Aula 10 Reações de Oxirredução e eletroquímica

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Reações de Oxirredução 
Reações que ocorrem com mudança no número de 
oxidação dos elementos envolvidos. Ocorre com a 
combinação de uma redução e uma oxidação. 
1 
Numero de oxidação - Nox 
2 
O NOx de um elemento é a carga elétrica real que 
ele adquire quando faz uma ligação iônica 
 
 OU 
 
 A carga parcial que ele adquire quando faz uma 
ligação covalente (devido a eletronegatividade). 
Exemplos: 
3 
2 Na(s) + 1 Cl2(g)  2 NaCl(s) 
Nas substâncias simples em geral os elementos químicos 
possuem número de oxidação (NOX) igual a zero. 
2 Na(s) + 1 Cl2(g)  2 NaCl(s) 
 0 0 +1 -1 
Reação de oxirredução é aquela em que ocorre variação no NOX dos 
elementos dos reagentes para os produtos. 
Conceito de oxidação e redução 
4 
 O elemento que sofre oxidação é aquele que “perde” elétrons, cujo NOX 
aumenta dos reagentes para os produtos. 
2 Na(s) + 1 Cl2(g)  2 NaCl(s) 
 0 0 +1 -1 
 Na reação acima o NOX do sódio (Na) aumentou de 0 para +1. O sódio 
sofreu oxidação. 
 O elemento que sofre redução é aquele que “ganha” elétrons, cujo NOX 
diminui dos reagentes para os produtos. 
 Na reação acima, o NOX do cloro (Cl) diminuiu de 0 para –1. O cloro sofre 
redução. 
 O produto da reação é o NaCl(s), uma substância composta e 
iônica (os elementos têm grande diferença de 
eletronegatividade). Nessa substância, o Na adquire um NOX = 
+1, e o Cl adquire um NOX = –1. 
 Dizemos então que durante essa reação, o elemento Na sofreu 
oxidação, e o elemento Cl sofreu redução. 
 Dessa forma, temos uma reação de oxirredução. 
2 Na(s) + 1 Cl2(g)  2 NaCl(s) 
 0 0 +1 -1 
Para o Sódio: 2 Na(s)  2 Na
+1 + 2e- 
Semi-reações para a formação do Sal NaCl 
2 Na(s) + 1 Cl2(g)  2 NaCl(s) 
 0 0 +1 -1 
Para o Cloro: 1 Cl2(g) + 2e
- 2 Cl-1 
7 
Cálculo do NOX 
8 
Substância simples 
O elemento apresenta NOX igual a zero, pois não há diferença de 
eletronegatividade entre os átomos. 
Exemplos: H2, Cl 2, O2, P4, S8, Na, Fe, Al. 
Íon simples 
O NOX do elemento é a própria carga do íon. 
Exemplos: Na+1, Au+1, Cu+2, Fe+3, Pb+4, N–3. 
Substância composta 
A soma dos NOX de todos os elementos é igual a zero (toda substância é neutra). 
 
Exemplo 1: Cálculo do NOX do enxofre no sulfato de hidrogênio, H2SO4. 
 
1. Consultando a tabela, obtemos os seguintes dados: o NOX do hidrogênio é 
igual a +1. Como há dois átomos de hidrogênio na molécula, o total de carga 
positiva é +2. 
2. O NOX do oxigênio é –2. Como há 4 átomos de oxigênio na molécula, o total 
de carga negativa é –8. 
3. Adicionando +2 com –8, obtemos –6. O NOX do enxofre deve ser tal que 
somado ao número –6 forneça um resultado igual a zero. Concluímos então 
que na substância H2SO4 o NOX do enxofre é igual a +6. 
Exemplo 2: Cálculo do NOX do fósforo no pirofosfato de sódio, Na4P2O7. 
 
1. Na tabela observamos que o sódio possui NOX +1. Multiplicando 
essa carga pelo número de átomos de sódio que aparecem na fórmula, 
o resultado é +4. 
2. O oxigênio tem NOX –2. Multiplicando esse número por 7, obtemos –14. O 
resultado da adição +4 com –14 é –10. 
3. Sendo assim, podemos concluir que dois átomos de fósforo têm 
juntos uma carga total igual a +10. Logo, cada átomo de fósforo possui 
nessa substância um NOX igual a +5. 
 
Substância composta 
Íon composto 
 
A soma dos NOX de todos os elementos é igual à carga do íon (o íon possui 
uma carga elétrica). 
Exemplo 1: Cálculo do NOX do nitrogênio no cátion amônio NH4 
1+. 
1. O hidrogênio possui NOX +1. Multiplicando essa carga pelo número de 
átomos de hidrogênio existentes no íon, obtemos +4. 
2. O NOX do nitrogênio deve ser tal que quando adicionado a +4 dê como 
resultado a própria carga do íon, isto é, +1. De onde concluímos que no cátion 
amônio, NH4 
1+, o NOX do nitrogênio é igual a –3. 
AGENTE OXIDANTE – o que causa a oxidação de um elemento da 
substância reagente. Para isso ele precisa se reduzir (receber 
elétrons). 
AGENTE REDUTOR– o que causa a redução de um elemento da 
substância reagente. Para isso ele precisa se oxidar (doar elétrons). 
1) Na reação abaixo utilizada na siderurgia para a obtenção de ferro 
metálico: 
 
 Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
a) o carbono e o ferro são oxidados. 
b) o carbono e o ferro são reduzidos. 
c) o ferro e o oxigênio são reduzidos. 
d) o ferro é oxidado, e o carbono, reduzido. 
e) o ferro é reduzido, e o carbono, oxidado. 
Exercício: 
 
 Oxidação: é a perda de elétrons por uma espécie química, ou seja, 
aumento do Nox 
 Redução: é o ganho de elétrons por uma espécie química, ou seja, 
diminuição do Nox. 
Cu2+ + 2e  Cu(s) 
Nox diminui - REDUÇÃO 
 Nox aumenta - OXIDAÇÃO 
Fe(s)  Fe
2+ + 2e 
 Reações de Oxirredução 
 
Um elemento sofre oxidação enquanto o outro, redução, 
simultaneamente. 
Equação geral de oxirredução: 
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e 
Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) 
Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+ (aq) + Cu(s) 
 Fe metálico oxida transferindo 2 elétrons para a solução; 
 
 Cu2+ da solução recebe esses 2 elétrons e se reduz a cobre metálico se 
depositando sobre a palha de ferro 
 
Fe(s) + CuSO4(aq)  FeSO4(aq) + Cu(s) 
Fe(s) + CuSO4(aq)  FeSO4(aq) + Cu(s) 
OXIDAÇÃO  Fe(s) é o 
AGENTE REDUTOR 
REDUÇÃO  CuSO4 é o 
AGENTE OXIDANTE 
5. Reações de Oxirredução 
Célula Eletroquímica 
 Constituída por dois condutores metálicos 
(eletrodos), em contato com um condutor iônico 
(eletrólito: solução, líquido ou sólido). 
 O eletrodo e o eletrólito com o qual faz contato 
constituem o compartimento eletródico. 
 O par de eletrodos pode ocupar compartimentos 
separados, possivelmente em contato com 
diferentes eletrólitos. 
 Neste caso o funcionamento da célula 
eletroquímica só pode ocorrer com o fechamento 
do circuito elétrico. 
 Junção Líquida: barreira porosa inerte, que 
previne que as duas soluções se misturem. 
Célula Eletroquímica 
Uma lâmina de Cu(s) é mergulhada numa solução de ZnSO4(aq). 
Cu(s) + ZnSO4(aq) → não ocorre reação 
Uma lâmina de Zn(s) é mergulhada numa solução de CuSO4(aq). 
Reação ocorrida: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) 
 (lâmina) (solução) (solução) (lâmina) 
Pilha de Daniell 
É constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma 
placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são 
ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa. 
Sentido dos elétrons 
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação 
para o de menor potencial de oxidação . 
Ou (do de menor potencial de redução para o de maior potencial de redução) 
 
No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre. 
 
Pólos da pilha 
 
Polo positivo (Cátodo) – o de menor potencial de oxidação – Cu. 
Polo negativo (Ânodo) – o de maior potencial de oxidação – Zn. 
 
Cátodo e Ânodo 
 
Cátodo – placa de maior potencial de redução – Cu (onde ocorre redução). 
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn (onde ocorre oxidação).