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Imaging the atomic orbitals of carbon atomic chains with field-emission electron microscopy I. M. Mikhailovskij, E. V. Sadanov, T. I. Mazilova, V. A. Ksenofontov, and O. A. Velicodnaja Physical Review: Accepted Thursday Sep 03, 2009 BALANÇO DE CARGAS: Números de oxidação Método 1: Estrutura de Lewis O H O Cl O O Ácido perclórico, HClO4 :: : : : : : : : : :: :: :: -2 -2 -2 -2+1 +7 Soma = 0 BALANÇO DE CARGAS: Números de oxidação Método 2: 1. Nos compostos, sempre é atribuído ao flúor um número de oxidação -1 2. Nos compostos, é atribuído ao oxigênio um número de oxidação -2 Excessões: Peróxido (O = -1) e Superóxido (O = -1/2) Fluoreto de oxigênio OF2 (O = +2); O2F2 (O = +1) 3. Nos compostos, é atribuído ao hidrogênio um número de oxidação +1 Excessão: Hidretos metálicos, NaH (H = -1) 4. Elementos combinados do grupo IA (metais alcalinos), IIA (alcalinos terrosos) e IIIA quase sempre exibem número de oxidação +1, +2 e +3, respectivamente. 5. Um átomo de um elemento em estado livre (não combinado) tem um número de oxidação igual a zero. 6. Um íon tem um número de oxidação igual a sua carga 7. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um composto é igual a zero. REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS A oxidação e a redução Oxidação = perda de elétrons Redução = ganho de elétrons Agente oxidante = causa a oxidação Agente redutor = causa a redução BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX Equações para reações redox sem solvente Etapa 1: Atribua número de oxidação a todos os átomos; Etapa 2: Observe quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos; Etapa 3: Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitária, determine o total de número de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitária; Etapa 4: Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação; Etapa 5: Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente balanceio os átomos que ganharam ou perderam elétrons; em segundo lugar, todos os átomos, à excessão de O e H; em terceiro, os átomos O; e, por último, os átomos de H. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX Equações para reações redox em soluções aquosas Etapa 1: Atribua número de oxidação a todos os átomos; Etapa 2: Observe quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos; Etapa 3: Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula unitária, determine o total de número de elétrons perdidos ou recebidos por fórmula unitária; Etapa 4: Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo agente redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo da equação; Etapa 5: Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons; em segundo lugar, todos os átomos, à excessão de O e H; em terceiro, os átomos O; e, por último, os átomos de H. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX Equações para reações redox em soluções aquosas Etapa 6: Balanceie a carga (a soma de todas as cargas iônicas) de maneira que seja a mesma em ambos os lados, adicionando H+ ou OH- (a) Se a reação ocorre em solução ácida, adicionar íons H+ ao lado deficiente em cargas positivas; (b) Se a reação ocorre em solução básica, adicionar íons OH- ao lado deficiente em cargas negativas; Etapa 7: Balanceie os átomos de O adicionando H2O ao lado apropriado. Verifique se os átomos de H estão balanceados agora. Etapa 8: Verifique se (1) o número de átomos de cada elemento e (2) a soma das cargas iônicas são iguais em ambos os lados da equação. Slide 1 Slide 2 Slide 3 Slide 4 Slide 5 Slide 6 Slide 7
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