Observe a ligação química

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2 Observe a ligação química
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A) Redução é o GANHO de ELÉTRONS + – Na Cl O átomo de cloro GANHOU 1 elétron O átomo de sódio PERDEU 1 elétron

3 NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox )
É o número que mede a CARGA REAL ou APARENTE de uma espécie química + – Na Cl Nox = + 1 Nox = – 1 Em compostos covalentes δ + δ – H Cl Nox = + 1 Nox = – 1 H H Nox = ZERO Nox = ZERO

4 OXIDAÇÃO REDUÇÃO É a perda de elétrons ou aumento do Nox
É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

5 1ª REGRA P4 He H2 Nox = 0 2ª REGRA – O F Al Ca Nox = + 3 Nox = + 2
REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO P4 He H2 Nox = 0 2ª REGRA Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON 2 – 2+ – 3+ O F Al Ca Nox = + 3 Nox = + 2 Nox = – 1 Nox = – 2

6 Alguns átomos em uma substância composta
3ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE H, Ag, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1A Nox = + 1 Ag NO3 K Br Nox = + 1 Nox = + 1

7 Zn, Cd, 2A Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2
Al Nox = + 3 Al O3 Al Br3 2 Nox = + 3

8 calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula) Nox = – 2 Al2 O H2 S 3 Nox = – 2 Nox = – 2 halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 Al Cl H F 3 Nox = – 1 Nox = – 1

9 NaOH Al2O3 4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
uma substância composta é igual a ZERO NaOH Al2O3 (+1) (+1) (+3) (– 2) 2 x (+3) x (– 2) = 0 (– 2) (+1) + (– 2) + (+1) = 0 (+6) + (– 6) = 0

10 Ba2As2O7 (+2) (– 2) x 2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0 4 + 2x – 14 = 0
exemplo Ba2As2O7 (+2) (– 2) x 2 X (+2) x x x (– 2) = 0 x – = 0 2x = 14 – 4 10 2x = 10 x = x = + 5 2

11 HNO2 K2SO4 (+1) (– 2) (+1) (– 2) x x 1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0

12 SO4 5ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
Um complexo é igual à CARGA DO ÍON SO4 x x (– 2) = – 2 2 – x – 8 = – 2 x = 8 – 2 x = + 6 ( x ) (– 2)

13 P2O7 2 x x + 7 x (– 2) = – 4 2x – 14 = – 4 2x = 14 – 4 2x = 10 ( x )

14 01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de
oxidação do titânio é: a) + 4. b) + 2. c) + 1. d) – 1. e) – 2. + 2 x – 2 Ca Ti O3 2 + x – 6 = 0 x = 6 – 2 x = + 4

15 02) Nas espécies químicas BrO3 , Cl2 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. x – 2 HI Br O3 1 – Cl2 x – 6 = – 1 Nox = zero Nox = – 1 x = 6 – 1 x = + 5

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

17 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:
01) 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 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS: Nox = – 1

18 O oxigênio nos peróxidos tem
Nox = - 1 H O Na O 2 2 2 2 Nox = – 1 Nox = – 1

19 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS
01) 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 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS Nox = – 1

20 Fe + 2 HCl H2 + FeCl2 Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO +1 +2
As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). +1 +2 Fe HCl H FeCl2 OXIDAÇÃO REDUÇÃO Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO

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

22 01) Na equação representativa de uma reação de oxi-redução:
Ni + Cu  Ni Cu 2+ 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. 2+ 2+ 2+

23 02) Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de
ácido nítrico (HNO3) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equação química equilibrada. OXIDAÇÃO  REDUTOR +5 +5 +2 3 P4 + 20 HNO3 + 8 H2O 12 H3PO4 + 20 NO REDUÇÃO  OXIDANTE Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respectivamente: a) P4 e HNO3. b) P4 e H2O. c) HNO3 e P4. d) H2O e HNO3. e) H2O e P4.

24 03) (UVA – CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita,
uma das reações que ocorre nos altos fornos é: “Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2”. Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o número de oxidação do metal reagente são, respectivamente: a) CO2 e zero. b) CO e + 3. c) Fe2O3 e + 3. d) Fe e – 2. e) Fe e zero. + 3 – 2 + 2 – 2 +4 – 2 Fe2O CO  2 Fe + 3 CO2 Oxidação REDUTOR Redução OXIDANTE

25 04) Assinale a afirmativa correta em relação à reação
2 HCl + NO2  H2O + NO + Cl2 a) O elemento oxigênio sofre redução. b) O elemento cloro sofre redução. c) O HCl é o agente oxidante. d) O NO2 é o agente redutor. e) O NO2 é o agente oxidante. +1 –1 +4 –2 +1 –2 +2 –2 2 HCl NO2  H2O NO Cl2 Redução /// OXIDANTE Oxidação /// REDUTOR

26 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.

27 3º) Encontrar os Δoxid e Δred :
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento Δred = 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 Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando ... Δoxid = 4         Δred = 2   simplificando ...Δoxid = 2         Δred = 1 

28 5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:
O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. O Δred 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

29 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
S HNO NO H2O H2SO4 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:

30 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
1S HNO3 => NO H2O H2SO4 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 1S HNO3 => NO H2O H2SO4 Mais Exemplos?

31 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaBr   +   MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +   Br2   +   H2O   +   NaHSO4 O Br oxida; vai de nox = -1 para nox = 0. Esta oxidação envolve 1 elétron e a atomicidade do Br no Br2 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 MnO2 é 1: Δred = 2 x 1 = 2 Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

32 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaBr   +   1MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +  1 Br2   +   H2O   +   NaHSO4 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4  => 1MnSO4 + 1 Br2 + 2H2O + 2NaHSO4 Mais Exemplos?

33 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem NaOH   +   Cl2   =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O Os átomos de Cl no Cl2 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 Cl2, a reação pode ser reescrita: NaOH   +   Cl2   + Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O Como o Cl2 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 Cl2 de zero para +1, ou seja, um elétron: Δoxid = 1 x 2 = 2

34 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Na redução o nox do Cl no Cl2 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   +   H2O Para os outros coeficientes deve ser usado o: método de tentativa: 4NaOH  +  1Cl2   + 1Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O 4NaOH  +  2Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O

35 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como oxidante FeCl2  +   H2O HCl   =>   FeCl3   +   H2O O oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, no H2O, tem nox = -2. Reduziu envolvendo 1 elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2: Δred = 2 x1 = 2 O ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Oxidou envolvendo 1 elétron. A atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl2) é igual a 1: Δoxid = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes: 2FeCl2  +   1H2O HCl   =>   FeCl3   +   H2O2 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 2FeCl2  +   1H2O HCl   =>   FeCl3   +   H2O2

36 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como redutor KmnO4  +   H2O H2SO4   =>   K2SO4   +   MnSO H2O O2 O Mn no MnO4, possui nox = 7+. No MnSO4, o Mn tem nox = a 2+. Reduziu envolvendo 5 elétrons. A atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO4) 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 H2SO4 e KMnO4 Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de partida. O oxigênio, na água oxigenada tem nox = 1-. No O2 tem nox igual a zero. Oxidou com variação de um elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2: Δoxid = 1 x 2 = 2

37 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução
Invertendo os coeficientes: 2KmnO4  +   5H2O H2SO4   =>  K2SO4   +   MnSO H2O O2 Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 2KmnO4  +   5H2O H2SO4   => 1K2SO4   +   2MnSO H2O O2