Reações de oxidação reduçao

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		Reações de oxidação-redução são aquelas nas quais elétrons são transferidos entre duas ou mais espécies químicas. 
Oxidação: perda de elétrons (espécie torna-se mais positivamente carregada).
Redução: ganho de elétrons (espécie torna-se mais negativamente carregada).
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Regras para determinar estados de oxidação
Para um átomo na sua forma elementar o estado de oxidação é sempre zero. Na molécula H2, cada átomo de hidrogênio tem estado de oxidação igual a zero (substâncias simples como Cl2, O2, N2 etc têm estados de oxidação igual a zero).
Para qualquer íon monoatômico o estado de oxidação é igual à carga do íon.
O estado de oxidação do oxigênio, normalmente é -2. Nos peróxidos (O22-) cada oxigênio tem estado de oxidação -1. 
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O estado de oxidação do hidrogênio é +1 quando ligado a não metais, e -1 quando ligado a metais.
O estado de oxidação do flúor é -1 em todos os compostos. Os outros halogênios têm estados de oxidação -1 na maioria dos compostos binários. Porém, quando combinados com o oxigênio, como os oxiânions, têm estados de oxidação positivos.
A soma dos estados de oxidação de todos os átomos em um composto neutro é zero.
A soma dos estados de oxidação em um íon poliatômico é igual à carga do íon.
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Pratique
Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos seguintes itens: (a) H2S; (b) S8; (c) SCl2; (d) Na2SO3 ;
 (e) SO42-.
 -2
 0
 +2
 +4
 +6 
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Oxidação de metais por ácidos e sais
Zn(s) + 2HBr(aq)  ZnBr2(aq) + H2(g)
Mn(s) + Pb(NO3)2(aq)  Mn(NO3)2(aq) + Pb(s)
		Essas reações são chamadas reações de deslocamento porque o íon em solução é deslocado ou trocado pela oxidação de um elemento.
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		Tanto o HCl quanto o MgCl2 são eletrólitos fortes e solúveis. O Cl- é um íon espectador. Um íon espectador é aquele que não participa da reação líquida (íon que existe na solução-produto tal como existia na solução-reagente).
Equação iônica simplificada:
Mg(s) + 2H+(aq)  Mg2+(aq) + H2(g)
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Pratique
2) Escreva a equação molecular e a equação iônica simplificada para a reação de alumínio com ácido bromídrico.
Equação molecular:
2Al(s) + 6HBr(aq)  2AlBr3(aq) + 3H2(g)
Equação iônica:
2Al(s) + 6H+(aq) + 6Br-(aq)  2Al3+(aq) + 6Br-(aq) + 3H2(g)
Equação iônica simplificada:
2Al(s) + 6H+(aq)  2Al3+(aq) + 3H2(g)
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Pratique 
3) Uma solução de cloreto de ferro(II) oxidará o magnésio metálico? Se a oxidação ocorrer, escreva a equação molecular e a equação iônica simplificada para a reação.
Dica: a reação só acontecerá se o Mg estiver acima do Fe2+ na série de atividade. Se a reação ocorrer, o íon Fe2+ no FeCl2 será reduzido a Fe, e o Mg elementar será oxidado a Mg2+.
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Mg(s) + FeCl2(aq)  MgCl2(aq) + Fe(s)
Cl- é um íon espectador da solução
Equação iônica simplificada:
Mg(s) + Fe2+(aq)  Mg2+(aq) + Fe(s)
 
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Pratique
4) Quais dos seguintes metais serão oxidados por Pb(NO3)2: Zn, Cu ou Fe?
Resposta: apenas Zn e Fe.
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Balanceamento de equações de oxidação-redução
		O balanceamento de uma equação de oxidação-redução não é tão simples como o de uma reação comum. Para balancear uma reação de oxidação-redução, além de ter de balancear a quantidade de matéria antes e depois da reação, devemos balancear a quantidade de elétrons da reação.
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BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇAO
Regras para o balanceamento pelo método da variação do estado de oxidação:
Atribuir o estado de oxidação a todos os átomos;
Procurar os elementos que sofrem oxidação-redução;
Calcular a variação total, , do estado de oxidação do oxidante e redutor:
 
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4) Tomar o  do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa;
5) Prosseguir o balanceamento da equação por tentativa:
Em primeiro lugar devem ser balanceados os átomos que ganham ou perdem elétrons; 
Em segundo lugar, todos os átomos, com exceção de O e H; 
 Em terceiro lugar, os átomos de O e, por último, os átomos de H.
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Ex. 1) P + HNO3 +H2O  H3PO4 + NO
Regra 1. 
Regra 2. 
Regra 3. 
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Regra 4. 3P + 5HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
Regra 5. 
3P + 5HNO3 +H2O  3H3PO4 + 5NO
b) O (16 lado esquerdo, 17 lado direito), logo:
 3P + 5HNO3 + 2H2O  3H3PO4 + 5NO
c) H (9 lado esquerdo, 9 lado direito: OK)
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Ex. 2) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2
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Ex. 2) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2
Regra 1. 
Regra 2.
Regra 3. Mn:  = 2 x 1 = 2 
 Cl:  = 1 x 2 = 2 
 Neste caso, é possível simplificar os coeficientes.
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Regra 4. 1MnO2 + 1HCl  MnCl2 + H2O + Cl2
Regra 5. 
a) Mn (1 lado esquerdo , 1 lado direito)
b) Cl (1 lado esquerdo, 4 lado direito), logo:
 MnO2 + 4HCl  MnCl2 + H2O + 1Cl2
 
 c) O (2 lado esquerdo, 1 lado direito), logo:
 
 MnO2 + 4HCl  MnCl2 + 2H2O + 1Cl2
 
d) H (4 lado esquerdo, 4 lado direito: OK)
 
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