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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.
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