Regras de calculos

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<p>Competências específicas-5</p><p>Habilidade-8</p><p>Conteúdo 5.</p><p>Desenvolver conexões hipotéticas lógicas que possibilitem previsões a</p><p>cerca das transformações químicas.</p><p>Balancear equações redox do agente oxidante e agente redutor.</p><p>Número de oxidação</p><p>1</p><p>ASSUNTO: OXIDAÇÃO E REDUÇÃO</p><p>I. INTRODUÇÃO: CONCEITO DE OXI-REDUÇÃO</p><p>O fenômeno da óxido-redução é muito importante no mundo que nos cerca e está</p><p>presente nos processos que permitem a manutenção da vida.</p><p>Tanto a fotossíntese:</p><p>6 CO2 + 6 H2O  C6H12O6 + 6 O2,</p><p>como o metabolismo da glicose no organismo:</p><p>C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O, são reações de óxido-redução.</p><p>Durante o processo de produção do ferro a partir da hematita (Fe2CO3):</p><p>Fe2O3 + 3 CO  2 Feº + 3 CO2, também ocorre uma reação de óxido-redução.</p><p>Essas, como todas as reações de óxido-redução, ocorrem com a transferência de</p><p>elétrons. Esse processo de transferência de elétrons pode ser evidenciado por um</p><p>experimento bastante simples.</p><p>Ao introduzirmos um fio de cobre (Cu) numa solução aquosa de nitrato de prata</p><p>(AgNO3), verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de prata</p><p>e que a solução adquire a cor azul, característica dos íons Cu2+.</p><p>As reações envolvidas podem ser representadas pelas equações:</p><p>Cuº  Cu2+ + 2e- perda de elétrons</p><p>2 Agº + 2e-  2 Agº ganho de elétrons</p><p>Quando representamos a reação global, ou seja, a soma das duas semi-reações,</p><p>cancelamos os elétrons: Cuº + 2 Ag+  Cu2+ + 2 Agº.</p><p>A semi-reação onde ocorre perda de elétrons é denominada reação de oxidação. A</p><p>semi-reação onde ocorre ganho de elétrons é denominada reação de redução.</p><p>Neste exemplo, o cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente redutor, pois,</p><p>ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+), provoca sua redução.</p><p>Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como agente oxidante, pois, ao</p><p>receberem elétrons do cobre (Cu), provocam sua oxidação.</p><p>Para esta reação, temos:</p><p>Cuº: perde elétrons  sofre oxidação  agente redutor</p><p>Ag+: ganha elétrons  sofre redução  agente oxidante</p><p>Podemos notar, que, devido à transferência de elétrons, ocorreu uma mudança na</p><p>carga elétrica das espécies químicas. Essas cargas elétricas são denominadas número</p><p>de oxidação (Nox).</p><p>O conhecimento do número de oxidação (Nox) é de grande importância para o</p><p>entendimento dos processos de óxido-redução.</p><p>Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo.</p><p>2</p><p>2</p><p>II. NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox)</p><p>O número de oxidação (Nox) nos ajuda a entender como os elétrons estão distribuídos</p><p>entre os átomos que participam de uma molécula ou de um composto iônico.</p><p>Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria carga do íon. Essa carga</p><p>equivale ao número de elétrons perdidos ou recebidos na formação do composto.</p><p>Composto iônico Na+Cl- Ca2+O2- Al3+F3</p><p>- (Fe3+)2(S</p><p>2-)3</p><p>Nox +1 - 1 + 2 - 2 + 3 – 1 +3 - 2</p><p>Nos compostos moleculares, não existe transferência definitiva de elétrons. Assim, o</p><p>Nox corresponde à carga elétrica que o átomo iria adquirir se a ligação fosse rompida.</p><p>Desse modo, o átomo de maior eletronegatividade receberia os elétrons do outro átomo:</p><p>Composto</p><p>molecular</p><p>H Cl C O Al3+F3</p><p>- H O H</p><p>Nox +1 - 1 + 2 - 2 + 3 – 1 +1 - 2 +1</p><p>OBSERVAÇÕES:</p><p>1. O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente.</p><p>2. Nos compostos iônicos, o nox é a própria carga de cada íon.</p><p>3. Nos compostos covalentes, o Nox é uma carga imaginária, sendo que o Nox</p><p>negativo é atribuído ao átomo de maior eletronegatividade.</p><p>III. ELEMENTOS COM NOX FIXO</p><p>REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NOX!!!</p><p>Veremos, a seguir, um conjunto de regras que permite a determinação dos números</p><p>de oxidação de uma maneira bastante simples, sem que seja necessário construir as</p><p>fórmulas eletrônicas dos compostos.</p><p>1. O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero.</p><p>H2,, O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam</p><p>Neste caso, como os átomos apresentam a mesma eletronegatividade, numa</p><p>eventual quebra da ligação, nenhum perde ou ganha elétrons.</p><p>2. O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.</p><p>K+ Ba2+ F- N3-</p><p>Nox: +1 +2 -1 -3</p><p>3. Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos.</p><p>Elementos químicos</p><p>Nox</p><p>Exemplos</p><p>Metais Alcalinos</p><p>(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)</p><p>+1</p><p>NaCl K2SO4</p><p>+1 +1</p><p>Metais Alcalino-Terrosos</p><p>(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)</p><p>+2</p><p>CaO MgCl2</p><p>+2 +2</p><p>Zinco (Zn) +2 ZnSO4 ZnO</p><p>+2 +2</p><p>Prata (Ag) +1</p><p>AgCl Ag2SO4</p><p>Alumínio (Al) +3</p><p>Al2(SO4)3 Al2O3</p><p>Competências específicas-5</p><p>Habilidade-8</p><p>Conteúdo 5.</p><p>Desenvolver conexões hipotéticas lógicas que possibilitem previsões a</p><p>cerca das transformações químicas.</p><p>Balancear equações redox do agente oxidante e agente redutor.</p><p>Número de oxidação</p><p>3</p><p>4. O Nox do elemento hidrogênio (H) nas substâncias compostas é geralmente + 1.</p><p>Ex.: HBr, H2SO4, C6H12O6. Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando</p><p>hidretos metálicos, seu nox é -1. Ex.: NaH, CaH2.</p><p>5. O Nox do elemento oxigênio [O], na maioria dos seus compostos, é -2. Ex.: CO,</p><p>H2O, H2SO4, C6H12O6. Nos peróxidos (O2)</p><p>-2, o Nox do oxigênio é -1: H2O2, Na2O2.</p><p>No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é mais eletronegativo, o Nox</p><p>do oxigênio é +2.</p><p>IV. CÁLCULO DO NOX</p><p>6. A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou</p><p>molecular é sempre zero.</p><p>NaCl HCl CaO CO</p><p>Nox: +1 -1 +1-1 +2-2 +2-2</p><p>Soma dos Nox: zero zero zero zero</p><p>Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de muitos outros elementos.</p><p>Vejamos dois exemplos:</p><p> Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:</p><p>Elemento Atomicidade . Nox do átomo</p><p>H 3 . +1 = +3</p><p>P 1 . x = x</p><p>O 4 . -2 = -8</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p> Determinação do Nox do enxofre (S) no Al2(SO4)3; A notação (SO4)3, indica a</p><p>presença de 3 grupos SO4 , ou seja, 3 átomos de S e 12 átomos de [O], o que equivale a</p><p>S3O12:</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>7. Num íon composto, o somatório dos Nox é igual a carga do íon. Cálculo do Nox do</p><p>cromo (Cr) no íon Cr2O7</p><p>2-.</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>...............................................................................................................................................................................................................................</p><p>8. Os halogênios apresentam Nox = -1, quando formam compostos binários (2</p><p>elementos), em que eles são mais eletronegativos. Ex.: HCl, MnBr2, CF4</p><p>4</p><p>4</p><p>V. IDENTIFICAÇÃO DE AGENTES OXIDANTES E REDUTORES</p><p>Variação do Nox nas reações de óxido-redução.</p><p>Retomando o exemplo inicial e associando-o ao conceito de Nox, temos:</p><p>Numa reação de óxido-redução, temos espécies perdendo elétrons enquanto</p><p>outras recebem elétrons, o que irá ocasionar a variação de seus Nox.</p><p>Generalizando, espécie que:</p><p>Perde e-  oxida – Nox  - agente redutor</p><p>Ganha e-  reduz – Nox  - agente oxidante</p><p>H2O2: oxidante e redutor</p><p>Na maioria das reações, o peróxido de hidrogênio age como oxidante, produzindo água</p><p>como um dos produtos:</p><p>H2O2(aq) + 2I-(aq) + 2 H+</p><p>(aq)  2 H2O(l) + I2(aq)</p><p>-1 ................sofre redução/agente oxidante........ -2</p><p>Porém, na presença de agentes oxidantes fortes, ele npode agir como redutor, produzindo</p><p>O2 e H2O:</p><p>5 H2O2(aq) + 2 MnO4</p><p>-</p><p>(aq) + 6 H+</p><p>(aq)  8 H2O(l) + 5 O2(g) + 2 Mn2+</p><p>(aq)</p><p>-1 ................sofre oxidação /agente redutor............................................... O</p><p>VI. EXERCÍCIOS:</p><p> R E S O L V I D O </p><p>Seja a equação química:</p><p>3 As2S3 + 28 HNO3 + 4 H2O  9 H2SO4 + 6 H3AsO4 + 28 NO</p><p>Indique a afirmativa correta:</p><p>a) O arsênio oxida-se, o enxofre e o nitrogênio reduzem-se.</p><p>b) O enxofre e o nitrogênio oxidam-se; o arsênio reduz-se.</p><p>c) O enxofre e o arsênio oxidam-se; o nitrogênio reduz-se.</p><p>d) O enxofre oxida-se; o nitrogênio e o hidrogênio reduzem-se.</p><p>e) O agente oxidante é o As2S3 e o agente redutor é o HNO3.</p><p>Solução</p><p>- Inicialmente, devemos calcular o Nox dos átomos presentes em todas as substâncias:</p><p>- Assim, podemos observar que ocorreu variação de Nox no As, no N, e no S:</p><p>- Assim, temos:</p><p> O arsênio (As) e o enxofre (S), presentes no As2S3, se oxidaram; portanto, esse é o</p><p>agente redutor.</p><p> O nitrogênio (N), presente no HNO3, se reduziu; portanto, esse é o agente oxidante.</p><p> Resposta: alternativa c.</p><p>Competências específicas-5</p><p>Habilidade-8</p><p>Conteúdo 5.</p><p>Desenvolver conexões hipotéticas lógicas que possibilitem previsões a</p><p>cerca das transformações químicas.</p><p>Balancear equações redox do agente oxidante e agente redutor.</p><p>Número de oxidação</p><p>5</p><p> R E S O L V A </p><p>01. Defina número de oxidação:</p><p>02. Vamos calcular o número de oxidação dos átomos presentes na molécula</p><p>de tetracloreto de carbono (CCl4)</p><p>(a) Construa a fórmula eletrônica (6C e 17Cl)</p><p>(b) Agora imagine, para cada ligação, que o par eletrônico será cedido para o átomo mais</p><p>eletronegativo. Com isso, concluímos que:</p><p>Carbono  Nox: ........................ Cloro  Nox: ............................</p><p>(c) Vamos fazer o mesmo raciocínio anterior para determinar o número de oxidação de</p><p>cada átomo da molécula de fluoreto de fósforo (PF3), (15P e 9F). Então, construa a</p><p>fórmula eletrônica e ceda o par eletrônico para o átomo mais eletronegativo. Com isso,</p><p>concluímos que: ............................................... e......................................... .</p><p>03. Calcule o Nox dos elementos marcados nas moléculas abaixo:</p><p>(BiO3)</p><p>-, HOCN, HAlO2, (S2O4)</p><p>2-, K4P2O7,</p><p>H3Fe(CN)6, H4Fe(CN)6, Na2Cr2O7, Li2Cr2O4, NaIO,</p><p>HIO3, NH4</p><p>+, I2, HBrO2, NCl3,</p><p>HNO2, C2H4, SCl2, H4P2O7, H2PO2</p><p>-,</p><p>PO4</p><p>3-, CH3F</p><p>6</p><p>6</p><p>TESTES</p><p>01. Determine o número de oxidação de cada átomo, nos compostos seguintes:</p><p>a) N2</p><p>b) H2SO3</p><p>c) HMnO4</p><p>d) PO4</p><p>3-</p><p>e) OF2</p><p>02. Determine o número de oxidação das seguintes espécies:</p><p>a) P4 b) Fe3+ c) Cl2</p><p>d) S8 e) O3 f) Ag1+</p><p>g) S2- h) Fe i) Al3+</p><p>j) Li1+</p><p>03. Determine o número de oxidação do oxigênio, nas substâncias abaixo:</p><p>a) H2O</p><p>b) NaClO3</p><p>c) Na2O2</p><p>d) H2SO4</p><p>e) O2F2</p><p>f) BaSO3</p><p>04. Determine o número de oxidação do cloro, nos seguintes compostos:</p><p>a) HClO4 b) HClO3 c) KClO2 d) ClO2</p><p>05. Descubra o NOX de todos os átomos nos seguintes íons:</p><p>a) PO4</p><p>3-</p><p>b) Cr2O7</p><p>2-</p><p>c) NO2</p><p>-</p><p>d) S2O3</p><p>2-</p><p>e) MnO4</p><p>-</p><p>f) P2O7</p><p>4-</p><p>Competências específicas-5</p><p>Habilidade-8</p><p>Conteúdo 5.</p><p>Desenvolver conexões hipotéticas lógicas que possibilitem previsões a</p><p>cerca das transformações químicas.</p><p>Balancear equações redox do agente oxidante e agente redutor.</p><p>Número de oxidação</p><p>7</p><p>VII. REVISÃO: NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)</p><p>1. CONCEITO</p><p>Número de oxidação  carga atribuída a cada átomo em compostos ou íons, de</p><p>acordo com certas regras.</p><p>2. REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO</p><p>REGRA Nº 1</p><p>Nos elementos livres cada átomo tem um número de oxidação zero.</p><p>nox zero nox zero nox zero</p><p>Na H2 S8</p><p>REGRA Nº 2</p><p>Nos íons monoatômicos o número de oxidação é igual à carga do íon.</p><p>nox +1 nox +2 nox -2</p><p>Na+1 Mg+2 S-2</p><p>REGRA Nº 3</p><p>Em compostos METAIS 1 A METAIS 2 A</p><p>(+1) (+2)</p><p>Li Be</p><p>Metais do grupo 1 A e Ag tem nox +1 Na Mg</p><p>Metais do grupo 2A e Zn tem nox +2 K Ca</p><p>Alumínio tem nox +3 Rb Ba</p><p>Silício tem nox +4 Cs Sr</p><p>Flúor tem nox –1 Fr Ra</p><p>REGRA Nº 4</p><p>Em compostos binários não-oxigenados</p><p>Cloro, Bromo e Iodo tem nox –1</p><p>Enxofre tem nox –2</p><p>REGRA Nº 5</p><p>Em compostos ou íons poliatômicos o número de oxidação de cada átomo de oxigênio</p><p>é –2. Exceção: Fluoreto de Oxigênio, OF2, onde o nº de oxidação do oxigênio é +2.</p><p>Nos peróxidos (por exemplo, peróxido de hidrogênio, H2O2) o número de oxidação do</p><p>oxigênio é –1.</p><p>REGRA Nº 6</p><p>Em compostos ou íons poliatômicos o número de oxidação de cada átomo de</p><p>hidrogênio é +1. Exceção: em hidretos metálicos (por exemplo, NaH) o número de oxidação</p><p>do hidrogênio é –1.</p><p>8</p><p>8</p><p>3. REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO</p><p>Para outros elementos que não os citados nas regras, os números de oxidação</p><p>são determinados com base em que:</p><p> Em compostos, a soma algébrica dos números de oxidação de todos os</p><p>átomos deve ser zero.</p><p> Em íons poliatômicos, a soma algébrica dos números de oxidação de todos</p><p>os átomos deve ser zero.</p><p> Em íons poliatômicos, a soma algébrica dos números de oxidação de todos</p><p>os átomos deve ser igual à carga do íon.</p><p>Exemplos:</p><p>Determinar o nox de cada átomo no composto KMnO4.</p><p>+ 1 - 2 + 1 + x - 8 = 0</p><p>KMnO4 x = +7</p><p>Determinar o nox de cada átomo no íon poliatômico P2O7</p><p>-4</p><p>.</p><p>2x - 14 = - 4</p><p>-2 -4 2x = + 10</p><p>( P2O7 ) x = + 5</p><p>Atribuir números de oxidação a cada átomo na equação:</p><p>Ca(OH)2 + 2H+ + SO4</p><p>-2  CaSO4 + 2H2O</p><p>+2 -2 +1 +6 –2 +2 +6 -2 +1 -2</p><p>Ca(OH)2 + 2H+ + (SO4)</p><p>-2  CaSO4 + 2 H2O</p><p>+x - 8 = -2 +2+x-8=0</p><p>+x = +6 +x = +6</p><p>4. OBSERVAÇÃO IMPORTANTE</p><p>Os números de oxidação não representam uma carga real (exceto no caso de íons</p><p>monoatômicos ou elementos livres): eles são apenas símbolos “contábeis”.</p><p>Como conseqüência, os números de oxidação podem ter valores que parecem</p><p>estranhos.</p><p>Por exemplo,</p><p>no tetrationato de sódio, Na2S4O6, onde o número de oxidação do</p><p>enxofre é fracionário +</p><p>4</p><p>10</p><p>.</p><p>Competências específicas-5</p><p>Habilidade-8</p><p>Conteúdo 5.</p><p>Desenvolver conexões hipotéticas lógicas que possibilitem previsões a</p><p>cerca das transformações químicas.</p><p>Balancear equações redox do agente oxidante e agente redutor.</p><p>Número de oxidação</p><p>9</p><p>5. TESTE</p><p>7.1 Os estados de oxidação do MANGANÊS nos óxidos MnO, MnO2, Mn2O7, são,</p><p>respectivamente:</p><p>a) +2, +3, +9 b) –2, -4, -7 c) +2, +4, +7</p><p>d) +2, +4, +14 e) n.d.a</p><p>7.2 Os números de oxidação dos elementos em negrito nas fórmulas seguintes: KClO2,</p><p>Na2MnO4, K2S, NaNO2 são, respectivamente:</p><p>a) +3, +7, -2, +5 b) +5, +6, +2, -3 c) +1, +7, +2, -5</p><p>d) +3, +6, -2, +3 e) Não sei</p><p>7.3 Os estados de oxidação dos elementos destacados são, na ordem abaixo, iguais a:</p><p>Na2H2P2O7 K2MnO4 K2Cr2O7 HCOOH CaH2</p><p>a) +5 +6 +6 -2 -1</p><p>b) +7 +7 +6 +2 -1</p><p>c) +7 +7 +12 -2 +1</p><p>d) +5 +6 +6 +2 -1</p><p>e) +5 +6 +12 -2 +1</p><p>7.4 Nas espécies químicas abaixo:</p><p>1. NCl3 2. Cl2O7 3. Cl2 4. ClO--- 5. ClO2</p><p>o número de oxidação do CLORO é, respectivamente:</p><p>a) –1, +7, 0, +1, +4 b) +3, +3, -1, -2, -2 c) –3, +2, -2, +1, +4</p><p>d) –3, +7, +1, -1, +2 e) –1, +1, -1, +1, +1</p><p>7.5 Nos íons NH4</p><p>+</p><p>e NH2</p><p>-</p><p>os números de oxidação do NITROGÊNIO são, respectivamente:</p><p>a) +1 e –1 b) –3 e –3 c) +3 e +3</p><p>d) –4 e +2 e) +4 e -2</p><p>7.6 Os valores do número de oxidação do ENXOFRE nas substâncias S8, SO2, H2S,</p><p>H2SO4 são, respectivamente:</p><p>a) 0, +4, -2, +6 b) 8, +4, -2, +6 c) 0, -2, +4, +6</p><p>d) 8, -2, +4, +6 e) 0, +2, -2, +6</p><p>7.7 Os números de oxidação do CARBONO nas substâncias CO, CO2, CH4 e HCHO são,</p><p>respectivamente:</p><p>a) +2, +4, -4, 0 b) +2, +4, 0, +4 c) 0, -2, +4, +6</p><p>d) 8, -2, +4, +6 e) 0, +2, -2, +6</p><p>10</p><p>10</p><p>7.8 Os números de oxidação corretos dos elementos em negrito em cada um dos</p><p>compostos e íons relacionados abaixo.</p><p>MgSiO3</p><p>- , BiF3, NaClO2, UO3, HSO3</p><p>-, HSO4</p><p>-, MnO4</p><p>-2, KBrO3 são,</p><p>respectivamente:</p><p>a) +1, +4, +5, +6, +2, +4, +7, +5</p><p>b) +2, +3, +4, +5, +4, +6, +6, +5</p><p>c) +2, +3, +3, +6, +4, +6, +6, +5</p><p>d) +4, +3, +3, +6, +5, +7, +8, +5</p><p>e) +3, +3, +6, +7, +4, +6, +7, +7</p><p>7.9 Adicionando-se a uma solução aquosa saturada de AgCl uma porção de NaCl, formam-</p><p>se provavelmente os seguintes íons complexos.</p><p>[AgCl2]</p><p>-1; [AgCl3]</p><p>-2; [AgCl4]</p><p>-3</p><p>Qual é o número de oxidação da PRATA (Ag) nesses complexos, na seqüência apresentada</p><p>?</p><p>a) –1, -2, -3 b) +1, +2, +3 c) –1, -1, -1</p><p>d) +1, +1, +1 e) +2, +3, +4</p><p>7.10 São apresentados a seguir diversos compostos de nitrogênio:</p><p>(I) Li3N (II) NO3</p><p>- (III) NCl3 (IV) NN (V) H2N-NH2</p><p>Assinale a única opção que apresenta a seqüência correta dos números de oxidação do</p><p>7N</p><p>14</p><p>nos compostos acima, ordenados de I a V.</p><p>a) –2, +4, -3, +1, +4 b) +3, +3, +3, +3, +3</p><p>c) +2, -5, +2, -1, -4 d) –3, +5, +3, 0, -2</p><p>e) +3, -3, +3, 0, +2</p><p>...................................................................................................................................................</p><p>Respostas</p><p>7.1 c 7.3 d 7.5 b 7.7 a 7.9 d</p><p>7;2 d 7.4 a 7.6 a 7.8 c 7.10 d</p><p>...................................................................................................................................................</p><p>Obs.:</p><p>Prof.ÉDER/Caderno-roteiro de aulas/Química Geral e Inorgânica.</p><p>www2.pelotas.ifsul.edu.br/quimica/</p>