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Reações com transferência de elétrons:

oxirredução

Prof. Edson Nossol

Uberlândia, 06/10/2017

Introdução à Química II

Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico) se houvesse transferência completa de elétrons

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

S(s) + O2(g) → SO2(g)

0 0 1+ -1

0 0 -2 4+

Regras

1) Elementos livres: número de oxidação zero. H2, Br2, Na, Be;

2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+

3) Compostos com oxigênio (MgO, H2O): número de oxidação do

oxigênio é -2. Exceção: H2O2: -1;

4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH2. número de oxidação: -1;

5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e

oxiânions. ClO-;

6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.

Regras

Grupo 15

Grupo 16

Grupo 17 O número de oxidação máximo de um não- metal é igual ao número do seu

grupo -10

nitrogênio, 5+.

enxofre, 6+.

cloro, 7+.

O número de oxidação mínimo é igual ao no do

grupo -18.

Exercício: Determine o número de oxidação dos elementos em cada um dos compostos ou íons: (a) óxido de alumínio, Al2O3

(b) Ácido fosfórico, H3PO4

(c) Íon sulfato, SO4-2

(d) Íon dicromato, Cr2O7-2

1) Elementos livres: número de oxidação zero. H2, Br2, Na, Be;

2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+

3) Compostos com oxigênio (MgO, H2O): número de oxidação do

oxigênio é -2. Exceção: H2O2: -1;

4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH2. número de oxidação: -1;

5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e

oxiânions. ClO-;

6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.

Reações redox

Termita

Fe2O3(s) + 2 Al(s) ----> 2 Fe(s) + Al2O3(s)

Reações redox

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

(aq) + 2 Ag(s)

Em todas as reações se

alguma espécie está sendo oxidada outra está sendo

reduzida!

Reações redox

Manufatura de metais

Combustíveis

Corrosão

Baterias

Por que estudá-las?

Reações redox

São caracterizadas pela TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS entre um doador e um receptor de

elétrons, resultando em:

1. Aumento do número de oxidação do elemento = OXIDAÇÃO

2. Diminuição do número de oxidação do elemento = REDUÇÃO

Reconhecendo uma reações redox

Corrosão do alumínio

2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+

(aq) + 3 Cu(s)

Al(s) - --> Al3+(aq) + 3 e-

Número de oxidação do Al aumenta com a doação de elétrons pelo metal

Dessa maneira, o Al é OXIDADO

Al é o AGENTE REDUTOR na semi-reação

balanceada


Corrosão do alumínio

2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+

(aq) + 3 Cu(s)

Cu2+(aq) + 2 e- - --> Cu(s)

Número de oxidação do cobre diminui com o ganho de elétrons pelo metal

Dessa maneira, o cobre é REDUZIDO

cobre é o AGENTE OXIDANTE na semi-reação

balanceada


Note que as 2 semi-reações se combinam resultando

na equação global

—se usamos 2 mol de Al e 3 mol de Cu2+.

2 Al(s) --> 2 Al3+(aq) + 6 e-

3 Cu2+(aq) + 6 e- --> 3 Cu(s)

-----------------------------------------------------------

2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) ---> 2 Al3+

(aq) + 3 Cu(s)

A equação final está balanceada por massa e a carga

Exemplos de agentes redutores e oxidantes

HNO3 é um agente oxidante

2 K + 2 H2O --> 2 KOH + H2

Metais (Na, K, Mg, Fe) são agentes redutores

Metais (Cu) são agentes redutores


Em termos do oxigênio ganha perde

Em termos do halogênio ganha perde

Em termos dos elétrons perde ganha

Tipo de reação Oxidação Redução

Exercício: Identifique quais átomos estão passando por mudanças em seus números de oxidação e classifique as reações como ácido-base, precipitação ou oxirredução.

(a) NaOH(aq) + HNO3(aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)

(b) Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(s)

(c) 2 HNO3(aq) + Ca(OH)2(s) → Ca(NO3)2(aq) + 2H2O(l)

(d) Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)

Balanceamento de equações redox

Oxidação dos íons Fe2+ a íons Fe3+ pelos íons

(Cr2O72-), em meio ácido, produzindo Cr3+.

3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)

O: adicionar H2O H: adicionar H+

meio ácido

1) Escrever a equação não balanceada

2) Separar a equação em semi-reações

Oxidação dos íons Fe2+ a íons Fe3+ pelos íons

(Cr2O72-), em meio ácido, produzindo Cr3+.

4) Somar as semi-reações

no de elétrons deve ser igual

Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I-)

pelo íon permanganato (MnO4-), em solução básica, originando iodo

molecular e óxido de manganês(IV), (MnO2).

1) Escrever a equação não balanceada

-

2) Separar a equação em semi-reações







A reação é em meio básico!






forma água (8H2O)






4 H2O





cada O: adicionar dois OH- no lado necessário e uma

H2O no outro cada H: uma H2O lado necessário e um OH- no outro

meio básico

+ 4 OH- + 2 H2O + 3e-






+ 4 OH- + 2 H2O + 3e-

(x3)

(x2)

Exercício: Balancear as seguintes reações:

(a) Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+

(meio ácido)

(b) CrO2- + ClO- → CrO4

2- + Cl- (meio básico)

(c) Qual volume de uma solução 0,0200 mol L-1 de KMnO4 é

necessário para oxidar 40,0 mL de uma solução 0,100 mol L-1 de

FeSO4 em ácido sulfúrico?

(a) 5Fe2+ + MnO4-

+ 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

(b) 2CrO2- + 3ClO- + 2OH- → 2CrO4

2- + 3Cl- + H2O

(c) 40,0 mL de KMnO4

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