Exercícios propostos:
3. (UFBA) Após equilibrar a equação a seguir, indique a proposição ou proposições verdadeiras: I-(aq) + H2SO4(aq) + H(aq) + NO3-(aq) I2(g) + H2S(g) + H2O (01) I- é reduzido. (02) H2 SO4 é o agente oxidante. (04) O coeficiente estequiométrico do I- é 8. (08) H+ é oxidado. (16) O número de oxidação do enxofre no H2S é +2. 4. (UFBA – 2000/2aetapa) Considere a equação química não balanceada representada aseguir: MnO4-(aq) + H2O2(l) + H(aq)  Mn2(aq) + H2O(l) + O2(g) (01) A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que balanceiam a equação é 28. (02) Ovolume de gás desprendido durante essa reação , nas CNTP, é de 1000L. (04) São necessários 5 mols de H(aq) para reagir com 118,9g de MnO4-(aq) (08) O MnO4-(aq) é o agente redutor. (16) O H2O2(l) é um peróxido molecular. (32) Todo oxigênio do MnO4-(aq), nessa reação, é transformada em O2(g) (64) MnO4-(aq) é o ânion permaganato.

15 Exercícios propostos:
5. (UESB-2000) O setor automobilístico brasileiro pretende atender uma demanda, cada vez maior, de veículos a álcool, devido ao preço mais convidativo do combustível. A combustão completa do etanol, no carburador do carro, é representada pela equação química não balanceada: CH3CH2OH(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) A soma dos menores coeficientes inteiros que balaceiam a equação é igual a: a) 9 b) 8 c) 7 d) 6 e) 5

16 REAÇÕES INORGÂNICAS Reações de Síntese ou Adição
Decomposição ou Análise Simples Troca ou Deslocamento Dupla Troca

17 Reações de Síntese Reações de Síntese ou Adição: número variável de reagentes e formação de um único produto. A B  AB Exemplos destacados: 1) Elemento + O2  Óxido Ex.: 2Mg + O2  2MgO 2) Óxido básico + H2O  Base Ex.: MgO + H2O  Mg(OH)2 3) Óxido ácido + H2O  ácido Ex.: SO3 + H2O  H2SO4

18 Reações de Decomposição
Decomposição ou Análise: quando uma única substância é decomposta em várias. AB  A B Exemplos destacados: 1) 2H2O2  2H2O O2 (fotólise) 2) H2O  H O2 (eletrólise) 3) CaCO3  CaO + CO2 (calcinação ou pirólise) 

19 Exercícios de fixação:
Página – 31 / Módulo 2 Complete, balanceando, cada equação a seguir: 01. Na O2  02. Ca O2  03. NH HCl  04. SO H2O  05. K2O H2O  06. N2O H2O  07. BaO H2O   08. CaCO   09. H2O   10. KClO 

20 Reações de Simples Troca
Simples Troca ou Deslocamento: reação entre uma substância simples e uma composta formando outra substância simples e outra composta. AB + C  AC B (reação de oxi-redução) Exemplos destacados: 1) 2Zn + 2HCl  ZnCl H2 2) CuSO4 + Zn  ZnSO Cu 3) NaBr + Cl2  NaCl + Br2 Obs. Só existe deslocamento quando a substância simples é mais reativa que o elemento combinado.

21 Exercícios de fixação:
Página – 32 / Módulo 2 Complete, balanceando, cada equação a seguir: 01. Mg HBr  02. Ca H2SO4  03. K H2Cr2O7  04. Ba H4P2O7  05. K H2O  06. Ag HI  07. KI Cl2  08. NaBr + I2  09. Ag HNO3 (conc)  10. Cu H2SO4 (conc) 

22 Reações de Dupla Troca Dupla Troca: reação de duas substância que permutam entre si dois elementos ou radicais, formando dois novos compostos. AB + CD  AD CB Exemplos destacados: 1) NaCl + AgNO3  AgCl NaNO3 2) 2NaCl + H2SO4  Na2SO HCL 3) Na2S HCl  2NaCl + H2S

23 Exercícios de fixação:
Página – 33 / Módulo 2 Complete, balanceando, cada equação a seguir: 01. H2SO KOH  02. H2Cr2O7 + Ca(OH)2  03. H3PO4 + Ba(OH)2  04. H4P2O7 + Mg(OH)2  05. CaCO3 + HCl  06. NH4Cl + NaOH  07. NaCl H2SO4  08. KBr + AgNO3  09. AgCl Na2SO4  10. NH4OH + NaOH 