Aula 1 Oxiredução 2017.2

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Centro de Engenharias 
Química Aplicada à Engenharia 
Reações de Oxirredução (Redox) 
 
 
 
 
 
Mossoró, novembro de 2017 
 
 
Reações químicas Corrente elétrica 
 
 
 
Corrente elétrica Reações químicas 
Introdução 
Eletroquímica 
 
 Compreende o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. 
 
 
Fenômeno espontâneo 
Fenômeno não - espontâneo 
• O estudo da eletroquímica, fornece uma visão sobre tópicos como: 
 
 A fabricação de baterias; 
 
 
 A corrosão de metais; 
 
 
 A galvanização elétrica. 
 
Introdução 
Introdução 
Reações de oxirredução (redox) 
 
• Compreendem as reações químicas mais comuns e importantes na natureza; 
 
 
• Caracterizadas como um processo simultâneo de perda e ganhos de 
elétrons, (os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são 
imediatamente recebidos por outros); 
 
 
• A transferência de elétrons que ocorre durante as reações de oxirredução 
pode ser usada para produzir energia em forma de eletricidade. 
 
• As reações de oxirredução estão 
envolvidas em uma variedade de 
processos importantes, incluindo: 
 
 O processo de ferrugem do ferro; 
 
 A fabricação e ação de alvejantes 
Introdução 
Figura 1. Oxidação do ferro 
• Oxidação – compreende a perda de elétrons. Caracteriza-se pelo aumento do 
número de oxidação (Nox) do elemento. 
 
 Ex. Zn(s) Zn2+(aq) 
 
 
• Redução – compreende o ganho de elétrons. Caracteriza-se pela redução do 
número de oxidação (Nox) do elemento. 
 
 Ex. H+(aq) H2(g) 
 
• As reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo 
oxidado para o átomo reduzido. 
 
Reações de oxirredução (Redox) 
• Agente oxidante - é o responsável por causar a oxidação de um dos 
compostos da reação. O agente oxidante remove elétrons de outra 
substância, adquirindo-os para si; portanto o agente oxidante é reduzido. 
Reações de oxirredução (Redox) 
• Agente redutor - é o responsável por causar a redução de um dos 
compostos da reação. O agente redutor, fornece elétrons para a outra 
substância; portanto, o agente redutor é oxidado. 
Oxidação: perda de elétrons (aumento do NOX) 
 
Redução: ganho de elétrons (diminuição do NOX) 
 
Agente oxidante: recebe elétrons e se reduz (NOX diminui) 
 
Agente redutor: perde elétrons e oxida (NOX aumenta) 
 
Reações de oxirredução (Redox) 
 
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Nox 
Oxidação 
Redução 
Figura 2. Adição de zinco metálico ao ácido clorídrico: 
Zn(s) metálico é oxidado a Zn2+(aq); 
H+(aq) é reduzido a H2(g), causando o borbulhamento. 
Reações de oxirredução (Redox) 
Como determinar se uma reação é de oxirredução? 
 
Exemplo 
 
 
Reações de oxirredução (Redox) 
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) 
 
 
 
0 +1 +2 0 
Zinco - perdeu elétrons à medida que Zn(s) é convertido em Zn2+(aq) - (ag. redutor); 
 
Hidrogênio - ganhou elétrons à medida que H+(aq) se transforma em H2(g) - (ag. 
oxidante). 
Reações de oxirredução (Redox) 
(a) Um fio limpo de cobre é 
 colocado numa solução de 
nitrato de prata 
(b) O cobre metálico é oxidado a íons 
de cobre (Cu2+), e os íons de prata 
(Ag+) são reduzidos a prata metálica 
Ag(s) 
(c) A cor azul da solução deve-se 
a presença de íons de cobre(II) 
(aq) 
Figura 3 - Oxidação do cobre pelos íons de prata 
Cu: perdeu elétrons Sofreu oxidação Agente redutor 
Ag: ganhou elétrons Sofreu redução 
Agente 
oxidante 
 
Número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química. 
Reações de oxirredução (Redox) 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
 
Observa-se nas reações de oxirredução que a transferência de elétrons provoca 
uma mudança na carga elétrica das espécies químicas. 
 
 
Essas cargas elétricas são denominadas número de oxidação (Nox). 
 
 
Regras para determinar o NOX 
 
 
1) Para um átomo na sua forma elementar (simples) o NOX é sempre ZERO. 
 
 
Exemplos: H2(g), O2(g), tem um numero de oxidação igual a ZERO. 
 
 
 
2) O NOX de um íon monoatômico é sempre igual a sua própria carga. 
 
Exemplos: 
 K+ Ba2+ F– 
 Nox: +1 +2 –1 
 
Numero de oxidação (NOX) 
3) Elementos que apresentam NOX fixo em seus compostos 
 
• Metais alcalinos (família IA) 
 
 Exemplos: Litio (Li); sódio (Na); potássio (K); rubídio (Rb), césio (Cs); frâncio (Fr) 
 
 O NOX é sempre igual a +1 
 
• Metais alcalino-terrosos (família IIA) 
 
Exemplos: Berílio (Be); Magnésio (Mg); Cálcio (Ca); Estrôncio (Sr); Bário (Ba); 
Rádio (Ra) 
 
O NOX é sempre igual a +2 
 
Determinação do Numero de oxidação (NOX) 
4) Não - metais - geralmente tem número de oxidação NEGATIVO, apesar de algumas 
vezes serem positivos: 
 
• Oxigênio: normalmente NOX = - 2 em compostos iônicos e moleculares; 
 
• Exceção - peróxidos, que contem o íon (O2)
2-, o oxigênio terá NOX = -1; 
 
 
 
• Flúor: NOX = –1 em todos os compostos. 
• Outros halogênios - NOX = -1 quando combinados com metais ou hidrogênio, em 
compostos binários. 
Determinação do número de oxidação (NOX) 
• Hidrogênio: nas substâncias compostas (não-metais), é geralmente +1. 
 
 HBr H2SO4 
Nox: +1 +1 
 
 
• Hidrogênio: quando ligado a metal, formando hidretos metálicos, Nox = -1. 
 
 NaH CaH2 
Nox: –1 –1 
Determinação do número de oxidação (NOX) 
5) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um composto neutro 
é ZERO; 
 
 
 6) A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é igual a carga do 
íon; 
 
Exemplo: 
 
Íon hidrônio (H3O
+) 
 
– O NOX de cada hidrogênio é +1 e de cada oxigênio - 2; 
– A soma dos números de oxidação é: 
 
3(+1)+(-2)= +1 (igual a carga líquida do íon). 
Determinação do número de oxidação (NOX) 
1) Determine o estado de oxidação dos elementos em negrito: 
 
 
a) Cl- 
 
b) K+ 
 
c) S2- 
 
d) MnO4
- 
 
e) Cd(OH)2 
 
f) H3PO4 
 
g) Al2(SO4)3 
 
h) Cr2O7
2- 
 
 
Exercício 
Identifique: 
 
a) As substâncias oxidadas e reduzidas; 
 
b) O agente oxidante e o agente redutor. 
Exercício: Reações de oxirredução (Redox) 
Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s) 
 
A bateria de níquel-cádmio utiliza a seguinte reação redox para gerar 
eletricidade: 
1) Lei da conservação da massa: a quantidade de cada elemento deve ser a 
mesma em ambos os lados da equação; 
 
 
2) Reações de oxirredução: os elétrons recebidos e doados devem estar 
balanceados: 
 
 
 Se uma substância perde determinado número de elétrons durante uma 
reação, a outra deverá ganhar o mesmo número de elétrons. 
Balanceamento de equações de oxirredução 
Semi-reações – forma conveniente de separar as reações de oxidação e redução. 
Exemplo: Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq) 
 
Semi-reação Oxidação: Sn2+(aq) Sn4+(aq) + 2e- 
 
Semi-reação Redução: 2Fe3+(aq) + 2e- 2Fe2+(aq) 
 
 
 Oxidação: os elétrons são mostrados como produtos 
Redução: os elétrons são mostrados como reagentes. 
 
 
Balanceamento de equaçõesde oxirredução 
1- Divida a equação em duas semi-reações: oxidação e redução; 
 
2- Faça o balanceamento de cada semi-reação 
• Primeiro, faça o balanceamento dos outros elementos que não sejam H e O; 
 
• Em seguida, faça o balanceamento dos átomos de O adicionando H2O; 
 
• Depois faça o balanceamento dos átomos de H adicionando H+. 
 
• Faça o balanceamento da carga adicionando e- ao lado necessário. 
 
 
Procedimentos para o balanceamento (Meio ácido) 
6- Multiplique todas as espécies, em uma ou em ambas as semi–reações, pelo 
fator que iguale o numero de elétrons nas duas semi–reações e, então, 
some-as; 
 
 
7- Some as duas semi-reações e simplifique quando possível, cancelando as 
espécies iguais que aparecem em ambos os membros da equação. 
 
 
8) Confira a equação verificando se existe o mesmo número de átomos de cada 
tipo e a mesma carga total em ambos os lados. 
Procedimentos para o balanceamento (Meio ácido) 
 MnO4
-(aq) + C2O4
2-(aq) Mn2+(aq) + CO2(aq) 
 
 
 
 
Exercício:Balanceamento pelo método de semi-reações 
Meio ácido 
• Quando é necessário fazer o balanceamento de reações de oxirredução 
que ocorrem em meio básico, neste caso, não podemos ter H+ na equação 
final. 
 
 
 
• O hidrogênio nessas equações deve estar na forma de OH- ou H2O. Uma 
maneira de eliminar os H+ que aparecem nas semi-reações é 
“neutralizando-os” mediante o acréscimo de número igual de íons OH- em 
ambos os lados da reação. 
Balanceamento – método das semi-reações (meio básico) 
• Trate a equação fazendo o balanceamento como se fosse em meio ácido; 
 
 
• Adicione OH- a cada lado para neutralizar o H+; 
 
 
• Remova H2O que aparece em ambos lados da equação; 
 
 
• Verifique o balanceamento dos átomos e das cargas. 
 
Balanceamento – método das semi-reações (meio básico) 
CN- + CrO4
2- CNO- + Cr(OH)4
- (Meio básico) 
Balanceamento – método das semi-reações (meio básico) 
• BROWN, Theodore L. ; LEMAY, H. Eugene e BURSTEN, Bruce E. 
Química: a Ciência Central – 9ª Ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 
2005. 
 
 
 
Referências