reacoes quimica
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Escola Profissional da Raia de Idanha – a – Nova
Docente:
Elisa Nunes
Disciplina:
Físico – Química
Trabalho Realizado por:Vanessa Freire Nº222ºAno de Energias RenováveisAno Lectivo: 2009/2010
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Índice
ConteúdoIntrodução................................................................................................................................3
Reacção de Oxidação – Redução.....................................................................................4
Números de Oxidação..........................................................................................................6
Regras na determinação de números de oxidação...................................................8
Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida............8
Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução...................10
Acertar Equações de Oxidação – Redução,................................................................10
Pares Conjugados Oxidação – Redução.......................................................................15
Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir......................................................................................................................16
Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio.................................................17
Conclusão...............................................................................................................................19
Bibliografia.............................................................................................................................20
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Introdução
Este trabalho é sobre Reacções, Óxido de Redução, e tem como base finalizar assim o Módulo XI.
Este trabalho tem como finalidade ficar a perceber e adquirir os conhecimentos em relação:
Oxidação – Redução.
Saber identificar cada uma delas;
Acertar Equações…
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Reacção de Oxidação – Redução
Reacção de óxido redução é aquela que ocorre com transferência
de electrões, mas como nós não conseguimos enxergar os electrões o
número de Oxidação (Nox) nos mostra o que ocorre com os electrões,
portanto, se ocorrer variação do Nox teremos uma reacção de óxido
redução.
Reacção de óxido - redução
Transferência de electrões
Variação do Nox
OXIDAÇÃO
Quando um elemento doa electrões o seu nº de oxidação
aumenta, dizemos que ele sofreu uma oxidação.
Mg Mg+2 0 +2 O Nox aumentou doou electrões então oxidou
REDUÇÃO
Quando um elemento recebe electrões seu nº de oxidação
diminui, dizemos que ele sofreu uma redução.
O2 O-2 0 -2 O Nox diminuiu recebeu electrões reduziu.
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) 0 0 +2 –2
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Oxidou
Reduziu
Quando uma substância encontra a outra, uma sofre redução e
provoca na outra a oxidação, por outro lado, a outra substância sofre
oxidação e provoca a redução. Formando o que conhecemos por
agente oxidante e agente redutor.
AGENTE REDUTOR
É a substância que contém o elemento que sofre oxidação é a
substância que provoca a redução.
REDUTOR - Mg
AGENTE OXIDANTE
É a substância que contém o elemento que sofre redução é a
substância que provoca a oxidação.
OXIDANTE - O2
Números de Oxidação
Hidrogénio e Metais Alcalinos
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Considera – se a sua posição, como pertencendo ao grupo 1, por
apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. Outros,
colocaram-no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação
do íão H+ (hidratos).
O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas,
não estando situado em nenhum grupo.
Fig1 Hidrogénio zona azul.
Oxigénio
Eles são caracterizados pela configuração electrónica ns2 np4 da
sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos
com metais e com hidrogénio quando o número de oxidação é – 2.
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos
do grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio
grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogéneos.
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Metais Alcalino Terrosos
São eles o Hidrogénio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e
frâncio.
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração
electrónica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íões
+1.
Com excepção do hidrogénio, todos são metais e não são
encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os metais.
Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a
água, formando hidróxidos (MOH, Metal alcalino).
Os átomos de hidrogénio são os mais simples, de todos os
elementos químicos. Ele é formado por duas partículas sub -
atómicas: um protão e um electrão.
Apesar de possuir a mesma configuração electrónica da camada
de valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogénio é um não-
metal. No estado elementar é encontrado como moléculas diatómicas
(H2).
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Regras na determinação de números de oxidação
Para a determinação do número de oxidação devem seguir-se
algumas regras básicas:
Regras Básicas:
1. O número de oxidação de um elemento no estado livre (quando não está combinado) é igual a zero;
2. Quando se encontra combinado o número de oxidação do hidrogénio é sempre +1 (salvo nos hidratos metálicos em que toma o valor -1).
3. No caso do oxigénio o número de oxidação é -2, à excepção dos peróxidos em que é igual a -1 e dos super óxidos onde é igual a -0,5. Quando ligado ao flúor, dado que este é mais electronegativo que o oxigénio, será o flúor que apresenta número de oxidação -1.
4. Os iões monoatómicos têm o número de oxidação igual à sua própria carga;
5. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula tem de ser igual a zero (regra da electroneutralidade);
6. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um ião poli atómico é sempre igual à carga do ião.
Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida
Nem todos os elementos têm a mesma capacidade de captar ou
ceder electrões, isto é, os elementos não possuem todos o mesmo
poder oxidante ou redutor. Desta forma alguns compostos
apresentam maior capacidade para actuar como oxidantes enquanto
outros como redutores.
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Quando se deixa cair sódio numa tina com água, observa-se a
libertação de hidrogénio, o que mostra a redução da água,
acompanhada da correspondente oxidação do sódio. No entanto, o
mesmo não sucede se deixar cair prata ou outros metais em água,
indicando, portanto, que o sódio tem um poder redutor maior do que
a prata.
Uma forma de comparar o poder redutor ou oxidante de dois
elementos é através da sua reacção. De um modo geral simples se
na reacção:
M+ + N → N+ + M
A reacção pode progredir até uma situação final em que exista
mais M do que N, pode dizer-se que o elemento M oxida o composto
N. Desta forma o catião M+ tem um maior poder oxidante que o catião
N+, e de forma semelhante conclui-se que o elemento N tem um
maior poder redutor doque o elemento M.
Tendo em conta estes conceitos é possível estabelecer uma
ordem dos pares conjugados em que os pares são ordenados por
ordem crescente de acordo com o poder oxidante das respectivas
espécies oxidadas.
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Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução.
Número de Oxidação 0 +2 +2 0Equação Química Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+ +
Cu(s) Aumento do n.º de oxidação: Oxidação
Diminuição do n.º de Oxidação: Redução
Semi – equação de oxidação: Zn (s) Zn2+(aq) + 2eSemi – equação de redução: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
Eq. Global de Oxidação – Redução: Zn (s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Acertar Equações de Oxidação – Redução, Meio Ácido e Meio Alcalino pelo Método Misto.
Meio Ácido:
Fe2+ + Cr2O72- → Fe3+ + Cr3+
Para se proceder ao acerto desta equação há que, em primeiro
lugar determinar os números de oxidação de cada espécie para se
poder determinar as semi-reacções de oxidação e de redução.
Neste caso, observando os iões de Fe, verifica-se que passa do
estado de oxidação +2 para +3, isto é, aumenta, o que corresponde a
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dizer que ocorre uma oxidação. Evidentemente para a outra espécie
(Cr2O72-) deverá ocorrer uma redução.
Assim o número de oxidação do Cr em Cr2O72- pode ser calculado da
seguinte forma:
E para a espécie Cr3+ é, claramente, +3. Assim podemos
confirmar que há uma diminuição do estado de oxidação do crómio
que corresponde à redução.
Assim, as semi-reacções de oxidação e redução são:
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → Cr3+
Agora devem-se acertar os átomos, à excepção dos de oxigénio
e hidrogénio, em cada semi-reacção. Neste caso trata-se apenas dos
de Fe e Cr.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+
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Agora ir-se-á acertar o número de átomos de oxigénio, mas para
tal atribuir-se que se está em meio ácido. Assim adiciona-se H2O e H+
do lado onde existe deficiência de cada espécie até se acertarem as
massas.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+
Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O (que fica)
Cr2O72- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O
Torna-se agora necessário acertar as cargas por adição de
electrões ao lado de cada semi-reacção que apresenta deficiência
destas.
Oxidação: Fe2+ → Fe3+ + 1e-
Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Para que o número de electrões nas semi-reacções seja igual,
tem de se proceder ao mínimo múltiplo comum entre estas:
Oxidação: 6 Fe2+ → 6 Fe3+ + 6e-
Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Por fim efectua-se a soma das semi-reacções para se obter a
reacção global, devidamente acertada:
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 6e-
Neste caso os únicos elementos da equação química que se
anulam são os electrões e a equação simplificada fica:
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
Meio Alcalino
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Para este método torna-se imprescindível conhecer a variação
dos números de oxidação dos elementos presentes na reacção. A
soma algébrica das variações dos números de oxidação em reagentes
e produtos tem de ser nula.
A igualdade da carga eléctrica nos dois membros da equação
que traduz a reacção química é conseguida adicionando ao membro
conveniente ião , se a reacção ocorrer em meio ácido, ou iões
, se a reacção ocorrer em meio alcalino.
Escrever a equação que traduz a reacção de oxidação do
nitrito de sódio pelo permanganato de potássio, em meio
alcalino, com a formação de nitrato de sódio e dióxido de
manganês.
Escrita dos reagentes e produtos da reacção
Cálculo e anotação dos números de oxidação dos átomos dos
elementos intervenientes:
Variação do número de oxidação do azoto: +2
Variação do número de oxidação do manganês: -3
Na equação têm de figurar três átomos de azoto por cada dois de
manganês.
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Acerto da carga eléctrica por adição de iões
Acerto do número de átomos de hidrogénio, por adição de
moléculas de água ao membro conveniente
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Pares Conjugados Oxidação – Redução
Reacções são reacções em que há transferência de electrões.
Uma espécie só se comporta como oxidante na presença de um
redutor e vice – versa.
Nas reacções uma espécie que cede um ou mais electrões
(redutor) dá origem a outra espécie (oxidante) capaz de aceitar
esse(s) electrão(ões), regenerando a primeira espécie. Estas espécies
constituem um par redutor – oxidante conjugado.
Exemplo:
Examinando o que aconteceu ao zinco metálico e ao ião
Cu2+ na reacção anterior, pode reconhecer-se um aspecto importante
das reacções de oxidação – redução:
Zn (s) --> Zn2+ (aq) + 2 e- Semi – equação de oxidação
Cu2+ (aq) + 2 e- -> Cu (s) Semi – equação de redução
De cada vez que um redutor “cede” electrões forma-se
um oxidante que pode “captar” electrões, na reacção em sentido
contrário. Contrariamente, de cada vez que um oxidante “capta”
electrões, forma-se um redutor, que pode “ceder” electrões na
reacção em sentido contrário.
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É a partir da ideia de que os oxidantes e os redutores
estão associados que surge a designação par redutor – oxidante
conjugado ou par conjugado. Assim, para a reacção anterior os
pares conjugados são: Zn / Zn2+ e Cu / Cu2+.
Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir
Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são
os metais altamente electropositivos, como o sódio, que facilmente
reduz os compostos de metais nobres e também liberta o hidrogénio
da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o
ozónio.
O carácter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros
compostos que participam da reacção, e da acidez e alcalinidade do
meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração
de elementos ácidos. Entre as reacções mais conhecidas -- as
reacções bioquímicas -- inclui-se a corrosão, que tem grande
importância industrial.
Um caso particularmente interessante é o do fenómeno chamado
auto-reacção, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e
redução na mesma reacção. Isso ocorre entre halogéneos e
hidróxidos alcalinos. Na reacção com o hidróxido de sódio a quente, o
cloro (0) sofre auto - redução: que se oxida para clorato (+5) e se
reduz para cloreto (-1):
6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O
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Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio
O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das
concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o
sistema está em equilíbrio.
A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das
velocidades das reacções directas e inversa.
aA + bB = cC + dD
A velocidade da reacção é dada por
V = k.[A]a.[B]b
É importante lembrar que a água e espécies sólidas não são
consideradas, os reagentes participam na equação da velocidade. A
velocidade depende exclusivamente dos reagentes e não dos
produtos.
A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida
pela divisão da velocidade da reacção inversa pela velocidade da
reacção directa.
Uma maneira mais simples de obter a equação da Ke para a
reação
AgCl(S) = Ag+ + Cl-
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É calcular o quociente dos produtos pelos reagentes
excluindo espécies sólidas e a água. O resultado é o mesmo.
Ke = [Ag+][Cl-]
Estas concentrações são aquelas obtidas durante o equilíbrio
químico, ou seja, são constantes.
A unidade da constante de equilíbrio é geralmente expressa
em (mol/L)x onde x é o resultado aritmético da expressão das letras
minúsculas (c+d-a-b).
Tendo em mente o que significa a constante de equilíbrio
(razão entre concentração de produtos e reagentes) podemos
entender algumas de suas finalidades.
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Conclusão
Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta
ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de
oxidação diminui.
Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe
sempre variação do número de oxidação de dois elementos.
Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de
redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de
um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a
tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva
espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.
Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta
ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de
oxidação diminui.
Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe
sempre variação do número de oxidação de dois elementos.
Se em vez de par redutor – oxidante conjugado se disser par
conjugado oxidante – redutor ou par conjugado de oxidação –
redução, escreve-se em primeiro lugar o oxidante e depois o redutor
conjugado.
Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de
redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de
um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a
tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva
espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.
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Bibliografia
http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu%C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-e-reducao
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=277
http://www.e-escola.pt/search_results.asp
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