Redox - alunos

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Oxirredução 
 
Reações Redox 
• As reações redox formam a terceira das 
classes principais das reações 
químicas. 
 
• São extraordinariamente versáteis. 
 
• Uma classe muito grande de reações 
ocorre por transferência de elétrons de 
uma espécie para outra. 
• Aspectos fascinantes da química 
inorgânica derivam de mudanças nos 
estados de oxidação! 
 
 
A fotossíntese é um exemplo de reação de óxido-redução 
Outro exemplo é o metabolismo da glicose no organismo: 
 
Exemplo: 
 
• Reação entre Mg + O2, para produzir óxido 
de magnésio, usado em fogos de artifício. 
 
• Exemplo clássico! 
 
 
• Átomos de Mg sólido perdem e- para formar 
íons Mg+2 
 
• Átomos de O molecular ganham e- para formar 
íon O -2 
 
 
 
2 Mg (s)+ O2 (g) 2 Mg
+2
(s) + O 
-2
(s) [2 MgO](s) 
 
 
• Reação semelhante ocorre em: 
 
Mg (s)+ Cl2 (g) Mg
+2
(s) + 2 Cl 
-
(s) [MgCl2](s) 
 
 
 O padrão é o mesmo, fazendo sentido 
interpretar a 2º Reação como “oxidação” de 
Mg, mesmo que o oxigênio não esteja 
envolvido. 
 
 Em ambos os casos ocorre a perda de 
elétrons do Mg e sua transferência para outro 
reagente. 
 
 
A transferência de elétrons de uma espécie 
para outra é hoje reconhecida como a etapa 
inicial da oxidação. 
Oxidação 
• Perda de elétrons, desconsiderando as 
espécies para as quais os elétrons 
migram. 
 
• Pode-se reconhecer a perda de elétrons 
observando o aumento da carga de uma 
espécie 
• Originalmente: 
- Extração de um metal de seu óxido, pela 
reação com H2, C ou CO. 
 
- Fe2O3 (s) + 3 CO (s) 2 Fe (l) + 3 CO2 (g) 
 
Redução 
• Os íons Fe +3 de Fe2O3 são convertidos em 
átomos Fe, com carga zero, ao ganhar 
elétrons para neutralizar as cargas positivas. 
 
 
 
• Redução: Um átomo ganha elétrons de outra 
espécie; sempre que a carga de uma espécie 
diminui ( Fe+3 para Fe0 ). 
 
2 NaBr (s) + Cl 2 (g) 2 NaCl (s) + Br2 (l) 
 
 
 A carga do cloro diminui de 0 (Cl2) à -1 (Cl
-), 
assim o cloro se reduziu. 
 Os elétrons são partículas reais e não 
podem ser “perdidas”, portanto: 
 
 
Sempre que em 1 reação, uma espécie 
oxida, outra tem de se reduzir! 
Oxidação é a perda de elétrons; 
 
Redução é o ganho de elétrons. 
 
A reação Redox é a combinação de 
Oxidação e Redução. 
1. Identifique as espécies oxidadas e 
reduzidas. 
 
3 Ag + (aq) + Al (s) 3 Ag (s) + Al +3 (aq) 
 
2 Cu+ (aq) + I2 (s) 2 Cu 
+2 
(aq) + 2 I 
– (aq) 
Números de Oxidação 
• Para reconhecer as reações redox é preciso 
decidir se os elétrons migraram de uma 
espécie à outra. 
 
• Espécies Monoatômicas: Fácil identificação. 
• Cada elemento possui um “ número de 
oxidação”, que é definido como: 
 
• A oxidação corresponde ao aumento 
no número de oxidação. 
 
• A redução corresponde à diminuição 
no número de oxidação. 
 
• Uma reação redox, é qualquer reação na 
qual os números de oxidação se alteram. 
 
• O número de oxidação de um elemento em 
um íon monoatômico é igual a sua carga. 
 
• O nº de oxidação do Magnésio é +2 nos íons 
Mg +2. 
 
• O nº de oxidação do Cloro é -1 nos íons Cl-. 
 
**** O nº de oxidação de um elemento na 
forma elementar é zero. 
 
Metal Mg = nox 0. 
Cloro na molécula Cl2 = nox 0. 
• Quando o magnésio se combina com o cloro, 
os números de oxidação mudam: 
 
Mg (s) + Cl 2 ( g) Mg Cl2 (g) 
0 0 . (2) +2 2. (-1) 
 
2 NaBr (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) + Br2 (l) 
2. (+1 -1) 2. (0) 2. ( +1 -1) 2. (0) 
 
Íons sódio não se alteram 
Cl se reduz 
Br se oxida 
• O estado de oxidação é a condição real de 
uma espécie com um dado nº de oxidação. 
 
• Então um elemento tem um certo nº de 
oxidação e está no estado de oxidação 
correspondente. 
 
 Mg +2 está no estado de oxidação +2, neste 
estado, o magnésio tem número de oxidação 
+2. 
Como atribuir os 
números de oxidação 
OBS: +1 quando combinado com não-metais e -1 em 
combinação com metais. 
 
 
 
 
 OBS: Exceções: 
 peróxidos: (O2 
-2) 
 superóxidos (O2
-) 
 ozonídeos ( O3
-) 
 
 
O nº de oxidação dos grupos 1 e 2 é igual ao nº do seu grupo. 
 
O nº de oxidação do F é sempre – 1 em todos os compostos. 
Exercícios 
 
 
1. Identifique qual átomo se 
reduziu e qual se oxidou: 
 
a. Ag +2 Ag+ 
b. F2 2F 
- 
c. Pu +4 Pu +3 
d. Cu + Cu 0 
e. Se Se -2 
f. Ba Ba +2 
g. Ca Ca +2 
h. La +3 La 
i. Sr Sr +2 
j. Te Te -2 
k. 2 Mg (s) + O2 (g) 2 Mg 
+2 
(s) + 2 O 
-2 
(s) 
 
 
 
2. Determine os nº de oxidação: 
 
a) SO2 
 { [nº oxidação S] + [2. nº oxidação O] } = 0 
 { [x] + 2. (-2) } = 0 
 { [x] -4 } = 0 
 x = +4 
 
 S = +4 
 O= -2 
 
b. SO 4 
-2 
 
c. H2S 
 
d. P4O6 
 
e. NO3 
– 
 
f. SO3 
-2 
 
g. NO2 
– 
 
h. HClO3 
b. SO 4 
-2 S = +6 O = -2 
 
c. H2S H = +1 S= -2 
 
d. P4O6 P = +3 O = -2 
 
e. NO3 
– N = +5 O = -2 
 
f. SO3 
-2 S = +4 O = -2 
 
g. NO2 
– N = +3 O = -2 
 
h. HClO3 H = +1 O = -2 Cl = +5 
Oxidantes e Redutores 
• A espécie que provoca a oxidação em uma 
reação redox = agente oxidante ( ou 
simplesmente “oxidante”). 
 
• Ag. Oxidante aceita elétrons liberados pelas 
espécie que se oxidam. 
 
 Ag. Oxidante contém o elemento no 
qual o nº oxidação diminui. 
 
 
 O Agente Oxidante em uma reação redox é 
a espécie que é reduzida. 
 
 
• A espécie que provoca a redução em uma reação 
redox = agente redutor ( ou simplesmente 
“redutor” ). 
 
• Ag. Redutor fornece elétrons para a espécie que 
está sendo reduzida. 
 
 Ag. Redutor contém o elemento no 
qual o nº oxidação aumenta. 
 
 
 O Agente Redutor em uma reação redox é 
a espécie que é oxidada. 
 
 
Balanceamento de Equações 
Redox Simples 
• Os elétrons não podem ser perdidos nem 
criados em 1 reação. 
 
• Todos os e- perdidos pela espécie oxidada se 
transferem para a espécie reduzida. 
 
• A carga total dos reagentes deve ser igual à 
carga total dos produtos. 
Exemplo: 
Exercícios 
 1. Quando o metal estanho é colocado em 
contato com uma solução de íons Fe +3, ele 
reduz o ferro a ferro (II) e se oxida a íons 
estanho (II). Escreva a equação iônica 
simplificada da reação. 
 
 
2. Os íons cério (IV), em água, oxidam íons 
iodeto a iodo diatômico sólido e se reduzem a 
íons cério (III). Escreva a equação iônica 
simplificada da reação. 
3. Escreva equações balanceadas para as 
seguintes reações redox simplificadas: 
 
a. NO2 (g) + O3 (g) N2O5 (g) + O2 (g) 
b. Cr +2 (aq) + Sn 
+4 
(aq) Cr 
+3 
(aq) + Sn 
+2 
(aq) 
c. As (s) + Cl2 (g) AsCl3 (l) 
d. S8 (s) + Na (s) Na2S(s) 
e. H2 (g) + Cl2 (g) HCl (g) 
f. Fe (s) + O2 (g) Fe2O3 (s) 
4. Determine o nº de oxidação do elemento em 
negrito nos seguintes compostos: 
 
a. SOCl2 
b. SeO3 
c. N2O5 
d. NO2 
e. UO2 
2+ 
f. SiF6 
-2 
 
5. Identifique, nas seguintes reações redox, a 
substância oxidada e reduzida, seus agentes 
redutores e oxidantes, e seus respectivos nox. 
 
a. CH3OH (aq) + O2 (g) HCOOH (aq) + H2 O (l) 
 
b. 2 MoCl5 + 5 Na2S (s)2 MoS2 (s)+ 10 NaCl(s)+ S (s)