OXIRREDUÇÃO.

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1 OXIRREDUÇÃO

2 TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS, OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
A experiência descrita a seguir mostra o que ocorre quando uma lâmina de zinco é mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4).

3 EXPLICAÇÃO Os íons Cu2+ da solução migram até a barra de zinco Zn(s) e retiram elétrons do metal. Assim, formam-se átomos neutros de cobre  que se depositam na lâmina, justificando assim o aparecimento da cor vermelha na superfície do zinco. Os átomos de zinco (Zn°), ao perderem seus elétrons, vão para a solução na forma Zn2+

4 ANÁLISE MICROSCÓPICA

5 EXPLICAÇÃO Observa-se, assim, que ocorreu uma reação de transferência de elétrons entre os íons Cu2+ e os átomos de zinco. Assim, podemos escrever a seguinte equação:

6 CONCEITO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Em Química há vários processos que, como equacionado acima, envolvem a transferência de elétrons. No passado, a palavra oxidação foi empregada pelos químicos para designar a reação com o oxigênio. Atualmente, essa palavra é empregada, de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma espécie química.

7 CONCEITO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Como definição temos: Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química; Por exemplo, na reação com Cu2+, cada átomo de zinco perde 2 elétrons.

8 CONCEITO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Redução é o ganho de elétrons por uma espécie química; Por exemplo, cada íon Cu2+ ganha 2 elétrons: Importante: oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo um sem o outro, pois o total de elétrons perdidos por uma espécie química deve ser igual ao total de elétrons ganhos por outra espécie.

9 Podemos somar ambas as equações, a da oxidação do zinco e da redução dos íons cobre, obtendo a equação global do processo.

10 Existem, porém, processos de oxidação/redução em que a transferência de elétrons não é tão evidente na equação química. É o caso, por exemplo, do processo representado por: NH3 + O NO + H2O Casos como esse evidenciam a necessidade de formular um outro conceito para tornar mais clara a identificação da oxidação/redução. Esse conceito é o número de oxidação, introduzido na Química para facilitar a análise de processos de transferência de elétrons.

11 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (nox)
O número de oxidação é um número associado aos átomos de um determinado elemento, presente em uma determinada substância, que está relacionado à carga elétrica que esses átomos apresentam nessa substância. Essa carga elétrica pode ser uma carga real, no caso de compostos iônicos – é o caso da carga de íons (Cu2+, Na+, Al3+, S2- etc) – ou uma carga imaginária, no caso de compostos com ligação covalente, que se atribui aos átomos em função do ambiente eletrônico ao seu redor, na substância de que tomam parte.

12 NOX EM COMPOSTOS IÔNICOS
É o número que designa a carga real da espécie química. Exemplo: Considere o composto formado entre sódio (IA) e cloro (VIIA).

13 NOX EM COMPOSTOS IÔNICOS
Na° doa 1 e–  e transforma-se em Na+  Cl° recebe 1 e– e transforma-se em Cl–  Nox = + 1 Nox = - 1

14 NOX EM COMPOSTOS COVALENTES
É o número que designa a carga aparente (parcial) do átomo na molécula. Nox negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo (o que atrai com maior intensidade os elétrons na ligação covalente). Nox positivo é atribuído ao elemento menos eletronegativo (o que deixa os elétrons serem atraídos na ligação covalente).

15 NOX EM COMPOSTOS COVALENTES
Exemplo: Água (H2O) Eletronegatividade: O > H

16 NOX EM COMPOSTOS COVALENTES
O oxigênio atraiu 2e–, sendo 1 de cada hidrogênio:  Cada H deixou o oxigênio atrair 1e– :  Nox = - 2 Nox = + 1

17 Todo átomo em uma substância simples
REGRAS PARA O CÁLCULO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO He P4 H2 Nox = 0

18 Sobre o HIDROGÊNIO em seus compostos
Quando o hidrogênio se liga aos não metais Nox = + 1 HBr H2O NH3 + 1 + 1 + 1 Quando o hidrogênio se liga aos metais Nox = – 1 BaH2 NaH – 1 – 1

19 Sobre o OXIGÊNIO em seus compostos
O oxigênio por regra geral Nox = – 2 H2O H2CO3 – 2 – 2

20 Sobre o OXIGÊNIO em seus compostos
O oxigênio nos PERÓXIDOS Nox = – 1 H2O2 Na2O2 BaO2 – 1 – 1 – 1

21 Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE H, Ag, 1A Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Nox = + 1 AgNO3 KBr Nox = + 1 Nox = + 1

22 Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE Zn, Cd, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2A Nox = + 2 CaCO3 MgBr2 Nox = + 2 Nox = + 2

23 Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE Al Nox = + 3 Al2O3 AlBr3

24 Al2O3 Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE
calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 2 Al2O3 H2S Nox = – 2 Nox = – 2

25 Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON
F – Nox = – 2 Nox = – 1 Nox = + 2 Nox = + 3

26 A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
uma substância composta é igual a ZERO NaOH Al2O3 (+1) (– 2) (+3) (– 2) 2 . (+3) (– 2) = 0 (+6) + (– 6) = 0 (+1) + (– 2) + (+1) = 0

27 A soma algébrica dos Nox dos elementos constituintes de um íon poliatômico é igual à carga desse íon. SO4 2 – x (– 2) = – 2 x – 8 = – 2 ( x ) (– 2) x = 8 – 2 x = + 6

28 Colocando em prática:

29 01)(PUC) Nos compostos CCl4, CHCl3, CH2Cl2, CH3Cl, e CH4, os números de oxidação dos carbonos são respectivamente: + 4, + 2, 0, – 2, – 4. – 4, – 2, 0, + 2, + 4. + 4, + 2, + 1, – 2, + 4. – 2, + 4, 0, + 2, + 4. – 2, – 4, – 2, + 2, – 4.

30 Números de oxidações constantes
02) Nas substâncias CO2, KMnO4, determine o número de oxidação do carbono e do manganês. C O2 K Mn O4 Números de oxidações constantes Nox = 0  substância simples +1  H, Ag, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. +2  Zn, Cd, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. +3  Al. – 1  F, Cl, Br, I, At (final da fórmula). – 2  O, S, Se, Te, Po (final da fórmula). Soma do Nox = ZERO. x – 2 x – 2 + 1 x – 4 x – 8 + 1 x – 4 = 0 1 + x – 8 = 0 x = + 4 x = 8 – 1 x = + 7

31 Números de oxidações constantes
03) Os Nox do Cr nos sais K2Cr2O7 e CaCrO4 são, respectivamente: + 7 e + 4. + 6 e + 6. – 6 e – 6. + 3 e + 6. + 6 e + 5. Números de oxidações constantes Nox = 0  substância simples +1  H, Ag, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. +2  Zn, Cd, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. +3  Al. – 1  F, Cl, Br, I, At (final da fórmula). – 2  O, S, Se, Te, Po (final da fórmula). Soma do Nox = ZERO. K2 Cr2 O7 x – 2 + 1 2x – 14 + 2 2 + x – 8 = 0 x – 14 = 0 Ca Cr O4 x = 8 – 2 2x = 14 – 2 x – 2 + 2 2x = 12 x = + 6 x – 8 + 2 12 2 x = x = + 6

32 P2O7 PO4 04) Calcule o Nox do fósforo nos íons abaixo: x – 2 x – 2
4 – PO4 3 – x – 2 x – 2 x (– 2) = – 3 2x (– 2) = – 4 x – 8 = – 5 2x – 14 = – 4 x = 8 – 3 2x = 14 – 4 2x = 10 x = + 5 10 2 x = x = + 5

33 05) Nas espécies químicas MgH2 e H3PO4 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. Nox = – 1 Nox = + 1 MgH2 H3PO4

34 06) Nos compostos CaO e Na2O2 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. CaO Na2O2 Nox = – 2 Nox = – 1

35 Reações de Oxirredução
Definição: são reações em que ocorrem variações do Nox de alguns elementos “transferência de elétrons”. Oxidação: perda de elétrons  Nox aumenta Redução: ganho de elétrons  Nox diminui +1 +2 Fe HCl H FeCl2 OXIDAÇÃO REDUÇÃO

36 Reações de Oxirredução
Fe HCl H2 + FeCl2 +2 +1 REDUTOR OXIDANTE A espécie química que provoca a redução chama-se AGENTE REDUTOR A espécie química que provoca a oxidação chama-se AGENTE OXIDANTE

37 Observe:

38 01) ( MACK – SP ) A equação que representa uma reação em que não ocorre óxido-redução é:
SO Na2O  Na2SO4. 2 Na + Cl2  2 NaCl. H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2. 2 AgNO3 + Cu  Cu(NO3) Ag. 2 H2O2  2 H2O O2.

39 Fe2+ (aq) + Ce4+ (aq) Fe3+ (aq) + Ce3+ (aq)
02) ( UFSM – RS ) Na equação iônica a seguir, observe o sentido da esquerda para a direita. Fe2+ (aq) Ce4+ (aq) Fe3+ (aq) + Ce3+ (aq) Então analise as afirmativas: O Fe2+ e o Ce4+ são agentes oxidantes. O Fe2+ é o agente redutor porque é oxidado. O Ce3+ e o Fe3+ são agentes redutores. O Ce4+ é o agente oxidante porque é reduzido. Estão corretas apenas: Fe2+ (aq) Ce4+ (aq) Fe3+ (aq) + Ce3+ (aq) OXIDAÇÃO e REDUTOR REDUÇÃO e OXIDANTE I e II. I e III. II e III. I e IV. II e IV.

40 03)( PUC – PR ) Durante a descarga de uma bateria de automóveis, o chumbo reage com o óxido de chumbo II e com o ácido sulfúrico, formando sulfato de chumbo II e água: Pb + PbO2 + H2SO4  PbSO4 + H2O Nesse processo, o OXIDANTE e o OXIDADO são, respectivamente: PbO2 – Pb H2SO4 – Pb PbO2 – H2SO4 PbSO4 – Pb H2O – PbSO4 Pb + PbO2 + H2SO4  PbSO H2O +4 – 2 +1 +6 +2 OXIDAÇÃO e REDUTOR REDUÇÃO e OXIDANTE

41 Balanceamento de equações químicas de reações de óxido-redução
Esse método fundamenta-se no fato de que o total de elétrons cedidos é igual ao total de elétrons recebidos

42 As regras práticas a serem seguidas são:
N : Δ = (+5) – (+2) = 3 REDUÇÃO +5 +5 +2 3 P HNO H2O H3PO NO 5 2 3 5 OXIDAÇÃO P : Δ = (+5) – 0 = 5 As regras práticas a serem seguidas são: c) Multiplicamos a variação do Nox do elemento, na substância escolhida, pela sua atomicidade. Teremos, neste caso, a variação total do Nox. d) Dar a inversão dos resultados para determinar os coeficientes. b) Calculemos agora as variações de Nox desses elementos, que chamaremos de (delta). Criamos então dois ramais; o de oxidação e o de redução a) Descobrir todos os elementos que sofreram oxidação e redução, isto é, mudaram o número de oxidação. Ramal de oxidação: P Δt = = 5 3 P HNO3 Ramal de redução: Δt = = 3 5 HNO3

43 KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
01) Acertando os coeficientes estequiométricos da reação abaixo com os menores números inteiros possíveis, teremos como soma de todos os coeficientes: a) 25. b) 30. c) 35. d) 40. e) 42. KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 = 35 = 0 – (– 1) = 1 OXIDAÇÃO +1 +7 – 2 +1 – 1 +1 – 1 +2 – 1 +1 – 2 2 KMnO HCl  KCl + MnCl H2O + Cl2 16 2 2 8 5 = (+7) – (+2) = 5 REDUÇÃO KMnO4 = = 5 T 2 KMnO4 Cl2 5 Cl2 = = 2 T

44 Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
02) Os coeficientes estequiométricos para a reação a seguir são, respectivamente: Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O a) 1, 3, 1,.1, 3. b) 2, 4, 2, 1, 1. c) 2, 5, 2, 1, 2. d) 3, 5, 6, 1, 3. e) 3, 6, 5, 1, 3. OXIDAÇÃO = 5 – 0 = 5 – 1 +5 3 Cl NaOH  NaCl NaClO H2O 6 5 1 3 REDUÇÃO = 0 – (– 1) = 1 NaCl = = 1 T 5 NaCl 1 NaClO3 NaClO3 = = 5 T Prof. Agamenon Roberto

45 03) Ao se balancear corretamente a semi-reação abaixo:
MnO NO H +  Mn NO H2O encontrar-se-á, respectivamente, os seguintes coeficientes: a) 2 , 5 , 6 , 2 , 5 ,3. b) 2 , 5 , 5 , 2 , 5 , 2. c) 2 , 5 , 6 , 2 , 5 , 6. d) 1 , 2 , 3 , 1 , 2 , 3. e) 2 , 5 , 6 , 2 , 6 , 2. +7 +3 +2 +5 5 2 MnO NO H +  Mn NO H2O 6 2 5 3 REDUÇÃO = (+7) – (+2) = 5 OXIDAÇÃO = (+5) – (+3) = 2 MnO4 NO2 = = 5 = = 2 T 2 5 MnO4 NO2

46 CrCl3 + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + NaCl + H2O
04) Acerte, por oxi-redução, os coeficientes das equações abaixo: +3 –1 +6 – 2 2 3 CrCl H2O NaOH  Na2CrO NaCl H2O 10 2 6 8 REDUÇÃO = (– 1) – (– 2) = 1 OXIDAÇÃO = (+6) – (+3) = 3 CrCl3 H2O2 = = 3 T 2 CrCl3 3 H2O2 = = 2 T

47 Colocando em prática:

48 Nos exercícios de 01 a 14 acerte os coeficientes pelo método da oxirredução, utilize o método das tentativas apenas para a complementação do balanceamento. 01. C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O 02. NaBiO3 + H2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + H2O + O2 03. KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4+MnSO4 + H2O + CO2 04. Cr(OH)3 + IO3 - + OH- → CrO42- + I- + H2O 05. HgS + HNO3 → Hg(NO3)2 + S + NO + H2O 06. MnO4- + Fe2+ + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O 07. MnO2 + HBr → MnBr2 + Br2 + H2O

49 08. Cr2O72- + H2C2O4 + H+ → Cr3+ + CO2 + H2O
09. Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO3 + H2O 10. MnO SO H+ → Mn SO H2O 11. Cr3+ + MnO2 + OH- → CrO42- + Mn2+ + H2O 12. Co2+ + BrO- + H + → Co3+ + Br2 + H2O 13. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 14. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

50 GABARITO 01. 1/4/1/4/2 02. 2/2/ 4/1/1/6/2 03. 2/ 5/3/ 1/ 2/ 8/10
04. 2/ 1/ 4/ 2/ 1/ 5 05. 3/ 8/ 3/ 3/ 2/ 4 06. 1/ 5/ 8/1/ 5/ 4 07. 2/ 8/2/ 2/ 4 08. 2/ 6/ 16/ 4/ 12/14 ou 1/ 3/ 8/ 2/ 6/ 7 09. 3/ 6/ 5/ 1/3 10. 2/ 5/ 6/2/ 5/3 11. 2/ 3/ 4/ 2/ 3/ 2 12. 2/ 2/ 4/2/ 1/ 2 13. 3/ 8/3/2/4 14. 1/ 4/1/ 2/ 2