oxidacaoreducao

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Reações químicas
Numa reação química ocorre a transformação de, pelo menos, uma substância em uma
nova, que tem propriedades químicas diferentes. 
Como se sabe se uma reação está a ocorrer?
• Emissão de calor ou luz;
• Formação de um precipitado;
• Libertação de um gás;
• Variação de cor;
• Variação na condutibilidade elétrica;
• Variações nas bandas ou picos num dado espectro;
• …
Reações químicas
Tipos de reações químicas
� Reações de combinação (síntese) 
A + B → AB
Involve a combinação de duas ou mais substâncias para formar um novo composto.
Exemplos: 
• Formação do brometo de alumínio: 2Al + 3Br2→ 2AlBr3
• Formação do cloreto de sódio: 2Na + Cl2→ 2NaCl
• Formação do óxido de zinco 2Zn + O2→ 2ZnO
• Formação de hidróxido de sódio 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Reações químicas
� Reações de simples deslocamento ou substituição
AB + C → AC + B
Neste tipo de reação um elemento num composto é substituído por outro elemento.
Exemplos:
• Redução do CuO: C + 2CuO → 2Cu + CO2
• Formação de prata Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag
� Reações de duplo deslocamento (dupla-troca ou metátese)
Os íons de dois compostos trocam entre si para formar novos compostos. 
AB + CD → AC + BD
Exemplos:
• CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 + H2O (chuvas ácidas)
• Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3
• AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
• H2SO4 + NaOH→ Na2SO4 + H2O (reação ácido-base)
Reações químicas
� Reações de decomposição
AB → A + B
Neste tipo de reação um composto é decomposto em substâncias mais simples.
Exemplos:
• Eletrólise da água: 2H2O → 2H2+ O2
https://www.youtube.com/watch?v=OTEX38bQ-2w
• Decomposição da água oxigenada (peróxido de hidrogênio): 2H2O2→ 2H2O + O2
• Decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3→ CaO + CO2
Reações químicas
Reações de oxidação-redução
Reações de oxidação-redução ou redox ou oxi-redução são reações de transferência eletrônica.
Exemplo 1: 
Esta reação pode ser decomposta em semi-reações: 
Semi-equação de oxidação
Semi-equação de redução
Reações de oxidação-redução
Mg é o agente redutor
O2 é o agente oxidante
O número de elétrons envolvidos na oxidação é igual ao da redução.
Exemplo 2: 
Semi-equação de redução
Semi-equação de oxidação
Reações de oxidação-redução
Número de oxidação ou estado de oxidação: número de cargas elétricas que um átomo tem 
numa molécula (ou composto iônico), admitindo que os elétrons são transferidos
completamente durante a formação da ligação química para o elemento mais eletronegativo.
Exemplos:
Aumento do número de oxidação⇔ oxidação
Diminuição do número de oxidação⇔ redução
Reações de oxidação-redução
Regras para atribuição dos números de oxidação (NO)
1. Os elementos livres (não com combinados com outros elementos) têm NO zero. Exemplos: 
H2, Br2, Na, O2, P4 têm NO = 0. 
2. Para íons compostos por apenas um átomo, o NO é igual à carga do íon. Li+, Fe3+, I-, O2- têm
NO +1, +3, -1 e -2, respetivamente. Os metais alcalinos têm NO +1, os metais alcalinos-
terrosos +2 e o alumínio +3 em todos os seus compostos.
3. O estado de oxidação do oxigênio, na maioria dos compostos, é -2. No íon peróxido (O2
2-) é 
de -1 e no íon superóxido, O2
-
, é de -1/2. 
4. O estado de oxidação do hidrogênio é +1, exceto nos hidretos metálicos (LiH, CaH2, etc), 
que é de -1.
5. O flúor tem NO -1 em todos os seus compostos. Os restantes halogenetos têm NO 
negativos. Quando combinados com o oxigênio, por exemplo nos oxoácidos, têm NO 
positivos.
6. Numa molécula neutra, a soma dos NOs é zero. Nos íons poliatômicos, a soma dos NO é 
igual à carga do íon.
Atribua os números de oxidação de todos os elementos nos
seguintes compostos: 
a) Li2O
b) HNO3
c) Cr2O7
2-
d) PF3
e) CaH2
f) MnO4
-
g) K2[PtCl4]
Reações de oxidação-redução
Reações de oxidação-redução
Tipos de reações redox
Reações de combinação: duas ou mais substâncias se combinam para formar um único
produto. 
Reações de decomposição: uma substância se decompõe em dois ou mais produtos.
Reações de oxidação-redução
Reações de combustão: quando uma substância reage com o oxigênio, geralmente com 
libertação de calor e luz.
Reações de deslocamento: um íon ou um átomo num composto é substituído por outro 
íon ou átomo de outro elemento:
1. Reações de deslocamento de hidrogênio
Reações de oxidação-redução
2. Reações de deslocamento de metais
Exemplo 1: 
Exemplo 2: 
Reações de oxidação-redução
3. Reações de deslocamento de halogênios
Poder oxidante:
Reações de desproporcionamento ou de dismutação: um elemento num dado estado de 
oxidação sofre oxidação e redução simultameamente.
Classifique as seguintes reações redox, indicando as variações nos números de 
oxidadação dos elementos: 
(a) 2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g)
(b) 6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s)
(c) Ni(s) + Pb(NO3)2(aq) → Pb(s) + Ni(NO3)2(aq)
(d) 2NO2(g) + H2O(l)→ HNO2(aq) + HNO3(aq)
Reações de oxidação-redução
Reações de oxidação-redução
Balanceamento das equações redox
1. Método das semi-reações
2. Método da variação do número de oxidação
Reações de oxidação-redução
Eletroquímica: ramo da química que estuda a interconversão de energia
química e energia elétrica. 
As células galvânicas também são designadas por células voltaicas. 
(Luigi Galvani e Alessandro Volta)
O seu estudo pode ser dividido em duas partes: 
1. células galvânicas (pilhas e baterias) → reações espontâneas de 
oxidação-redução produzindo corrente elétrica
2. células eletrolíticas (eletrólise) → corrente elétrica é necessária 
para ocorrer as reações de oxidação-redução (não espontâneas)
Reações de oxidação-redução
1ª Pilha – Alessandro Volta (1800)
• Constituída por conjuntos de duas placas metálicas, de Zn e Cu, chamadas 
ELÉTRODOS e por algodão embebido em solução ELETROLÍTICA.
Cada conjunto de placas e algodão forma uma célula.
Reações de oxidação-redução
A célula de Daniell
As barras de zinco e cobre são chamados de elétrodos. 
Ânodo: elétrodo onde ocorre a oxidação (pólo negativo)
Cátodo: elétrodo onde ocorre a redução (pólo positivo). 
Para a célula de Daniell, as semi-reações que ocorrem nos elétrodos são:
Reações de oxidação-redução
E a reação global será:
Semi-reação anódica:
Semi-reação catódica:
Ponte salina completa o circuito elétrico, por onde os ânions e os cátions se movem
de um compartimento para outro, de forma a compensar o excesso de cátions no 
ânodo e o excesso de ânions no cátodo. É constituída por um solução eletrolítica de 
KCl ou NH4NO3 ou outro elétrolito (não reativos com outros íons em solução nem com 
com os elétrodos). 
Reações de oxidação-redução
A corrente elétrica dá-se do ânodo para o cátodo. 
A diferença do potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo é medida por um voltímetro e é 
chamada de potencial da célula.
As células galvânicas podem ser representadas por um diagrama da célula.
Exemplo: célula de Daniell
Reações de oxidação-redução
Reações de oxidação-redução
Potenciais de redução padrão
Elétrodo padrão de hidrogênio: SHE
Eo: Potencial padrão de redução: voltagem associada à reação de redução
quando a concentração dos solutos é igual a 1 M, os gases estão a 1 atm e a 
temperatura é de 298 K.
Eopara o hidrogênio é definido como zero.
SHE é usado na determinação de outros potenciais de redução.
Reações de oxidação-redução
Elétrodo de zinco (ânodo) e SHE (cátodo)
SHE (ânodo) e elétrodo de cobre (cátodo)
Reações de oxidação-redução
Caso do zinco:
Reações de oxidação-redução
Caso do cobre:
Reações de oxidação-redução
Para reação: 
Valores positivos de ������	indicam que a reação direta é favorecida.
Sérieeletroquímica
1. Uma célula galvânica é formada por num elétrodo de Mg numa solução de 
Mg(NO3)2 1.0 M e por um elétrodo de Ag mergulhado numa solução de 
AgNO3 1.0 M. Calcule o potencial padrão de redução desta célula a 25
0C.
2. Preveja se as seguintes reações ocorrem espontaneamente em solução 
aquosa e a 25 0C. Assuma que as concentrações são de 1.0 M.
a) Ca(s) + Cd2+(aq) → Ca2+(aq) + Cd(s)
b) 2Br-(aq) + Sn2+(aq) → Br2(l) + Sn(s)
c) 2Ag(s) + Ni2+(aq) → 2Ag+(aq) + Ni(s)
Reações de oxidação-redução
Exercícios:
Reações de oxidação-redução
Termodinâmica das reações redox
Wele – trabalho elétrico realizado
F – constante de Faraday: carga de um mole de elétrons = 9.6485x104 C/mol e-
Ecell – potencial da célula
n – número de moles de elétrons envolvidos na reação redox
Energia elétrica = carga x potencial
Wele = - nFEcell
∆∆∆∆G - energia livre de Gibbs: quantidade de energia disponível para realizar trabalho
∆∆∆∆G = Wele = - nFEcell
Reações de oxidação-redução
∆∆∆∆G = - nFEcell
∆∆∆∆G <<<< 0 →→→→ Reação espontânea ⇒⇒⇒⇒ Ecell >>>> 0 
Para reações no estado padrão (1 M ou 1 atm)
∆∆∆∆Go = - nFEocell
e 
∆∆∆∆Go = - RT ln K
nFEocell= RT ln K
Reações de oxidação-redução
Reações de oxidação-redução
O efeito da concentração no potencial da célula
Equação de Nernst
Usada na determinação do potencial da célula em condições diferentes das condições padrão. 
Reações de oxidação-redução
Exemplo: Célula de Daniell
Reações de oxidação-redução
Baterias
São células galvânicas ou uma série de células galvânicas, usadas como fonte de 
corrente elétrica, a potencial constante.
Funcionam de uma maneira semelhante às células galvânicas já descritas, com a 
vantagem de serem compactas.
Exemplos: 
� Pilha seca comum
� Pilha alcalina
� Bateria de mercúrio
� Bateria de chumbo
Pilha seca comum
• 1866 - George Leclanché 
• Atualmente utilizada em rádios portáteis, brinquedos, relógios, lanternas 
etc.
Reações de oxidação-redução
Reação global
Pilha alcalina
Semelhante à pilha de Leclanché. A diferença é que sua mistura eletrolítica 
contém KOH, uma base forte que substitui o NH4Cl das pilhas comuns.
Vantagens
� Maior voltagem (NH3 adsorve na barra de grafite e diminui a 
condutibilidade);
� Elétrodo de Zn é mais estável em meio básico;
� Eletrólito alcalino impede que reações paralelas ocorram quando a pilha 
não está em uso.
Reações de oxidação-redução
-
-
Reações de oxidação-redução
Bateria de mercúrio
Isolamento
Cátodo (aço)
Ânodo (Zn)
Solução eletrolítica contendo
KOH e uma pasta de Zn(OH)2 e 
HgO
• Voltagem mais constante (1.35 V) devido a reação
ter apenas produtos sólidos;
• Período de vida maior.
• Mais cara que as anteriores;
� Largamente usada em medicina (pacemakers, 
aparelhos de ouvido) e em eletrônica.
Reações de oxidação-redução
Bateria de chumbo
• Constituída por 6 células idênticas
em série;
• Produz uma voltagem de 12 V;
• Usada nos automóveis;
• Recarregável (por aplicação de uma
voltagem externa: eletrólise).
Reações inversas ocorrem durante o carregamento.