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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
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