132499 S6 01 Oxi Redução

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Instituto Federal de Educação - IFCE 
Físico-Química II – S6
Prof: Aristênio Mendes
Unidade – Eletroquímica I
 
REAÇÕES DE OXI – REDUÇÃO OU REDOX
 As reações de oxi-redução se caracterizam por processo de transferência de elétrons, havendo, portanto, uma variação do número de oxidação dos átomos.
Exemplo:
 “Quando um átomo ou íon perde elétrons, sofre oxidação, isto é, oxida-se. Quando um átomo
 ou íon ganha elétrons sofre redução, isto é, reduz-se”
 Algumas reações simples podem ser enquadradas como reações de oxi-redução, bastando para tanto, que haja variação do Nox dos elementos.
 São também exemplos de oxi-redução, as sínteses e os deslocamentos.
 S + O2 (( SO2
 2H2 + O2 (( 2H2O
 Zn + HgSO4 (( ZnSO4 + Hg
 Fe + CuCl2 (( FeCl2 + Cu
 
Regras para as reações de oxi-redução:
 1. Os não-metais sempre recebem elétrons e sofrem redução e, portanto, agem como agentes oxidantes.
 2Na + Cl2 (( 2NaCl
 Fila de reatividade dos principais não-metais
S I Br Cl O F
 
Exemplos:
 F2 + 2NaBr (( 2NaF + Br2
 Cl2 + Na2S (( 2NaCl + S
 I2 + NaCl (( não ocorre
 2. Os metais sempre doam elétrons e sofrem oxidação e portanto, agem como agentes redutores.
Fila de reatividade dos principais metais
Au ; Ag ; Hg ; Cu ; H ; Fe ; Zn ; Al ; Mg ; Na ; Ca ; Ba ; K
 
Exemplos:
Zn + CuSO4 (( ZnSO4 + Cu
Fe + CuCl2 (( FeCl2 + Cu
2Al + 3HgCl2 (( 2AlCl3 + 3Hg
 Ag + AlCl3 (( não ocorre
 3. As reações de oxi-redução podem ser previstas, usando-se a tabela da série de potenciais eletroquímicos determinados experimentalmente em solução padrão; 1mol/L a 25oC. (ver série eletromotriz)
 4. Ao escrever reações de oxi-redução espontânea, usando a série eletromotriz, procede-se do seguinte modo:
 a. Representar a reação da primeira coluna da tabela.
 b. Escolher abaixo a segunda reação, escrevendo-a de modo invertido.
 c. Se necessário, multiplicar uma delas ou ambas, por números inteiros tais que se obtenha a mesma quantidade de elétrons em cada reação, para que se possa efetuar o balanceamento da equação geral.
 d. Somar membro a membro as duas equações, anulando a quantidade de elétrons. 
Exemplo 1:
 Zn (( 2e- + Zn2+ 
 Cu2+ + 2e- (( Cu
 
 Zn + Cu2+ (( Zn2+ + Cu
Exemplo 2:
 2Al (( 6e- + 2Al3+ 
 3Sn2+ + 6e- (( 3Sn
 
 2Al + 3Sn2+ (( 2Al3+ + 2Sn
 
Exemplo 3:
 3Ag (( 3e- + 3Ag+ 
 4H+ + NO31- + 3e- (( NO + 2H2O
 
 3Ag + 4H+ + NO31- ( 3Ag+ + NO + 2H2O
 SÉRIE ELETROMOTRIZ – POTENCIAL DE OXI-REDUÇÃO
	Cs
	(
	e- + Cs+
	Li
	(
	e- + Li+
	Rb
	(
	e- + Rb+
	K
	(
	e- + K+
	Ba
	(
	2e- + Ba2+
	Sr
	(
	2e- + Sr2+
	Ca
	(
	2e- + Ca2+
	Na
	(
	e- + Na+
	Mg
	(
	2e- + Mg2+
	Al
	(
	3e- + Al3+
	Mn
	(
	2e- + Mn2+
	Zn
	(
	2e- + Zn2+
	Cr
	(
	3e- + Cr3+
	Fe
	(
	2e- + Fe2+
	Cd
	(
	2e- + Cd2+
	Co
	(
	2e- + Co2+
	Ni
	(
	2e- + Ni2+
	Sn
	(
	2e- + Sn2+
	Pb
	(
	2e- + Pb2+
	H2
	(
	2e- + 2H+
	SO2 + 2H2O
	(
	2e- + SO42- + 4H+
	Cu
	(
	2e- + Cu2+
	2I-
	(
	2e- + I2
	H2O2
	(
	2e- + O2 + 2H+
	Hg
	(
	2e- + Hg2+
	Ag
	(
	e- + Ag+
	NO + 2H2O
	(
	3e- + NO31- + 4H+
	2Br-
	(
	2e- + Br2
	Pt
	(
	2e- + Pt2+
	Mn2+ + 2H2O
	(
	2e- + MnO2 + 4H+
	2Cr3+ + 7H2O
	(
	6e- + Cr2O72- + 14H+
	2Cl-
	(
	2e- + Cl2
	Au
	(
	3e- + Au3+
	Mn2+ + 4H2O
	(
	5e- + MnO41- + 8H+
	2H2O
	(
	2e- + H2O2 + 2H+
	2F-
	(
	2e- + F2
Método do íon - elétron
 Pode-se completar uma reação de oxi-redução, a partir do balanceamento de cargas, íons ou outras que participam da equação química seja em meio ácido ou meio básico. 
Em meio ácido ou neutro: 
 
2KMnO4 + 16HCl (( 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2
Técnicas:
 a) Escreva a equação simplificada que especifique apenas os reagentes e produtos que contêm os elementos que sofrem variação no Nox.
MnO41- + Cl1- (( Mn2+ + Cl2
b) Mostre a equação parcial do agente oxidante, com o elemento que sofre diminuição do Nox, especificado em cada membro da equação. O elemento não deve ser escrito como um átomo ou íon livre, a não ser que realmente exista como tal. Ele deve ser representado como parte de uma espécie molecular ou iônica real. 
 
 +7 +2
5e- + MnO41- (( Mn2+
c) Mostre a outra equação parcial do agente redutor especificando, em cada membro da equação, o elemento que sofre aumento no Nox. 
 -1 0 
2Cl1- (( Cl2 + 2e-
Balancear cada equação parcial, da seguinte forma: 
 I. Em solução neutra ou ácida. 
a) A H2O e o H+ podem ser adicionados para balancear os átomos de oxigênio e de hidrogênio.
b) Os átomos de oxigênio são balanceados em primeiro lugar. Para cada átomo de oxigênio em excesso num membro da equação, adiciona-se H2O no outro membro. 
5e- + MnO41- (( Mn2+ + 4H2O
c) Em seguida, utiliza-se H+ para balancear os hidrogênios. Não devem ser usadas moléculas O2 e H2 para o balanceamento, a não ser que estes sejam participantes da reação. 
 
5e- + 8H+ + MnO41- (( Mn2+ + 4H2O
d) Multiplique cada equação parcial por um número tal que o total de elétrons seja o mesmo para o oxidante e redutor. 
(x2) 5e- + 8H+ + MnO41- (( Mn2+ + 4H2O
 (x5) 2Cl1- (( Cl2 + 2e-
Tem-se, portanto:
10e- + 16H+ + 2MnO41- (( 2Mn2+ + 8H2O
10Cl1- (( 5Cl2 + 10e-
e) Some as duas equações parciais resultantes da multiplicação, cancelando todos os termos comuns aos dois membros. Confira o número de átomos e as cargas em cada membro da equação global.
2MnO41- + 16H+ + 10Cl1- 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2
 
f) Numa equação não iônica, as demais espécies que compõem as fórmulas e não entraram no processo redox são acrescentadosa cada membro da equação. Pares combinados de íons podem ser combinados
para dar a unidade molecular.
Desta forma temos: 
 
2KMnO4 + 16HCl (( 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2
II. Em meio básico.
2KMnO4 + 3Na2C2O4 + 4KOH (( 2MnO2 + 3K2CO3 + 3Na2CO3 + 2H2O
a) Mostrar a equação parcial do agente oxidante, como elemento que sofre diminuição do Nox, em cada membro da equação.
 +7 + 4
3e- + MnO41- (( MnO2
 +3 +4
C2O42- (( 2CO32- + 2e-
b) A H2O e o [OH]1( podem ser adicionados para balancear os átomos de oxigênio e de hidrogênio.
c) Para cada oxigênio em excesso num membro de uma equação, adiciona-se H2O ao mesmo membro em que há excesso e 2[OH]1- ao outro membro. 
3e- + 2H2O + MnO41- (( MnO2 + 4[OH]1-
4[OH]- + C2O42- (( 2CO32- + 2H2O + 2e-
Nota:
Se o hidrogênio ainda não estiver balanceado após estas adições, adiciona-se novamente [OH]1- a cada hidrogênio em excesso, no mesmo membro do excesso, e um H2O no outro membro. Se tanto o hidrogênio, como o oxigênio, estiverem em excesso no mesmo membro da equação incompleta, pode-se escrever [OH]1- no outro membro, para cada par de H e O em excesso.
d) Multiplique cada equação parcial por um número tal que o total de elétrons seja o mesmo para o oxidante e redutor. 
(x2) 3e- + 2H2O + MnO41- (( MnO2 + 4[OH]1-
(x3) 4[OH]1- + C2O42- (( 2CO32- + 2H2O + 2e-
e) Some as duas equações parciais resultantes da multiplicação, cancelando todos os termos comuns aos
dois membros. Confira o número de átomos em cada membro da equação global.
2MnO41- + 3C2O42- + 4[OH]1- (( 2MnO2 + 6CO32- + 2H2O
f) As demais espécies que compõem as fórmulas e não entraram no processo redox são acrescentados a cada membro da equação. Pares de íons podem ser combinados para dar a unidade molecular.
2KMnO4 + 3Na2C2O4 + 4KOH (( 2MnO2 + 3K2CO3 + 3Na2CO3 + 2H2O
Questões Propostas
Questão 01: 
Têm-se três lâminas metálicas: alumínio, cobre e zinco. Deseja-se obter gás hidrogênio, usando um ácido forte [HNO3 ou H2SO4]. Em qual(is) da(s) lâmina(s) formará gás hidrogênio? Represente outras possíveis reações das lâminas com os ácidos mencionados.
Questão 02: 
Uma barra de cobre foi mergulhada numa solução que contém íons Ag+. Observa-se então, o aparecimento de uma leve cor azul na solução e de um depósito escuro na barra de cobre.
a) Escreva a reação de oxi-redução.
b) Determine a variação do Nox de cada participante da reação.
Questão 03: 
Para saber se uma água está contaminada com sais de mercúrio Hg2+, um químico introduziu um fio de cobre bem polido, que logo se apresentou com uma película de mercúrio metálico. Justifique o fato e, represente a reação química.
Questão 04: 
Em qual(is) das reações abaixo, uma substância está sendo ao mesmo tempo um agente oxidante e um agente redutor. Demonstre pela variação do Nox.
I. SnCl2 + Cl2 (( SnCl4
II. P4 + 3NaOH + 3H2O (( 3NaH2PO2 + PH3
III. HgS + 4H2O2 (( HgSO4 + 4H2O
IV. 3Cl2 + 6NaOH (( 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Questão 05: 
Qual(is) das reações abaixo ocorre(m) de forma espontânea e para estas escreva os produtos;
a) Mg(s) + Zn2+(aq) (( 
b) Fe(s) + Al3+(aq) ((
c) Cu(s) + Ag+(aq) ((
d) Fe3+(aq) + Sn2+(aq) ((
e) Hg2+(aq) + Al(s) ((
f) Hg(s) + HNO3(aq) ((
g) Fe2+(aq) + Cr2O72- + H+(aq) ((
h) Au(s) + HCl(aq) ((
Questão 06: 
Usar o método “íon elétron” para balancear as seguintes equações iônicas:
a) I1- + NO21- + H+ (( I2 + NO + H2O
b) Zn + NO31- + H+ (( Zn2+ + NH4+ + H2O
c) Cr2O72- + Cl1- + H+ (( Cr3+ + H2O + Cl2
d) MnO41- + I1- + H+ (( Mn2+ + I2 + H2O
e) BrO31- + I1- + H+ ( Br-1- + I2 + H2O
f) MnO41- + C2O42- + H+ (( Mn2+ + CO2 + H2O
Questão 07: 
Equilibre e complete as seguintes equações:
I. Meio ácido: 
a) Cr2O72- + Cl1- (( Cr3+ + Cl2 
b) BrO31- + I1- (( Br-1- + I2 
c) MnO41- + C2O42- (( Mn2+ + CO2 
d) NO31- + I2 (( IO31- + NO2 
e) MnO41- + SO32- (( Mn2+ + SO42- 
f) Zn + As2O3 (( Zn2+ + AsH3 
II. Meio básico:
g) Bi3+ + SnO22- (( Bi + SnO32- 
 
h) MnO41- + C2O42- (( MnO2 + CO32- 
i) CrO42- + S2- (( S + CrO21-
j) MnO41- + C2O42- (( CO2 + MnO2
l) SO32- + MnO41- (( SO42- + MnO2
u) Cl2 + IO31- (( IO41- + Cl1- 
Questão 08: 
Metais, como o ouro e a platina, são inertes mesmo a ácidos fortes tais como os ácidos; sulfúrico, nítrico, etc. No entanto dão reação com a água régia, que é uma mistura técnica dos ácidos HNO3 e HCl na proporção 1:3. Mostre as reações em que estes metais são atacados pela água régia.
Prof: Aristênio Mendes
 
Maior Poder Redutor
 
 
 
Maior Poder Oxidante
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