Aula 4 2014 2

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Equações Químicas 
Reagentes produtos 
Na + H2O NaOH + H2 
Uma equação química descreve um processo químico e deverá estar 
sempre balanceada, ou seja, o mesmo número de átomos em ambos os 
lados. Uma equação química balanceada simboliza as mudanças 
qualitativas e quantitativas que ocorrem em uma reação química. Os 
coeficientes estequiométricos mostram os números relativos de mols dos 
reagentes e produtos que tomam parte da reação, ex: 
CaCO CaO + CO2 
H3BO3 H2O + B2O3 
Algumas vezes uma substância catalisadora participa da reação mas 
depois é retirada na íntegra: 
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 
V2O5 
O estado físico do reagente também pode ser acrescentado na equação. 
Exercícios para fixar: 
(1) Escreva e balanceie a equação química da combustão de hexano líquido a 
dióxido de carbono gasoso e água gasosa. 
(2) Balanceie a equação Cu + SO2 CuO + S 
(3) NaCl + SO3 + H2O Na2SO4 + HCl 
(4) Ca3(PO)4 + SiO2 + C CaSiO3 + CO + P4 
Soluções aquosas de sais: solubilização, ionização, precipitação 
Sais são compostos que ao se dissolver em água resultam em íons. Estes íons 
ficam rodeados por moléculas de água e a este processo denominou-se 
solvatação. Ao processo de “quebra” do cristal iônico e formação dos 
respectivos íons denomina-se ionização. Esta solvatação dos íons faz com que 
o sal dissolva e “desapareça” em solução. 
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 
Íons solvatados em movimento 
dinâmico constante 
Íons presos uns aos outros 
na rede cristalina 
+ 
+ 
O que acontenceu neste processo? 
+ 
+ 
O que acontenceu neste processo? 
precipita como um sólido 
fica dissolvido na 
solução sobrenadante 
Solução A Solução B 
A formação de compostos com baixa solubilidade no meio da reação (muitas 
vezes aquosa) pode ser utilizada para retirar um determinado componente 
da reação e também para efetuar uma análise quantitativa de um dos 
componentes da solução. 
precipita como um sólido 
fica dissolvido na 
solução sobrenadante 
Eletroquímica – conceitos e balanceamento 
Durante uma reação química alguns compostos podem transferir 
espontaneamente elétrons para os átomos ou compostos 
participantes. 
 
A área da química que estuda estas reações espontâneas e o uso 
da transferência controlada de elétrons gerados quimicamente é 
denominada Eletroquímica. 
Processos REDOX são usados em todas as áreas: 
Ciências da vida: 
A regulação bioquímica de organismos vivos. 
Envelhecimento. 
Morte celular (apoptose). 
Estudos têm associado processos redox com diversas patologias incluindo 
o câncer. Uma grande limitação do estudo de processos redox diz respeito 
às dificuldades na sua quantificação em sistemas biológicos. 
Sensores eletroquímicos para detecção de agentes patológicos. 
 
 
Exemplo: Estudo da degradação dos corantes têxteis reativo azul 19 e 
black 5 via H2O2 ELETROGERADO e ELETROFENTON (H2O2 
ELETROGERADO/FENTON) e via eletroxidação direta em eletrodos de 
TI/DDB 
Meio ambiente: uso de reações REDOX para degradar substâncias 
tóxicas ao meio ambiente 
Retirado de: http://graduacao.iqsc.usp.br/files/CTE-e-fosforila%C3%A7%C3%A3o-oxidativa.pdf 
Troca de elétrons entre espécies envolvem processos de 
oxidação e redução (oxi-red) 
Glicohemoglobina (HbA1c) 
Glicose + hemoglobina 
Células 
sanguíneas 
vermelhas 
HbA1c é um marcador utilizado para se quantificar 
hemoglobina glicolizada no sangue. A HbG é se forma 
quando açúcar se liga à hemoglobina no sangue. 
Diabetes: teste para HbA1c 
HbA1c pode ser digerida até a formação de um peptídeo pequeno 
glicolisado denominado frutosil-valina (FV) a qual pode ser oxidada 
pela enzima fructosilamina oxidase (FAO). O ensaio enzimático baseia-
se na oxidação da FV. 
eletrodo 
Sensor eletroquímico para HbA1c 
Valina Frutosilada 
A
u
m
e
n
to
 d
a
 c
o
rr
e
n
te
 [
n
A
] 
Concentração da Frutosil-valina [mM] 
Curva de calibração para o sensor amperimétrico de fructosilamina 
aplicando PVI (polivinil imidazol) como agente catalisador em 
solução tampão pH 7.0; (Sode et al, 2001) 
 HbA1c como indicador de Diabete 
Processos REDOX são usados em todas as áreas: 
Ciências da vida: 
A regulação bioquímica de organismos vivos. 
Envelhecimento. 
Morte celular (apoptose). 
Estudos têm associado processos redox com diversas patologias incluindo 
o câncer. Uma grande limitação do estudo de processos redox diz respeito 
às dificuldades na sua quantificação em sistemas biológicos. 
Sensores eletroquímicos para detecção de agentes patológicos. 
 
 
Exemplo: Estudo da degradação dos corantes têxteis reativo azul 19 e 
black 5 via H2O2 ELETROGERADO e ELETROFENTON (H2O2 
ELETROGERADO/FENTON) e via eletroxidação direta em eletrodos de 
TI/DDB 
Meio ambiente: uso de reações REDOX para degradar substâncias 
tóxicas ao meio ambiente 
Luigi Galvani 
(1737-1798) 
Foi o primeiro que estudou a 
natureza da eletricidade... 
Luigi Galvani (1737-1798) nasceu em Bolonha na Itália, no dia 9 de setembro 
de 1737. Quando jovem pensava em dedicar-se ao sacerdócio, mas foi atraído 
pelas ciências naturais. Estudou medicina, dedicando-se em particular aos 
estudos anatômicos. Formou-se com 22 anos e depois de três anos foi 
nomeado professor de Anatomia na Universidade de Bolonha. 
Dedicou-se às pesquisas, repetia exaustivamente suas experiências antes de 
expô-las à curiosidade geral. Observou atentamente as reações das rãs, sob a 
ação de estímulos elétricos. Em 1762, casa-se com Lúcia Galeazzi, filha de seu 
professor de cirurgia. 
 
Em 1980, Galvani e seus alunos, ao dissecarem uma rã com um bisturi, 
percebem que o animal embora morto, se contraía violentamente. Galvani 
concluiu que bastava tocar os músculos da rã com um instrumento feito com 
dois metais diferentes, para que as contrações ocorressem. Deduziu que o 
corpo da rã continha uma carga elétrica. Denominou essa força de 
"eletricidade animal". Sua nova teoria foi publicada no livro "Sobre a força da 
eletricidade nos movimentos musculares“. 
Biografia 
Luigi Galvani despertou com seu livro, a atenção do professor Alessandro Volta, 
que dedicou-se ao estudo da "eletricidade animal" e descobriu que a rã não 
produzia eletricidade, mas apenas reagia ao estímulo elétrico. Surgia uma disputa 
entre os dois pesquisadores. 
Os últimos anos da vida de Galvani foram difíceis. A Itália foi invadida por 
Napoleão e em 1797 foi proclamada na Bolonha, a República Cisalpina. Galvani 
recusou-se a prestar juramento ao Novo Estado e em consequência foi demitido 
do cargo de professor na Universidade de Bolonha. Sem trabalho, muda-se para a 
casa de um irmão. 
Em 1799, um ano após a morte de Galvani, o professor Volta consegue provar 
definitivamente a sua tese, ao descobrir que a reação da rã se dava em razão da 
presença de ácidos no corpo do animal, concluindo que o contato dos metais 
umedecidos com ácido é que produziam a corrente elétrica. Estava descoberto o 
princípio da bateria. A eletricidade que ela produz foi denominada "corrente 
galvânica". Galvani deixou importantes estudos sobre anatomia comparada, que 
foram reunidos e editados após sua morte. 
Luigi Galvani morreu em Bolonha, Itália, no dia 4 de dezembro de 1798. 
Potencial eletroquímico 
Ordem de reatividade dos metais e outras espécies químicas 
Numa reação redox 
Para onde vai a bola espontaneamente? 
Ordem de reatividade dos metais e outras espécies químicas 
Em geral os metais são elementos que possuem alta eletropositividade e na 
presença de ametais, p. ex.,apresentam forte tendência a doar elétrons formando 
cátions. São elementos que sofrem oxidação e se comportam como agentes 
redutores. 
Um metal é mais reativo que outro quando, perante um ametal, apresenta maior 
tendência a doas elétrons ou maior eletropositividade. 
Cuo + Zn2+ não ocorre reação espontaneamente 
 
Por que? 
(olhe na tabela do potencial de eletronegatividade a seguir) 
Cela eletroquímica 
oxidação Perda de elétrons 
Exemplo: 
 Cuo - 1e- Cu1+ 
Definição: 
Cuo Cu1+ 
 
+ 1e- (forma correta de 
representar a perda do e-) 
Exemplo: 
 Cu2+ + 1e- Cu1+ 
ganho de elétrons 
Ocorreu a redução do déficit de elétrons que o cobre tinha em relação ao 
cobre metálico completamente reduzido (Cuo) 
Cu+ + 1e- Cuo 
redução 
REAÇÃO REDOX: são aqueles processos químicos que envolvem 
TRANSFERÊNCIA (troca) de ELÉTRONS de uma molécula, átomo ou 
íon para outro reagente. 
AGENTE OXIDANTE ou oxidante: substância que promove uma oxidação ao 
mesmo tempo em que ela se reduz no processo: bom aceitador de elétrons. 
 
AGENTE REDUTOR ou redutor: substância que doa elétrons promovendo a 
redução de outra substância e ela é oxidada no processo: bom doador de elétrons. 
 
Ex. 
 Fe3+ + Cu+ Fe2+ + Cu2+ 
 Ag. Oxidante Ag. Redutor 
 
As reações redox acontecem SIMULTANEAMENTE: sempre deve haver um redutor 
que doe elétrons e um oxidante que os aceite. 
SISTEMAS REDOX 
 
 
Toda reação redox está formada pela soma de duas SEMI-REAÇÕES: 
 
SEMI-REAÇÃO de redução do OXIDANTE e SEMI-REAÇÃO de oxidação do REDUTOR. 
 
 
Uma semi-reação ou meia-reação de oxidação é uma forma conceitual de representar 
uma reação de oxidação; os elétrons nunca estão livres, na realidade. Na eq. de uma 
meia-reação de oxidação os elétrons aparecem sempre no lado direito da seta. 
As espécies oxidada e reduzida juntas, formam um par redox. No exemplo abaixo 
Zno + 2Ag+ (aq) Zn2+(aq) + 2Ago 
A oxidação do zinco é descrita como: 
 Zno Zn2+(aq) + 2e- 
O par redox é Zn2+ e Zn, representado por Zn2+/Zn (Ox/Red) 
Por outro lado, a redução da prata é descrita como: 
 Ag+(aq) + e- Ago 
Esta meia reação também é conceitual: os elétrons nunca estão realmente 
livres. Na equação de uma meia-reação de redução, os elétrons ganhos 
sempre aparecem à direita da seta. 
Neste exemplo o par redox é: Ag+/Ag 
As meias reações expressam as duas contribuições (oxidação e redução) 
de uma reação redox completa. 
2MnO4 
- + 6H+ + 5H2O2  2Mn
2+ + 5O2 + 8H2O 
2La+3 + 3Na2C2O4  La2(C2O4)3 + 6Na
+ 
2BrCl(g) + H2(g)  Br2(g) + 2HCl(g) 
Hg2+ + 2SCN-  Hg(SCN)2(aq) 
H2O2(aq)  H2O(l) + O2(g) 
Ca3(PO4)2(s) +SiO2(s) + C(s)  CaSiO3(s) + CO(g) + P4(s) 
 KClO3 + Na2SnO2  KCl + Na2SnO3 
 
 
Exercício: Quais são as semi-reações envolvidas nesta reação redox? 
Quem recebe e doa elétrons? 
BrO3
- + F2(g)  BrO4
- + F- 
compostos 
Diferentes arranjos entre os 
átomos resultam em diferentes 
propriedades macroscópicas 
Valência dos átomos 
Regra do octeto 
Número de oxidação 
Carga formal 
Valência dos átomos 
 
 
Regra do octeto 
 
 
Número de oxidação 
 
 
Carga formal 
Configuração eletrônica 
Valência dos átomos 
 
 
Regra do octeto 
 
 
Número de oxidação 
 
 
Carga formal 
Configuração eletrônica 
Localização do elemento na 
 tabela periódica 
Valência dos átomos 
 
 
Regra do octeto 
 
 
Número de oxidação 
 
 
Carga formal 
Configuração eletrônica 
Localização do elemento na 
 tabela periódica 
Compostos iônicos 
 Tabela Periódica 
+1 
+2 
+3 
+4, -4 
-3 
- 2 
- 1 
- 1 Elementos de transição: 
valências variáveis 
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA gases nobres 
H He 
 
Li Be B C N O F Ne 
 
Na Mg Al Si P S Cl Ar 
 
K Ca Se Br Kr 
 
Rb Sr Te I Xe 
 
Cs Ba 
 importância dos “elétrons de valência”! 
 existem configurações eletrônicas mais estáveis que outras 
Regra do octeto 
Revisando: estrutura atômica e os diferentes modelos de 
configuração eletrônica (e surgimento de orbitais) 
Átomo de Bohr (*) 
Mecânico-ondulatório (**) 
-13,6 
E
n
e
rg
ia
 (
e
V
) 
n=1 
n=2 
n=3 
1s 
2s 
2p 
3d 
3p 
3s 
Átomo de H 
(*) (**) 
Revisando: estrutura atômica e os diferentes modelos de 
configuração eletrônica (e surgimento de orbitais) 
Átomo de Bohr (*) 
Mecânico-ondulatório (**) 
-13,6 
E
n
e
rg
ia
 (
e
V
) 
n=1 
n=2 
n=3 
1s 
2s 
2p 
3d 
3p 
3s 
Átomo de H 
(*) (**) 
A
u
m
e
n
to
 d
a
 e
n
e
rg
ia
 
Lembrando: Ligações Iônicas - forças coulômbicas 
Ocorrem em compostos contendo elementos metálicos e não metálicos, ex. NaCl 
Observação: a regra do octeto é observada em compostos iônicos 
Determine de cada uma das configurações eletrônicas abaixo 
pertence a um gás inerte, um halogênio, um metal alcalino, um 
metal alcalino terroso ou a um metal de transição: 
(a)1s22s22p63s23p63d74s2 
 
(b) 1s22s22p63s23p6 
 
(c) 1s22s22p5 
 
(d) 1s22s22p63s2 
 
(e) 1s22s22p63s23p63d24s2 
 
(f) 1s22s22p63s23p64s1 
 
Exercício: 
Rever em casa: Número de oxidação (Nox) 
Como balancear equações redox 
O balanceamento das equações de reações redox por simples inspeção pode 
ser um verdadeiro desafio, especialmente as que ocorrerem em água, que 
pode estar envolvida na reação, nas quais temos de incluir H2O, H
+ ou OH-. 
 
É estratégico separar as equações em semi-reações de oxidação e redução. 
Podemos então balancear separadamente as meias-reações e depois somá-
las para obter a equação balanceada da reação total. 
Balanceamento de uma reação redox em solução ácida 
Exemplo: MnO4
-(aq) + H2C2O4(aq) Mn
2+(aq) + CO2(g) 
Resolva a meia-reação de redução 
Para isso verifique a variação de Nox 
Escreva a reação simplificada da redução 
Balanceie os elementos exceto H e O 
Balanceie os átomos de O e H adicionando H2O 
Balanceie os átomos de H adicionando H+ 
Balanceie as cargas adicionando elétrons 
Identifique as espécies que estão sendo oxidadas 
Escreva a meia-reação de oxidação 
Balanceie os elementos, exceto H e O 
Balanceie os átomos de O e H adicionando H2O 
Balanceie os átomos de H adicionando H+ 
Balanceie as cargas adicionando elétrons 
E 
T 
A 
P 
A 
S 
Escreva a equação global (balanceando os e-) 
Balanceamento de uma reação redox em solução básica 
Testem com este exemplo: 
 
 Cr(OH)3 + ClO3
-  CrO4
2- + Cl- 
Resolva a meia-reação de redução 
Para isso verifique a variação de Nox 
Escreva a reação simplificada da redução 
Balanceie os elementos exceto H e O 
Balanceie os átomos de O adicionando H2O 
Cancele as espécies idênticas dos lados opostos da seta 
Balanceie as cargas adicionando elétrons 
Identifique as espécies que estão sendo oxidadas 
Escreva a meia-reação de oxidação 
Balanceie os elementos, exceto H e O 
Balanceie os átomos de O adicionando H2O 
Cancele as espécies idênticas dos lados opostos da seta 
Balanceie as cargas adicionando elétrons 
E 
T 
A 
P 
A 
S 
Escrevaa equação global (balanceando os e-) 
Para cada átomo de H que for 
necessário adicione uma 
molécula de H2O no lado de 
cada equação que precisa de 
Hidrogênio e um íon OH- no 
lado oposto 
Exercícios: 
 
Identifique o agente oxidante e redutor em cada reação. Balanceie as equações. 
 
Estas ocorrem em meio ácido: 
 
SeO3
2-(s) + ClO3
-(aq) SeO4
2-(aq) + Cl2(g) 
Au(s) + SeO4
2-(aq) Au3+(aq) + SeO3
2-(aq) 
H2SbO3
2-(s) + Zn(s) SbH3(aq) + Zn
2+(aq) 
Ni2+ + IO4
- Ni3+ + I- 
Ca(s) + Cr2O7
2- Ca2+ + Cr3+ 
 
Estas ocorrem em meio básico: 
 
CH3OH + MnO4
- CO3
2- + MnO4
2- 
Bi(OH)3 + Sn(OH)3
– Sn(OH)6
2– + Bi(S) 
Zn(s) + NO3
- Zn(OH)4
2- + NH3(g) 
ClO- + CrO2
- Cl- + CrO4
2-