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Reações com transferência de elétrons:
oxirredução
Prof. Edson Nossol
Uberlândia, 06/10/2017
Introdução à Química II
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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+
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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.
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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.
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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.
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Reações redox
Termita
Fe2O3(s) + 2 Al(s) ----> 2 Fe(s) + Al2O3(s)
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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!
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Reações redox
Manufatura de metais
Combustíveis
Corrosão
Baterias
Por que estudá-las?
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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
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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
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Reconhecendo uma reações redox
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
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Reconhecendo uma reações redox
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
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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
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Reconhecendo uma reações redox
Em termos do oxigênio ganha perde
Em termos do halogênio ganha perde
Em termos dos elétrons perde ganha
Tipo de reação Oxidação Redução
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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)
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Balanceamento de equações redox
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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
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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
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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
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
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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).
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
A reação é em meio básico!
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
forma água (8H2O)
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
4 H2O
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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).
4) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
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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).
3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)
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) Somar as semi-reações
no de elétrons deve ser igual
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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).
+ 4 OH- + 2 H2O + 3e-
(x3)
(x2)
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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