Aula Óxido-redução_601

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IEQ 601 – Química Geral I 
 
ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
 
Profa. Karen Segala 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As reações de 
oxidação e redução 
(reações redox) são 
fenômenos muito 
frequentes no nosso 
cotidiano. 
Como exemplo, temos: 
 - Um material 
sofrendo combustão 
(queima); 
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- O processo de enferrujamento do ferro; 
 
 
 
 
- A queima (combustão) de combustíveis nos 
veículos; 
 (a) 
Imagem: (a): shuets udono from Tokyo, JPN / Creative Commons Attribution-Share Alike 2.0 Generic 
 (b) 
Imagem: (b): Autor deconhecido / GNU Free Documentation License 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Quando se descolore o cabelo com água 
oxigenada; 
 
 
(a) 
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(b) 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 - O funcionamento de pilhas e baterias, que 
movimentam as calculadoras, carros, 
brinquedos, rádios, televisões e muitas outras 
coisas. 
Imagem: Lead holder / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Corrosão de um prego de ferro com fio 
de cobre enrolado, em meio de agar 
agar com ferroxil (hexacianoferrato (III) 
de potássio, indicador de íons ferro, e 
fenolftaleína, indicador de íons 
hidróxido). Resultados após 3 dias. 
Devido à presença de cobre, o ferro é 
corroído mais rapidamente por 
sacrifício. O indicador é azul perto do 
ferro, o que indica libertação de íons 
ferro para o meio (oxidação do ferro - 
zona anódica) e rosa perto do cobre, o 
que indica a libertação de íons 
hidróxido para o meio (redução do 
oxigênio - zona catódica) 
Imagem: Ricardo Maçãs / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 
Unported. 
A fotossíntese é um exemplo de reação 
de óxido-redução - as moléculas de 
clorofila utilizam energia luminosa para 
produzir o gás oxigênio: 
 
 
Tanto a fotossíntese como o metabolismo da glicose no organismo são 
reações redox: 
 
Planta aquática liberando 
oxigênio. 
Exemplos de reações redox no dia-a-dia: 
 
1. A transformação da energia solar em compostos (glicose e gás 
oxigênio); 
2. As reações ocorridas nos ecossistemas aquáticos, fundamentais para a 
manutenção da vida; 
3. os testes de glicose na urina ou o teor de álcool espirado (bafômetro), 
feitos com base em intensas mudanças de cor; 
4. O combate a corrosão efetivado quando pintamos grades de ferro (com 
zarcão) ou galvanizamos os pregos (recobrimento com zinco), entre 
outras ações; 
5. O recobrimento com ouro ou prata, utilizando a eletrodeposição nos 
circuitos de computadores; 
6. O indesejável escurecimento de frutas, vegetais ou suco de frutas pelas 
indústrias; 
REAÇÕES REDOX 
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO 
 
 Caracterizam-se pela transferências de elétrons 
entre as espécies envolvidas. 
 
 Qual a consequência da transferência de elétrons?
 
 Oxidação: uma espécie química sofre aumento do 
seu número de oxidação (perda de elétrons). 
 
 Redução: uma espécie química sofre redução do 
seu número de oxidação (ganho de elétrons). 
 
Reações de Oxidação – Redução 
Reações redox duas semi-reações simultâneas. 
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons) 
 
 
A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação. 
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução. 
 
 Agente oxidante é aquele que se reduz. 
Agente redutor é aquele que se oxida. 
Reações de Oxidação – Redução 
Exemplo: reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de 
zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre. 
Zn perdeu 2e-  agente redutor  sofre oxidação 
 Cu2+ ganhou 2e-  agente oxidante  sofre redução 
 
Semi-reações: 
 
A oxidação do zinco metálico 
 
 
 
A redução do cobre (II) 
 
 
 
20 2 ⇔   eZnZn
02 ⇔2 CueCu  
Reações de Oxidação – Redução 
A reação global é a seguinte: 
0220 ⇔ CuZnCuZn  
Em uma reação redox o número de elétrons cedidos 
por uma espécie deve ser IGUAL ao número de 
elétrons ganhos por outra espécie. 
REAÇÕES REDOX - REAÇÕES QUÍMICAS EM 
QUE OCORRE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS. 
 
2 Ag+ (aq) + Cu (s)  2 Ag (s) + Cu 2+ (aq) 
Cor azul da solução, prova da 
existência de íons cobre 
REAÇÕES REDOX 
Ao introduzirmos um fio de cobre (Cu) numa 
solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3), 
verificamos, após certo tempo, que ocorre a 
formação de um depósito de prata e que a solução 
adquire a cor azul, característica dos íons Cu2+. 
As reações envolvidas podem ser representadas pelas 
equações: 
 
 
 
 
 
Neste exemplo, cada reação é denominada semi-reação. 
Quando representamos a reação global, ou seja, a 
soma das duas semi-reações, cancelamos os elétrons: 
 
 
 
 
 
Devido à transferência de elétrons, ocorreu uma 
mudança na carga elétrica das espécies químicas. 
 
Essas cargas elétricas são denominadas número de 
oxidação (Nox). 
 
O conhecimento do número de oxidação é de grande 
importância para o entendimento dos processos de 
óxido-redução. 
Espécie Terminologia 
 
Cu (s) 
 
Agente 
Redutor 
 
Perde elétrons 
 
Reduz Ag+ 
 
Oxida-se 
 
Ag + (aq) 
 
Agente 
Oxidante 
 
Ganha elétrons 
 
 
Oxida Cu 
 
Reduz-se 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Esquematicamente temos: 
 
 
 
 
 
 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Nox. 
 
 
 
Oxidação 
Redução 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) 
Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria 
carga do íon. 
 
Essa carga equivale ao número de elétrons perdidos ou 
recebidos na formação do composto. 
Nos compostos moleculares, não existe transferência 
definitiva de elétrons. Assim, o Nox corresponde à carga 
elétrica que o átomo iria adquirir se a ligação fosse 
rompida. 
 
Desse modo, o átomo de maior eletronegatividade 
receberia os elétrons do outro átomo: 
Ainda lembram do conceito de 
eletronegatividade? 
A ordem está descrita a seguir: 
 
 
 
 
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO Nox 
 
 
 
1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância 
simples é sempre zero. 
 
Neste caso, como os átomos apresentam a mesma 
eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação, 
nenhum perde ou ganha elétrons. 
 
 
Exemplos: O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam 
 
 
2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual 
à sua própria carga.K+ Ba2+ F– N3– 
 Nox: +1 +2 –1 –3 
 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo 
em seus compostos. 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H), nas 
substâncias compostas, é geralmente +1. 
 
 
 
 
 
 
Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando 
hidretos metálicos, seu Nox é -1 . 
 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria 
dos seus compostos, é -2. 
 
 
 
 
 
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é 
mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2: 
 
 
 
Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1. 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = - 1, quando 
formam compostos binários (2 elementos), nos quais 
são mais eletronegativos. 
 
 
 
 
 
7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos 
constituintes de um composto iônico ou molecular é 
sempre zero. 
Nox: 
Soma dos Nox: 
NaCl HCl CaO CO 
+1 - 1 +1 - 1 +2 - 2 +2 - 2 
Zero Zero Zero Zero 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de 
muitos outros elementos. 
 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é 
igual à carga do íon. 
 
 
● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7- 4 : 
 
P → Nox = x 
O → Nox = - 2 
P2 O7
4- 
 2.X + 7.( - 2 ) = - 4 
 
X = + 5 (Nox do P). 
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO 
Espécie 
 
Nº de 
oxidação 
 
Exemplo 
 
Elementos 
livres 
0 
 
Na , N2 , O3 , P4 , S8 
 
H – Com não 
metais 
+ 1 
 
H2O , HCl , HNO3 
 
H – com 
metais 
-1 
 
NaH , KH , CaH2 
 
Elementos do 
grupo 1 
+ 1 
 
KCl , NaI … 
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO 
 
Espécie 
 
 
Nº de 
oxidação 
 
 
Exemplo 
 
Elementos do 
grupo 2 
+ 2 MgSO4 , CaCO3 … 
O – na maioria dos 
compostos 
- 2 CuO , MgO , Na2O 
O – no óxido de 
flúor 
+ 2 F2O 
O – nos peróxidos -1 H2O2 , K2O2 , Na2O2 
Agentes oxidantes e redutores importantes 
em Química Inorgânica 
Oxidantes 
 KMnO4 
 K2Cr2O7 
 HNO3 
 Halogênios 
 Água régia: ácido nítrico e 
ácido clorídrico (1:3) 
 H2O2 
Redutores 
• SO2 
• H2SO3 
• H2S 
• HI 
• SnCl2 
• Zn, Fe e Al 
 
 
Agentes oxidantes e redutores importantes 
em Química Orgânica 
Oxidantes 
 KMnO4 
 K2CrO4 
 KIO4 
 
Redutores 
• LiAlH4 
• NaBH4 
 
 
FIM DA AULA...... 
 
 
 
EXERCÍCIOS