4º aula oxirredução

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Química Aplicada 5º Sem. Engenharia Civil
Prof.ª : Ana Lúcia C. Lopes
5ªAula 28/03/16
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO.(Kotz, pág.169-175 e Gentil,3ª ed. pág. 8-13, Atkins, 5ª ed. pág. 93- 97).
Processos de oxirredução.
Número de oxidação.
Transferência de elétrons, oxidação e redução.
Semirreações
COMUNICADOS:
04/04/16- EXPERIMENTO 2 (VALOR 1,5 pontos)
Sala será dividida em 2 grupos A e B: (28 alunos no sistema?????)
A - 19:10 ás 19:45 – aula no laboratório ( 15 alunos – 5 grupos de 3 alunos cada)
B - 19:45 ás 20:20 - aula no laboratório ( 15 alunos – 5 grupos de 3 alunos cada)
RESPONSÁVEL DA SALA mandar a relação dos grupos até quarta feira .
NÃO SERÁ TOLERADO NENHUM MINUTO DE ATRASO. A aula começa pontualmente 19:10h (grupo A) e 19:45 (grupo B) . O aluno que não estiver dentro do laboratório nesse momento, automaticamente receberá falta e não participará da atividade avaliativa.
Das 20:45h ás 22h aula normal
Não existe reposição para o aluno que faltar na data das aulas experimentais.
Não é permitida a utilização dos seguintes aparelhos eletrônicos: celular, notebook e outros equipamentos durante a aula, exceto se for solicitado pelo professor.
O roteiro experimental será enviado por e-mail até sexta feira 01/04/16. É de responsabilidade de cada estudante levar uma cópia.
Prepare-se para o experimento que irá realizar. Leia atentamente o conteúdo estudado, consulte a bibliografia indicada em cada experimento e revise os conceitos envolvidos consultando os livros de química indicados na bibliografia do curso.
Os alunos devem evitar entrar e sair do laboratório.
VESTIMENTAS ADEQUADAS.
Por que estudar as reações de oxirredução?
1. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Por que estudar as reações de oxirredução?
Fenômeno da corrosão/prevenção à corrosão.
Reações redox de interesse biológico (organismo/alimentação)
Tecnologia - desenvolvimento de novas baterias
Importância:
econômica
ambiental
segurança
na indústria petroquímica, naval, e química, 
construção civil, 
automobilística,
 nos meios de transporte, em todas as etapas do sistema elétrico,
 em telecomunicações, 
obras de arte e monumentos históricos, etc. 
	Todos os metais estão sujeitos ao ataque corrosivo:
Ouro e platina ( praticamente inatacáveis aos meios incomuns) mas não são resistentes à ação da mistura de HCl e HNO3.
Aço inoxidável, embora sendo bastante resistente a vários meios corrosivos, sofre corrosão localizada em presença do íon cloreto.
Alumínio, embora possa resistir aos ácidos oxidantes como HNO3, não resististe ao ácido clorídrico e às soluções aquosas de bases fortes (NaOH).
Cobre e suas ligas sofrem corrosão acentuada em presença de solução amoniacais e em HNO3.
	Os metais citados, considerados bastante resistentes à corrosão, podem ser facilmente corroído quando se usa um meio específico.
	A possibilidade do emprego do material deve ser realizado mediante a um estudo conjunto: material metálico, meio corrosivo e condições operacionais.
A corrosão é, em geral um processo espontâneo.
Os processo de corrosão são reações químicas e eletroquímicas que se passam na superfície do metal e obedecem a princípios bem estabelecidos.
Algumas reações químicas ocorrem com transferência de elétrons entre os elementos das substâncias reagentes. É o que acontece quando uma amostra de ferro metálico se oxida parcialmente na presença de ar úmido. Na linguagem do dia a dia, costuma-se dizer que a peça metálica enferrujou. Pode – se representar o processo da seguinte forma, em que n representa número indeterminado de moléculas
4Fe(s) + 3O2(g) + nH2O(g) 2Fe2O3.nH2O(s)
Ferro metálico
Óxido de ferro III
Hidratado (ferrugem)
Tipos de Reações Químicas
Reações de Oxirredução
	Não seria possível imaginar a vida moderna sem o uso de objetos metálico. No entanto, um dos maiores problemas em relações a esses objetos é o seu desgaste.
Exemplo de como ocorre as reações de oxirredução.
	Alguns metais, quando em contato com soluções que contêm íons H+, reagem e acabam sendo corroídos. É o que ocorre com o zinco, Zn, quando em contato com esse tipo de solução. No final da reação, o Zn na forma metálica é consumido, transformando em íon, esse forma um gás.
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
	Nas reações de oxirredução há transferência de elétrons
 Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
O zinco vai sofrendo corrosão, enquanto na superfície do metal vão surgindo bolhas gasosas que escapam da solução.
Observação macroscópica:
Análise microscópica: a formação de bolhas gasosas na superfície do zinco ocorre quando os íons H+ (aq) , presentes na solução, tomam contato com o pedaço de zinco, recebem elétrons do metal e se transformam em gás hidrogênio, H2(g).
A corrosão do zinco acontece porque átomos desse metal, presentes no sólido, ao perderem elétrons para o íon H+ (aq) , tomam – se íons Zn2+, que deixam o sólido e migram para a solução, provocando a corrosão da lamina 
	
	Para facilitar a identificação das espécies oxidadas e reduzidas, foi elaborado o conceito de Número de Oxidação (NOX) dos átomos dos elementos químicos envolvidos em uma reação.
	O número de oxidação indica a quantidade de elétrons que os átomos do elemento químico cedem ou recebem em ligações iônicas. No caso de ligações covalentes, essa quantidade de elétrons seria cedida ou recebida pelos átomos, se as ligações fossem rompidas e os elétrons ficassem com os átomos mais eletronegativos.
1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO (nox)
 Definição 1: carga elétrica real ou relativa de um elemento em um composto.
Exemplos:
1) Compostos iônicos:
Na+Cl-  Nox (Na+) = +1 e Nox (Cl-) = -1
MgCl2  Nox (Mg2+) = +2 e Nox (Cl-) = -1
2) Compostos moleculares:
H Cl  [ H ]+ + [ Cl ]-  Nox (H) = +1
 Nox (Cl) = -1
B C N O F
 Cl
 Br
 I
Eletronegatividade
13
 Determinação do Nox pela Fórmula Molecular:
Regras Gerais:
Substâncias simples ou substâncias simples formadas por elementos metálicos Nox= zero ( Fe, Zn, Au,H2,O2,Cl2)
2) Íons simples Nox= carga do íon (nox do Na + = +1) 
3) Íons compostos, a soma algébrica dos Nox dos elementos é igual a carga do íon. (SO42-,soma algébrica = -2)
4) Nas moléculas, a soma algébrica dos Nox dos elementos é igual a zero. 
(H2SO4 ,soma algébrica = 0)
Nox Fixos: 
Metais Alcalinos (1A) = +1
Metais Alcalinos Terrosos (2A) = +2
Alumínio (Al) = +3 
Nox Fixos: 
Prata (Ag) = +1 
Zinco (Zn) = +2
F = - 1
Nox de Radicais Importantes:
Oxigênio (O) = -2 (PERÓXIDOS -1)
Hidrogênio (H) = +1 (Hidreto metálico -1)
1 – Qual será o nox do crômio (Cr) no dicromato de potássio (K2Cr2O7) ?
2 – Qual será o nox do nitrogênio (N) no nitrato de sódio (NaNO3) ?
3 - Determine o número de oxidação do elemento destacado em cada um dos compostos a seguir:
PO43-
2. Ca3 (PO4)2 
3. Co2+
2. Reações de oxirredução
Quando um ou mais elementos sofrem variações em seus números de oxidação no transcorrer de uma reação química, dizemos que se trata de uma reação de oxirredução, também denominada de redox.
 Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
O zinco vai sofrendo corrosão, enquanto na superfície do metal vão surgindo bolhas gasosas que escapam da solução.
Observação macroscópica:
Análise microscópica: a formação de bolhas gasosas na superfície do zinco ocorre quando os íons H+ (aq) , presentes na solução, tomam contato com o pedaço de zinco, recebem elétrons do metal e se transformam em gás hidrogênio, H2(g).
A corrosão do zinco acontece porque átomos desse metal, presentes no sólido, ao perderem elétrons para o íon H+ (aq) , tomam – se íons Zn2+, que deixam o sólido e migram para a solução, provocando a corrosão da lamina 
1- Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
2 - Zn + 2H+ + 2Cl-
Zn2+ + 2Cl- + H2
3 - Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
Equação química de transferência de elétrons do zinco para os íons hidrogênio
Zn(s) + 2H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2(g) 
Exemplo 1.
* Corrosão do zinco pelo ácido clorídrico em solução aquosa
Zn(s) + 2H+ (aq) H2 + Zn2+ (aq) 
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
0
+1
0
+2
Dizemos que o zinco sofreu OXIDAÇÃO porque perdeu elétrons e, por isso seu número de oxidação aumentou
Dizemos que o íon H+ sofreu REDUÇÃO porque recebeu elétrons e, por isso, seu número de oxidação diminuiu.
Fe2O3(s) + 3CO (g) 2Fe(s) + 3CO2 (g) 
Exemplo 2.
Fe2O3(s) + 3CO (g) 2Fe(s) + 3CO2 (g) 
+3
+2
0
+4
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
*Produção de ferro em altos fornos por meio da redução do Fe2O3 pelo monóxido de carbono (CO)
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO: 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 (perde elétrons).
 
 
	
REDUÇÃO: uma espécie química sofre redução do seu número de oxidação (ganha elétrons).
 
		
Reações redox duas semirreações 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.
Assim, o agente oxidante é aquele que se reduz.
Agente redutor é aquele que se oxida.
28
Zn(s) + 2H+ (aq) H2 + Zn2+ (aq) 
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
0
+1
0
+2
Agente redutor
Agente oxidante
AGENTE REDUTOR: é a espécie química que age causando a redução de algum elemento presente nos reagentes. É a espécie que contém o elemento que perde elétrons, ou seja ,que sofre a oxidação.
AGENTE OXIDANTE: é a espécie química que age causando a oxidação de algum elemento presente nos reagentes. É a espécie que contém o elemento que recebe elétrons ,ou seja sofre a redução.
Fe2O3(s) + 3CO (g) 2Fe(s) + 3CO2 (g) 
+3
+2
0
+4
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
Agente oxidante
Agente redutor
Semirreação
Transferência de
elétrons
Resultado
XXn++né
X transfere elétrons para Y
X éoxidadoaXn+
X é oagente redutor
Y +néYn-
Y aceita elétronsde X
Y éreduzidoaYn-
Y é oagente oxidante
KOTZ,pag.170
Exemplo 1: Reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre.
Exemplo 1: Reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre. 
A reação global é a seguinte:
Semirreações:
A oxidação do zinco metálico
 
 
A redução do cobre (II)
				
 
34
Denomina-se OXIDAÇÃO a perda de elétrons por uma espécie química.
 Zn(s) Zn2+(aq) + 2é
Denomina-se REDUÇÃO o ganho de elétrons por uma espécie química.
 2H+(aq) + 2é H2(g)
 Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
Equação global do processo
 Zn(s) Zn2+(aq) + 2é
2H+(aq) + 2é H2(g)
 Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
OXIDAÇÃO
REDUÇÂO
ELETROQUÍMICA
É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e como uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-espontâneas acontecerem.
Propriedades Físicas dos metais
Brilho
Condutividade elétrica e térmica.
Maleabilidade ( transformar em lâminas)
Ductibilidade (transformar em fios)
Propriedades Químicas dos metais
Relativa estabilidade
Pt e Au (não reagem facilmente)
Fe, Al, Zn ( sofrem corrosão)
Varia de metal para metal
Ligações metálicas
A ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons da camada de valência, que então formam um “mar de elétrons”.
Elétrons deslocalizados (livres).
Os núcleos dos átomos, positivamente carregados se ligam, por atração aos elétrons carregados negativamente.
Bibliografia
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª. ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2011.
LISBOA,C.F, Química- Coleção ser Protagonista.1º ed. São Paulo:SM,2010.
Capitulo 9 Deterioração de materiais. Disponível em :
http://www.foz.unioeste.br/~lamat/downmateriais/materiaiscap9.pdf. Acesso em 27/10/2014.
RUSSELL, J.B. Química Geral. Volumes 1 e 2. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994.