REAÇÕES DO GRUPO III E OXI REDUÇÃO

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OXI-REDUÇÃO 
 
Reações de oxidação redução são aquelas envolvendo transferências de elétrons entre 
átomos ou íons. 
Na figura abaixo está ilustrada uma pilha de Daniell, onde ocorre uma reação entre íons Cu2+ 
(como CuSO4) e Zn
2- (como ZnSO4) 
 
 
 
ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução 
dentro de uma célula eletroquímica. 
ÂNODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula ENTRA na 
solução. É aonde acontece a OXIDAÇÃO. Os elétrons saem do anodo para o catodo. 
CÁTODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula DEIXA a 
solução. É aonde acontece a REDUÇÃO. 
 
O sentido convencionalmente adotado para a corrente elétrica é o sentido oposto ao da 
movimentação dos elétrons, portanto, na pilha de Daniell o sentido da corrente i é da célula do 
Cobre para a célula do Zinco e o percurso dos elétrons é o inverso como na figura acima. 
 
Cada substância possui uma maior ou menor tendência de perder elétrons; tendência esta 
chamada de "Potencial de Oxidação". Deste modo, uma substância X que tenha um potencial 
de oxidação maior que uma substância Y, irá perder seus elétrons gradativamente para esta 
substância se estiverem as duas juntas. 
 
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A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos eletricamente neutros através da 
migração de íons (corrente iônica). Assim, os íons Cl- migram para o anodo (para associar 
ao Zn2+ oriundo do eletrodo de Zn) e os íons K+ migram para o catodo (para associar ao 
SO4- que sobram devido à migração dos íons Cu2+ para o catodo) 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO: 
Carga que um átomo teria, se este somente cedesse ou recebesse elétrons. 
Ex.: NaCl → nº de oxidação de Na = +1; nº de oxidação de Cl = -1 
Para ligações iônicas o Nox é a própria valência do íon 
 
CH4 → nº de oxidação de H = +1; nº de oxidação de C = -4 
 
HClO2 → nº de oxidação de H = +1; nº de oxidação de O = -2; nº de oxidação de Cl = +3 
 
REGRAS PRÁTICAS: 
1) O número de oxidação de um elemento em uma substância simples é sempre 
ZERO. 
Ex.: Cl2; H2; Ni
0; Fe0; O3; etc. 
 
2) A soma algébrica dos números de oxidação nos elementos numa substância deve 
ser igual a zero. 
Ex.: H2O → nº de oxidação de H = +1; nº de oxidação de O = -2; 
Como temos dois átomos de H fica: 2 x (+1) = +2; assim: +2 (do H) -2 (do O) = 0 
 
3) O número de oxidação do H (hidrogênio) é sempre +1 
 
4) O número de oxidação do O (oxigênio) é sempre -2. A exceção é quando a 
substância for um peróxido. Neste caso o número de oxidação do O (oxigênio) é -1. 
Ex: HNO3: nº de oxidação de H = +1; nº de oxidação de O = -2; nº de oxidação de N = +5 
 
Para peróxidos como: 
H2O2 o nº de oxidação de O = -1; 
Na2O2 o nº de oxidação de O = -1 
 
 3 
5) Nos íons simples, a carga desse íon (cátions ou ânions) coincide com o seu nº 
oxidação. Ex: números de oxidação de alguns íons 
Alcalinos (Li+; Na+; K+; Rb+) nº oxid. = +1 
Alcalinos terrosos (Be2+; Mg2+; Ca2+; Sr2+; Ba2+) nº oxid. = +2 
Halogênios (F-; Cl-; Br-; I-) nº oxid. = -1 
Sulfeto (S2-) nº oxid. = -2 
 
EXERCÍCIOS: 
1) Dê os nºs de oxidação dos elementos: 
a) N2 
b) NH3 
c) KMnO4 
d) HNO3 
 
2) Dê o nº de oxidação do S para o íon Sulfato (SO4
2-) 
 
3) Qual o composto onde o P tem o maior estado de oxidação? 
a) H3PO3 b) H2PO3 c) H3PO4 d) H4P2O6 e) HPO3 
 
4) Calcule o nº oxid. no elemento em destaque: 
a) SO3
 ; b) MnCl2; c) FeS; d) Cu(ClO4)2; e) CaMnO4 
 
Substâncias que podem ser oxidantes e redutores: 
A água oxigenada H2O2 pode atuar como agente oxidante e em outras reações pode atuar 
também como agente redutor. Exemplo: 
Na reação com Cr3+: 
KCrO2 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + H2O 
Nesta reação, o H2O2 é um agente oxidante 
Cr3+ + 3e- → Cr6+ (x2) 
O22- + 2e- → 2O2- (x3) 
2KCrO2 + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O 
 
Um exemplo onde o H2O2 é um agente redutor pode ser dado pela reação com 
permanganato MnO4
-: 
MnO4
- + H2O2 + H
+ → Mn2+ + O2 + H2O 
 4 
O2 + 2e- → H2O2 
MnO4- + 5e- → Mn2+ 
ou 
5H2O2 - 10e- → 5O2 + 10H+ 
2MnO4- + 16H+ + 10e- → 2Mn2+ + 8H2O 
 
2MnO4 + 5H2O2 + 6H
+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O 
 
 
 
BALANCEAMENTO DE REAÇÃO OXI-REDUÇÃO 
 
Deve-se observar aos seguintes itens: 
1) Qual o elemento que se oxida 
2) Qual o elemento que se reduz 
3) A variação de nº de oxidação do elemento que se reduz 
4) Variação de nº de oxidação do elemento que se oxida 
 
Numa reação deve-se observar a variação dos nº oxidação 
Inverter os termos da variação para os membros da equação. Coloque os termos invertidos 
onde a substância tiver o maior número de átomos. 
Acompanhe o exemplo: 
 
 
 
A variação do Mn é de (+7) – (+4) = +3 
A variação do I é de (0) – (-1) = 1 (x 2) = 2; pois a reação de redução é: I2 + 2e- → 2I- 
 o fator de multiplicação (2) deve-se ao fato de a oxidação possuir 2e- 
 
A seguir, colocamos os termos da variação invertidos na equação: 
 
 
 5 
Foi colocado no segundo membro porque o I2 possui mais átomos de I do que o KI. Em 
seguida os coeficientes são acertados pelo método das tentativas: 
 
 
 
EXERCÍCIOS: 
 
Balancear as equações: 
5) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 
 
6) FeCl3 + SnCl2 → SnCl4 + FeCl2 
 
7) HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + H2O 
 
8) H2S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O 
 
9) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O 
 
10) Cu + H+ + NO3
- → Cu2+ + NO + H2O 
 
 
Respostas: 
1) a) 0; b) N=-3; H= +1 c) K= +1; Mn = +7; O = -2 d) H = +1; N = +5; O = -2 
2) S = +6 
3) c) e e) 
4) a) +6; b) +2; c) +2; d) +7; e) +6 
5) 1; 7; 6; 3; 1; 1; 7 
6) 2; 1; 1; 2 
7) 2; 1; 1; 1; 2 
8) 1; 8; 1; 8; 4 
9) 3; 6; 5; 1; 3 
10) 3; 8; 2; 3; 2; 4 
 
 
 
GRUPO III – GRUPO DO SULFETO DE AMÔNIO 
GRUPO III: são os cátions que precipitam com (NH4)2S: cobalto II; níquel II; ferro III; cromo 
III; alumínio; zinco e manganês II. 
 
Reação com (NH4)2S de Al
3+ → Al(OH)3 ppt branco 
Reação com (NH4)2S de Cr
3+ → Cr(OH)3 ppt verde claro 
Reação com (NH4)2S de Fe
3+ → Fe2S3 ppt preto 
Reação com (NH4)2S de Fe
2+ → FeS ppt preto 
Reação com (NH4)2S de Mn
2+ → MnS ppt avermelhado 
Reação com (NH4)2S de Zn
2+ → FeS ppt branco 
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Reação com (NH4)2S de Co
2+ → CoS ppt preto 
Reação com (NH4)2S de Ni
2+ → NiS ppt preto 
 
 
Reações do alumínio (Al3+): 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Al3+ + NaOH → Al(OH)3 
O precipitado é anfótero e dissolve em excesso de NaOH e/ou em ácidos 
 
b. Reação com NH4OH 
Al3+ + NH4OH → Al(OH)3 
 
c. Reação com Na2CO3 
Al3+ + Na2CO3 → Al(OH)3 + 6Na+ + 3CO2 
 
d. Reação com Na2HPO4 
AlCl3 + Na2HPO4 → AlPO4 + 2 NaCl + HCl 
 
e. Reação com acetato de sódio (NaAc) 
Al3+ + NaAc → AlAc(OH)2 
Forma um precipitado floculento branco 
 
Reações do crômio (Cr3+): 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Cr3+ + NaOH → Cr(OH)3 
O precipitado é anfótero e dissolve em excesso de NaOH e/ou em ácidos 
 
Adicionando-se água oxigenada, há formação de cromato (reação de oxi-redução): 
2KCrO2 + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O 
 
 
 
b. Reação com NH4OH 
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Cr3+ + NH4OH → Cr(OH)3 
 
 
c. Reação com Na2CO3 
Cr3+ + Na2CO3 → Cr(OH)3 + 6Na+ + 3CO2 
 
d. Reação com Na2HPO4 
CrCl3 + Na2HPO4 → CrPO4 + 2 NaCl + HCl 
 
e. Reação com oxidantes formando crômiohexavalente Cl2; (NH4)2S2O8); H2O2; KMnO4 
Cr3+ + Cl2 + NaOH → CrO2- + Cl2 → CrO42- 
2KCrO2 + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O 
Reação com persulfato de amônio (2 mL 10%) em meio H2SO4 10% (1 mL). Adicionar gotas de 
sal de prata (AgNO3) como catalisador. 
Cr3+ + 3S2O8
2- + H2SO4 → Cr2O7- + 6SO42- 
 
f. Reação com acetato de sódio (NaAc) 
Não dá reação com acetato – diferença de alumínio e ferro. 
 
Reações do ferro (Fe3+): 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Fe3+ + NaOH → Fe(OH)3 
 
b. Reação com NH4OH 
Fe3+ + NH4OH → Fe(OH)3 
 
c. Reação com KCSN 
Fe3+ + KCSN → Fe(CSN)3 (vermelho) 
 
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d. Reação com acetato de sódio (NaAc) 
Fe3+ + NaAc → FeAc(OH)2 
Forma um precipitado marrom 
 
e. Reação com ferrocianeto de potássio 
Fe3+ + 3K4Fe(CN)6 → Fe4[Fe(CN)6]3 (azul da Prússia) 
 
Reações de cobalto (íon cobaltoso – Co2+) 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Co2+ + NaOH → Co(OH)NO3 
A frio precipita azul Co(OH)NO3. Adicionando-se um excesso forma-se Co(OH)2 rosado. Com 
aquecimento forma Co(OH)3 preto. O Co(OH)2 é solúvel em solução amoniacal devido à 
formação de complexo amoniacal. 
 
b. Reação com NH4OH 
Co2+ + NH4OH → Co(OH)2 
Solúvel em excesso do reagente. 
 
c. Reação com NaNO2 com sais de potássio em meio ácido acético diluído. 
d. Co2+ + NaNO2 → K[Co(NO2)6] 
Precipitado amarelo de cobaltinitrito de potássio. Adicionar excesso de nitrito de sódio e 
executar o teste com pequenas quantidades de cobalto. 
 
e. Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 
Co2+ + NH4SCN → [Co(SCN)4]2- 
Solução azul. Interfere no teste os íons Fe3+, que pode ser evitado adicionando um sal de fluoreto 
(forma complexo de ferro com fluoreto). 
Colocar em um tubo de ensaio pequena quantidade de solução diluída de Co2+, solução 
de ácido acético 20%, solução de NH4SCN e acetona. Observe a coloração azul da solução 
devido à formação de Co(SCN)4
2-. 
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Realizar o teste em presença de acetona, para evitar a instabilidade do complexo em meio 
aquoso. Para evitar a interferência de Fe3+ se estiver presente, adicionar íons fluoreto. Forma um 
complexo de FeF6
3+ incolor. 
A reação do Co2+ com SCN- é incompleta, devido a pouca estabilidade do complexo 
formado: 
 Co2+ + 4SCN- → Co(SCN)42- 
Adicionar SCN- em excesso. 
 
Reações de níquel (Ni2+): 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Ni2+ + NaOH → Ni(OH)2 
O Ni(OH)2 é solúvel em solução amoniacal devido à formação de complexo amoniacal. 
 
b. Reação com NH4OH 
Ni2+ + NH4OH → Ni(OH)2 
Solúvel em excesso do reagente. 
 
c. Dimetilglioxima – solução a 1% 
 
Precipitado vermelho. Reação característica. 
 
 
Reações de manganês (Mn2+): 
a. Reação com KOH ou NaOH 
Mn2+ + NaOH → Mn(OH)2 
 
b. Reação com NH4OH 
Mn2+ + NH4OH → Mn(OH)2 
Solúvel em presença de sais de amônio (cloreto de amônio) 
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c. Persulfato de amônio ou potássio 
Mn2+ + (NH4)2S2O8 + H2SO4 → MnO4- solução violeta 
Adicionar nitrato de prata para atuar como catalisador da reação. 
 
d. Reação com periodato de potássio 
Mn2+ + KIO3 + HNO3 (ou H2SO4) → MnO4- solução violeta 
Adicionar ácido nítrico ou sulfúrico, adiciona-se 0,2 g de periodato de potássio e ferver a solução 
até formar uma solução violeta de ácido permangânico. 
Se houver cloreto, eliminar com a adição de ácido sulfúrico ou nítrico antes de se processar a 
reação. 
 
 
ESQUEMA DE IDENTIFICAÇÃO PARA OS CÁTIONS DO GRUPO III 
Preparar uma mistura dos cátions Fe3+, Al3+, Cr3+, Ni2+, Co2+, Mn2+ e Zn2+. 
Aquecer à ebulição e adicionar primeiramente NH4Cl e depois hidróxido de amônio em 
excesso, até o meio ficar ligeiramente básico. Espere decantar e filtrar lavando a mistura de 
precipitados com solução a quente de NH4Cl a 1%. 
O sobrenadante contém os cátions Co2+, Ni2+ e Zn2+ na forma de complexos solúveis e 
parte do Mn2+. O precipitado contém os hidróxidos de Fe3+, Al3+, Cr3+ e Mn2+. 
Tratamento do precipitado: 
O precipitado contendo Ferro, Alumínio, Cromo e Manganês é transferido para um tubo 
de ensaio com o auxílio de solução de NaOH 20%, adiciona-se cerca de 1 ml de H2O2 e aquece-
se a ebulição por 5 minutos. Esperar para decantar e filtrar o precipitado lavando com água 
destilada quente. No precipitado que pode conter Fe(OH)3 e MnO2.xH2O identifica-se o ferro e o 
manganês diretamente sem separação. No sobrenadante que pode conter [Al(OH)4]
- e CrO4
2-, 
adiciona-se HCl diluído, trata-se com excesso de hidróxido de amônio e aquece-se a ebulição 
centrifugando em seguida. No sobrenadante testa-se a presença de crômio pela adição de BaCl2 
em meio tamponado e no precipitado identifica-se Al3+ como Al(OH)3. 
Tratamento do sobrenadante: 
 Separação do Zinco, Níquel, Cobalto e Manganês. 
 Ao sobrenadante, separa-se uma pequena parte (fazer o teste com quantidades 
pequenas) e adiciona-se algumas gotas de NH4OH e aquecer, adiciona-se excesso de nitrito de 
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sódio, KCl e pequena quantidade de ácido acético a 20% para a precipitação de cobalto na forma 
de cobaltinitrito de potássio. Ao filtrado, adiciona-se dimetilglioxima para a identificação de 
níquel. 
Em outra parte da amostra, adiciona-se fosfato de sódio diácido em meio amoniacal 
para a precipitação de zinco.