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OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

- Oxidantes e redutores;

- Pares conjugados;

- Número de oxidação;

- Acerto de equações redox;

-Série eletroquímica;

- Proteção de metais.

REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

O termo “oxidação’ foi usado pela 1ª vez por Lavoisier, para

referir a reação de substâncias com o oxigénio;

A combustão completa do carvão, é uma reação de oxidação:

Inicialmente, o termo oxidação significava combinação com o

oxigénio e o termo redução significava remoção do oxigénio.

O oxidação do mercúrio a óxido de mercúrio(II):

O redução de óxido de mercúrio(II) a mercúrio:

C(s) + O2(g) CO2(g)

2Hg(l) + O2(g) 2HgO(s)

2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

Há outras reações muito semelhantes nas quais o oxigénio

não participa;

O sódio reage de uma forma idêntica numa atmosfera de

oxigénio e numa atmosfera de cloro:

O que acontece aos átomos de sódio?

REAÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO

4 Na(s) + O2(g) 2 Na2O(s)

2Na(s)+Cl2(g) 2NaCl(s)

Oxidação do sódio numa atmosfera de oxigénio

Oxidação do sódio numa atmosfera de cloro


Oxidação é o processo no qual uma espécie química liberta

eletrões, aumentando a carga do elemento;

Redução é o processo no qual uma espécie química capta

eletrões, diminuindo a carga do elemento químico;

Oxidação - redução é o processo global, envolvendo a

oxidação de uma espécie (libertação de eletrões) e a redução de

outra (captação dos eletrões libertados).


Oxidação Redução

Aumento da carga positiva Diminuição da carga positiva

Cedência de eletrões Ganho de eletrões

OXIDANTE E REDUTOR

A formação do cloreto de potássio a partir do potássio e do cloro

é uma reação de oxidação – redução:

Cloro – Oxidante (capta eletrões);

Potássio – Redutor (cede eletrões)

2 K (s) + Cl2 (g) 2 KCl (s)

OXIDANTE E REDUTOR

OXIDANTE E REDUTOR

Uma oxidação é sempre acompanhada de uma redução,

uma vez que uma espécie química só pode ser reduzida

(captação de eletrões) se existir outra que seja oxidada

(libertação de eletrões).

As extensões das reações de oxidação e de redução têm

que ser iguais, uma vez que o número de eletrões

libertados pelo redutor tem que ser igual ao número de

eletrões captados pelo oxidante.

OXIDANTE E REDUTOR

Espécie Terminologia

A Oxida-se Provoca a redução de

outra espécie

É redutora

B+ Reduz-se Provoca a oxidação de

outra espécie

É oxidante

A + B+ A+ + B

Pares conjugados de oxidação redução:

Cl2/Cl- e Cu2+/Cu

Um par conjugado oxidante - redutor é o conjunto de um

oxidante e de um redutor que se podem converter um no outro

por transferência de eletrões;

Para que uma reação de oxidação – redução ocorra é necessária

a presença de um oxidante e de um redutor.

OXIDANTE E REDUTOR

Cl2(g) + Cu(s) 2Cl-(aq) + Cu2+

(aq)

NÚMERO DE OXIDAÇÃO


Oxidação – há libertação parcial ou total de eletrões;

Redução – há captação parcial ou total de eletrões.


Número de oxidação - diferença entre o nº de eletrões que

existem no átomo do elemento e o nº de eletrões que o elemento

tem no estado combinado:

ou

Nºoxidação(n.o) = nºéV no átomo – nºéV no estado combinado

Nºoxidação(n.o) = nºé no átomo – nºé no estado combinado

REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O

Regras Exemplos

Um elemento no estado livre tem n.o igual a zero

O2 0

O 0

Nos catiões monoatómicos, os elementos têm n.o que

é igual à carga do ião

• Os iões dos metais alcalinos (G1) têm carga 1+, pelo que o

n.o do elemento no ião é +1.

• Os iões dos metais alcalino - terrosos (G 2) têm carga 2+,

pelo que o n.o do elemento no ião é +2.

• O n.o do alumínio (G13) no ião Al3+ é igual a +3.

Metais 0

Na++1

Mg2++2


Regras Exemplos

Os não metais têm n.o negativo (como são

eletronegativos têm + afinidade para os és)

• O n.o do oxigénio é -2, exceto no caso dos

peróxidos em que é -1;

• No estado combinado, os halogéneos apresentam

n.o -1; quando estão ligados ao oxigénio têm n.o

positivos, com exceção do flúor;

• O n.o do hidrogénio é: +1 quando ligado a não

metais (+ eletronegativos) e -1, quando ligado a

metais (- electonegativos).

H2O

n.o(O)=-2

n.o(H)=+1

H2O2

n.o(O)= -1

n.o(H)= +1

HF

n.o(F)= -1

n.o(H)= +1

NaH

n.o(Na)=+1

n.O(H)=-1

A soma de todos os números de oxidação dos elementos

presentes numa molécula ou num ião é igual à respetiva

carga (portanto, nas moléculas é igual a zero);

Os metais de transição podem apresentar vários estados

de oxidação.


ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX

1.Identificar os elementos que sofrem variação de número de

oxidação e determinar os seus números de oxidação:

MnO4- + H2O2 Mn2+ + O2 (meio ácido)

O Mn foi reduzido: o seu n.o passou de +7 para +2;

O O foi oxidado: o seu n.o passou de -1 para 0.


2. Escrever, separadamente, as semi-reações de oxidação e

redução:

H2O2 O2

Equação da semi - reação de oxidação

MnO4- Mn2+

Equação da semi- reação de redução


3.Em cada equação de semi-reação, acertar o número de átomos

dos elementos que sofrem oxidação e redução.

H2O2 O2

Equação da semi - reação de oxidação

MnO4- Mn2+

Equação da semi- reação de redução

Neste caso, o número de átomos dos elementos, em cada

membro da equação já é igual.


4.Em cada equação, adicionar eletrões de forma a acertar a

variação dos números de oxidação.

H2O2 O2 + 2é Semi - reação de oxidação

MnO4- + 5é Mn2+ Semi- reação de redução

O n.o do Mn passou de +7 para +2, sendo portanto necessário

acrescentar 5é ao primeiro membro;

O n.o do O passou de -1 para 0, é necessário acrescentar 2 és

ao segundo membro da equação (1 é por cada átomo);


5.Em meio ácido

Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº

necessário de iões H+ ao membro onde estão os és.

(1) H2O2 O2 + 2é + 2H+ Semi - reação de oxidação

(2) MnO4- + 5é + 8H+ Mn2+ Semi- reação de redução

(1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de

adicionar 2 iões H+ ao 2º membro para anular a carga elétrica;

(2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6,

é necessário adicionar 8 iões H+ ao 1º membro para que a carga

passe a ser +2.


5.1. Em meio alcalino

Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº

necessário de iões HO- ao membro oposto ao que tem os és.

(1) H2O2 + 2HO- O2 + 2é Semi - reação de oxidação

(2) MnO4- + 5é Mn2+ + 8HO- Semi- reação de redução

(1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de

adicionar 2 iões HO- ao 1º membro para que a carga passe a -2;

(2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6,

é necessário adicionar 8 iões HO- ao 2º membro para que a carga

passe a ser -6.


6.Em meio ácido

Acertar as equações das semi-reações quanto às massas

(átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número

conveniente de moléculas de H2O ao membro oposto de H+.

(1) H2O2 O2 + 2é + 2H+ Oxidação

(2) MnO4- + 5é + 8H+ Mn2+ + 4H2O Redução

(1) Não é necessário adicionar água, pois a equação esta

acertada quanto às massas;

(2) Foi necessário adicionar 4 moléculas de água, para acertar

os átomos de H e de O.


6.1.Em meio alcalino

Acertar as equações das semi-reações quanto às massas

(átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número

conveniente de moléculas de H2O ao membro oposto de HO-.

(1) H2O2 + 2HO- O2 + 2é + 2H2O Oxidação

(2) MnO4- + 5é + 4H2O Mn2+ + 8HO- Redução


os átomos de H e O;


os átomos de H e de O.


7.Em meio ácido

Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por

números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas

duas equações.

(1) (x5) H2O2 O2 + 2é + 2H+ Oxidação

(2) (x2) MnO4- + 5é + 8H+ Mn2+ + 4H2O Redução



Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por

números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas

duas equações.

(1) (x5) H2O2 + 2HO- O2 + 2é + 2H2O Oxidação

(2) (x2) MnO4- + 5é + 4H2O Mn2+ + 8HO- Redução


8.Em meio ácido

Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando

os termos semelhantes.

(1) 5 H2O2 5 O2 + 10 é + 10 H+ Oxidação

(2) 2 MnO4- + 10é + 16H+ 2Mn2+ + 8H2O Redução

5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2



Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando os

termos semelhantes.

(1) 5 H2O2 + 10 HO- 5 O2 + 10 é + 10 H2O Oxidação

(2) 2 MnO4- + 10é + 8 H2O 2Mn2+ + 16HO- Redução

5 H2O2 + 2 MnO4- 2Mn2+ + 2H2O + 5O2 + 6 HO-


9. Verificar se a equação global está certa quanto às cargas e

quanto às massas.

Meio Ácido

Meio Alcalino

5 H2O2 + 2 MnO4- 2Mn2+ + 2H2O + 5O2 + 6 HO-

5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

FORÇA RELATIVA DE

OXIDANTES E REDUTORES

Experiência 1

Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião

magnésio.

Não se observam alterações

O cobre não tem tendência para reagir

com o catião magnésio.

FORÇA RELATIVA DE


Experiência 2

Colocação de uma fita de magnésio numa solução de catião cobre(II);

Mg(s) + Cu2+(aq) Mg2+

(aq) + Cu (s)

FORÇA RELATIVA DE


Experiência 2

A fita de magnésio é corroída e forma-se um depósito de cobre.

O magnésio reage com o catião cobre(II)

Magnésio – Redutor, o seu n.o passa de 0 a +2;

Cobre – Oxidante, o seu n.o passa de +2 para 0.

Pares conjugados redox: Cu2+/Cu e Mg2+/Mg

O oxidante Mg2+ não tem força suficiente para oxidar o cobre;

O oxidante Cu2+ tem força suficiente para oxidar o Mg;

O Cu2+ é um oxidante mais forte do que o Mg2+

Ambas as reações podem ocorrer, mas a oxidação do Mg pelo

Cu2+ tem mais tendência a dar-se do que a oxidação do Cu

pelo Mg2+.

FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES

E REDUTORES

FORÇA RELATIVA DE


Experiência 3

Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião prata.

Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+

(aq) + 2Ag (s)

FORÇA RELATIVA DE


O oxidante Ag+ tem força suficiente para oxidar o redutor Cu;

O oxidante Cu2+ não tem força suficiente para oxidar o redutor

Ag.

Ag+ > Cu2+ > Mg2+ Poder oxidante

Mg > Cu > Ag Poder redutor

SÉRIE ELETROQUÍMICA

CORROSÃO DOS METAIS

A chuva ácida é capaz de corroer o ferro, causando prejuízos

incalculáveis em muitas estruturas metálicas;

A corrosão do ferro e mais alguns metais pelos ácidos é uma

reação de oxidação - redução, em que o redutor é o metal e o

oxidante é o H3O+

(aq).

Pode usar-se a série eletroquímica para identificar

quais os elementos capazes de ser oxidados pelos ácidos.

Os metais situados na série acima do hidrogénio são

redutores mais fortes do que ele, pelo que são

capazes de reduzir o hidrónio a H2, ao mesmo tempo

que se corroem;

Os metais situados na série eletroquímica abaixo do

H2 são redutores mais fracos, pelo que não reagem

com os ácidos.


Assim, metais como o ferro, o zinco e o magnésio não

podem ser utilizados em aplicações em que se pretenda

uma grande durabilidade e haja exposição a meios

ácidos;

Metais como o cobre, o mercúrio, a prata e o ouro não

têm tendência a reagir com soluções aquosas de ácidos,

pelo que podem ser utilizados em joalharia, mas

também no revestimento de contactos elétricos, em

circuitos de baixa tensão usados em computadores, em

fios elétricos condutores.


1ª Fase

O O2 oxida o Fe a catião Fe(II), em especial se o meio for ácido;

2ª Fase

O catião ferro(II) é oxidado a catião ferro(III):

A ferrugem, em vez de ficar agarrada ao ferro, solta-se, deixando

uma nova porção de ferro livre para ser oxidada.

CORROSÃO DOS METAIS - FERRUGEM

EVITAR A CORROSÃO DOS

METAIS

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