Balanceamento

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Eletroquímica:
 Trata da interconversão entre energia química e energia elétrica.
 Utilizada como fonte de energia e para a produção de compostos.
 Envolve a transferência de elétrons e o movimento de íons.
 Processos galvânicos – Energia química gerando elétrica.
 Processos eletrolíticos – Energia elétrica produzindo compostos químicos.
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Reações Redox
Reações que envolvem a transferência de elétrons entre duas espécies reagentes.
Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. 
A oxidação é a perda de elétrons.
Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente.
Redução é o ganho de elétrons.
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2 Ag+(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+ 
Reações Redox
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Reações Redox: terminologia
Agente oxidante: reagente que se reduz, retira elétrons de outras substâncias e provoca oxidação.
Alguns oxidantes:
Compostos à base de elementos fortemente eletronegativos: oxigênio (O2), cloro (Cl2), bromo (Br2), íon hipoclorito (ClO-), dióxido de nitrogênio (NO2), íon perclorato (ClO4-), etc.
Cátions metálicos de carga elevada: Fe3+, Ce4+, Co3+, etc.
Compostos a base de elementos de transição com grande deficiência de elétrons: íon dicromato (Cr2O72-), íon permanganato (MnO4-), etc.
Óxido metálicos: CrO3, SeO2, OsO4, etc.
Peróxidos: peróxido de hidrogênio (H2O2), peróxido de benzoíla (COOOH), etc.
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Reações Redox
Agente redutor: reagente que se oxida, cede elétrons para outras substâncias e provoca redução.
Alguns redutores:
Metais: alcalinos (Li e Na principalmente), alcalino-terrosos (Mg e Ca principalmente) e metais pesados (Zn, Hg e Cd).
Compostos sulfurosos e nitrogenados: nitrito (NO2-), sulfeto (S2-), sulfito (SO3-), tiosulfato (S2O32-).
Hidretos: LiAlH4, NaBH4, NaH, etc.
Sais metálicos de grau de oxidação inferior: SnCl2, MnCl2, SmI2, etc.
O hidrogênio (H2): sobre Pt, Pd, níquel de Raney, etc.
Compostos orgânicos: aldeídos, álcoois, vitamina C, etc.
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Números de oxidação
O número de oxidação para um íon: é a carga no íon.
O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon.
Os números de oxidação são determinados por uma série de regras:
Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4.
Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação.
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Números de oxidação
Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos:
O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O22-, tem oxigênio com um número de oxidação de –1.
O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-metais e –1 quando ligado a metais.
O número de oxidação do F é –1.
A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero para uma molécula neutra).
Nos compostos orgânicos é necessário avaliar cada elemento do composto.
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Números de oxidação
Exemplos - Calcule o número de oxidação dos elementos presentes nas espécies abaixo:
 
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K2Cr2O7
IO4-
KO2
HClO
O2
Etanal
KMnO4
OF2
Dimetilcetona
NaNO3
H2O2
Ácido acético
Semi-reações
 As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução.
As semi-reações para:
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq)  Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
	são:
Sn2+(aq)  Sn4+(aq) +2e-
2Fe3+(aq) + 2e-  2Fe2+(aq)
Oxidação: os elétrons são produtos.
Redução: os elétrons são reagentes.
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Balanceamento
 Método do íon elétron: Meio ácido
Separe a reação em suas semi-reações de oxidação e redução. 
Para cada semi-reação:
Faça o balanço de matéria para os elementos com exceção do oxigênio e do hidrogênio.
Realize o balanço do elemento oxigênio acrescentando moléculas de água.
Equilibre o número de átomos de hidrogênio adicionando íons H+.
Faça o balanço de cargas adicionando elétrons (e-).
Some as duas semi-reações balanceadas e efetue o corte de espécies que apareçam nos dois membros da equação.
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Balanceamento
 Para : KMnO4 + Na2C2O4 Mn2+ + CO2(meio ácido)
As duas semi-reações sem os íons expectadores são:
MnO4-(aq)  Mn2+(aq)
C2O42-(aq)  CO2(g)
	Redução: Mn+7  Mn2+
MnO4-(aq)  Mn2+(aq) 
MnO4-(aq)  Mn2+(aq) + 4H2O(aq)
MnO4-(aq) + 8H+(aq)  Mn2+(aq) + 4H2O(l)
MnO4-(aq) +8H+(aq) + 5e-  Mn2+(aq) + 4H2O(l)
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 Oxidação : C3+  C+4
C2O42-(aq)  2CO2(g)
Balanceada:
C2O42-(aq)  2CO2(g) 
C2O42-(aq)  2CO2(g) + 2e- 
Como os elétrons produzidos são diferentes dos recebidos é preciso deixar as semi reações em proporções estequiométricas
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Balanceamento
MnO4-(aq) +8H+(aq) + 5e-  Mn2+(aq) + 4H2O(l) x 2
2MnO4-(aq) +16H+(aq) + 10e- 2 Mn2+(aq) + 8H2O(l)
e
C2O42-(aq)  2CO2(g) + 2e- x 5
5C2O42-(aq)  10CO2(g) + 10e-
Agora somamos as duas semi reações:
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Balanceamento
 
Balanceada:
2MnO4-(aq) +16H+(aq) + 5C2O42-(aq)  2Mn2+(aq) + 
8H2O(l) + 10CO2(g) 
Colocando os íons expectadores na proporção estequiométrica:
2KMnO4(aq) +8H2SO4(aq) + 5Na2C2O4(aq)  2MnSO4(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)+ 5Na2SO4 + K2SO4
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Balanceamento
 Método do íon elétron: Meio básico
Separe a reação em suas semi-reações de oxidação e redução. 
Para cada semi-reação:
Faça o balanço de matéria para os elementos com exceção do oxigênio e do hidrogênio.
Realize o balanço do elemento oxigênio acrescentando moléculas de água.
Equilibre o número de átomos de hidrogênio adicionando água no lado em que faltam hidrogênios e a mesma quantidade de íons OH- no lado oposto.
Faça o balanço de cargas adicionando elétrons (e-).
Some as duas semi-reações balanceadas e efetue o corte de espécies que apareçam nos dois membros da equação.
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