Reação de oxi-redução

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Reação de Oxi-Redução 
Universidade Federal Rural do Semi-Ário –UFERSA 
Disciplina:Química Aplicada 
Profo :Alessandro Alisson 
E-mail:alessandro.lemos@ufersa.edu.br 
As reações de Oxi-Redução ou Redox são de grande 
importância na química.Elas podem ser encontradas no nosso 
cotidiano e em alguns processos. 
 
Combustão; 
 
Corrosão; 
 
Fotossíntese; 
 
No metabolismo dos alimentos; 
 
Extração de Metais de minérios. 
 
 
- O processo de enferrujamento do ferro; 
 
 
 
- A queima (combustão) de combustíveis nos 
veículos; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 - O funcionamento de pilhas e baterias, que 
movimentam as calculadoras, carros, brinquedos, 
rádios, televisões e muitas outras coisas. 
Dentro do estudo de reações de oxidação de redução é de 
suma importância mencionar o número de oxidação. 
 
 
Número de Oxidação (Nox) indica o número 
de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para 
adquirir estabilidade química. 
 É o aumento do nox de uma entidade química (átomo ou íon) pela 
perda de elétrons. 
 
 Uma vez que essa entidade química doa seus elétrons para outra, ela 
provoca uma redução e, por isso, a substância em que ela se 
encontra é dita um agente _________ ou substância redutora. Redutor 
OXIDAÇÃO 
 
 É a redução do nox de uma entidade química pelo ganho de elétrons. 
 
 Uma vez que essa entidade química recebe elétrons de outra, ela provoca 
uma oxidação e, por isso, a substância em que ela se encontra é dita um 
agente _____________ ou substância oxidante. Oxidante 
REDUÇÃO 
 
Resumindo: 
 
● Oxidação é a perda de elétrons; 
 
● Redução é o ganho de elétrons. 
 
● Reações de Oxirredução é definida como a 
transferência de elétrons. 
Observando a estrutura da matéria, as reações de 
oxidação e redução envolvem a transferência de 
elétrons entre os átomos. 
 Contudo, sabe-se que a oxidação e a redução 
ocorrem juntas na mesma reação química . 
Como exemplo deste fenômeno temos: 
O Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo 2 elétrons) e o Oxigênio (O) 
sofrendo redução (ganhando 2 elétrons). 
MgOOMgOMg sss 2222
2
)(
2
)(2)( 

Aplicação: 
Fogos de artifício, 
produzindo faíscas 
branca,em munição 
traçadora. 
Quando um átomo: 
perde elétrons ele se oxida seu nox aumenta 
ganha elétrons ele se reduz seu nox diminui 
Quem se oxida é agente redutor e 
quem se reduz é agente oxidante. 
Uma reação semelhante acontece quando o magnésio reage com o cloro para 
produzir cloreto de magnésio: 
)(2)(
2
)()(2)( 2 sssgs MgClClMgClMg 

Outro exemplo é introduzirmos um fio de zinco (Zn) em uma solução aquosa de 
sulfato de cobre (CuSO4). 
 
 
Verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de cobre 
e que a solução aos poucos, vai deixando de ser azul, que é característica dos 
íons Cu2+. 
Zn(s) + Cu 2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
Podemos representar a reação pela seguinte equação química: 
Zn(s) + Cu
+2
(aq) → Zn
+2 (aq) + Cu(s) 
 
Assim, temos as seguintes semirreações: 
 
● Semirreação de oxidação: 
 
Zn(s) → Zn
+2
(aq)+ 2 elétrons 
 
● Semirreação de redução: 
 
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s) 
Estado de oxidação ou Número de oxidação 
Nº de oxidação (Nox) 
 
é a carga que surge quando os elementos estão combinados 
NaCl →Na+ +Cl- (sódio doou 1 e- e o cloro recebeu 1e-) 
 
H2 → H —H 
zero 
Quando a ligação for covalente e houver diferença de 
eletronegatividade irá também surgir uma carga, como por exemplo, a 
ligação entre H e Cl, o cloro é mais eletronegativo que o Hidrogênio; o 
cloro fica negativo pois puxa o par de elétrons com mais intensidade 
que o hidrogênio, que fica positivo.H+ Cl- 
Nosso objetivo agora é determinar o Nox através das regras que serão 
expostas a seguir. Vamos apresentar as regras para determinar o Nox. 
Regras para determinar o Nox 
 
1) Toda substância simples Nox = zero 
 
2) Substância composta 
* metais alcalinos ( Na e K) e Ag Nox = +1 
* metais alcalinos terrosos (Mg e Ca) e Zn Nox = +2 
* alumínio Nox= +3 
* hidrogênio= +1 
* oxigênio 
na maioria dos compostos Nox = -2 
 
nos peróxiodos(O2) 
Nox= -1 (exemplo H2O2) 
 
* nas substâncias compostas 
∑ Nox total = zero 
Na2CO3 Ex: 
carga total +2 +4 -6 = 0 
3)Íons 
*Simples * Composto 
Fe3+ SO4
2- 
Nox = carga do íon ∑Nox total = carga do íon 
 
x -8 = -2 
SO4 
? -2 
Nox do enxofre=+6 
Ex: 
* calcogênios (O, S) Nox= -2 
 
* Halogênios (F, Cl, Br, I) Nox = -1 a 
1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de 
elétrons). 
Exemplos: 
H2 NOX H = 0 
Fe NOX Fe = 0 
O3 NOX O = 0 
2) Átomo como íon simples: Sua própria carga. 
Exemplos: 
Na+ NOX Na = 1+ 
S2- NOX S = 2- 
H+ NOX H = 1+ 
3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+ 
Exemplos: 
NaCl NOX Na = 1+ 
LiF NOX Li = 1+ 
K2S NOX K = 1+ 
4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+ 
Exemplos: 
CaO NOX Ca = 2+ 
MgS NOX Mg = 2+ 
SrCl2 NOX Sr = 2+ 
5) Halogênios: 1- 
Exemplos: 
NaCl NOX Cl = 1- 
KF NOX F = 1- 
K2Br NOX Br = 1- 
6) Calcogênios: 2- 
Exemplos: 
CaO NOX O = 2- 
ZnO NOX O = 2- 
MgS NOX S = 2- 
7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+ 
Exemplos: 
AgCl NOX Ag = 1+ 
ZnS NOX Zn = 2+ 
Al2S3 NOX Al = 3+ 
8) Hidrogênio em composto: 1+ 
Exemplo: 
H2O NOX H = 1+ 
9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1- 
Exemplo: 
NaH NOX H = 1- 
10) Oxigênio em composto (regra dos 
calcogênio): 2- 
Exemplo: 
H2O NOX O = 2- 
11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+ 
Exemplos: 
O2F2 NOX O = 1+ 
OF2 NOX O = 2+ 
12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino 
terroso): 1- 
Exemplos: 
H2O2 NOX 0 = 1- 
Na2O NOX 0 = 1- 
Em substâncias compostas alguns elementos possuem Nox fixo. Para identificá-los 
podemos recorrer à famosa tabela periódica 
Regra Prática para o Nox 
Vamos analisar o que ocorreu na primeira reação com cada um dos 
elementos: 
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) 
0 0 +2 –2 
Quando um elemento doa elétrons seu nº de oxidação aumenta, 
dizemos que ele sofreu uma oxidação 
Mg → Mg+2 
0 +2 O nox aumentou doou 
elétrons oxidou 
Quando um elemento recebe elétrons seu nº de oxidação 
diminui,dizemos que ele sofreu um redução. 
O2 → O
-2 
0 -2 
O nox diminuiu recebeu 
elétrons reduziu 
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) 
Exemplo: 
0 0 +2 -2 
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,ou seja é 
a substância que provoca a redução. 
REDUTOR - Mg 
AGENTE OXIDANTE 
é a substância que contém o elemento que sofre 
redução,ou seja é a substância que provoca a 
oxidação 
OXIDANTE - O2 
Exemplo 1: O enxofre é um sólido amarelo encontrado livre na 
natureza em regiões onde ocorrem fenômenos vulcânicos. As suas 
variedades alotrópicas são o rômbico e o monoclínico. Esse 
elemento participa de várias substâncias e íons, tais como: S8, H2S, 
SO2, H2SO4, H2SO3, SO3, SO4
2- e Al2(SO4)3. 
 
Exemplo 2: 
O ferro galvanizadoapresenta-se revestido por uma camada de 
zinco. Se um objeto desse material for riscado, o ferro ficará exposto 
às condições do meio ambiente e poderá formar o hidróxido ferroso. 
Nesse caso, o zinco, por ser mais reativo, regenera o ferro, conforme 
a reação representada abaixo: 
Calcule o número de oxidação e identifique o agente oxidante 
e o agente redutor 
Fe(OH)2 + Zn →Zn(OH)2 + Fe 
Exercícios 
 
1) Determine o Nox do fósforo nas espécies PCl3, PCl5, H3PO4 
 
2)Determine o número de oxidação do cloro nas substâncias: 
 
Cl2; HCl ; HClO; HClO2; HClO3; HClO4 
 
 
3) Encontre o número de oxidação do enxofre e do nitrogênio 
em 
 
a)H2S ; 
 b)NO3 
-1 
 
 
4) Identifique o número de oxidação do elemento em itálico nos seguintes 
compostos 
a) AlO2
-2 b)NO2
-1 c)SO3
-2 d) NiCl4
-2 e)BrF3
+ 
 
 
5)Identifique o agente oxidante e o agente redutor da reação 
 
 )()(323)( 22 lsl CrOAlCrOAl 