Buscar

15 Reações de óxido-redução

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes
Você viu 3, do total de 17 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes
Você viu 6, do total de 17 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes
Você viu 9, do total de 17 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você também pode ser Premium ajudando estudantes

Prévia do material em texto

15AULA
Meta da aulaMeta da aula
Conceituar os fenômenos de oxidação e redução.
Reações de óxido-redução
Ao fi nal desta aula, você deve ser capaz de:
 Calcular número de oxidação (nox).
 Determinar semi-reação de oxidação e redução.
 Determinar oxidante e redutor.
 Balancear equação de óxido-redução.
ob
jet
ivo
s
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
8 CEDERJ
INTRODUÇÃO
Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro.
Você já deve ter observado que objetos de prata, como faqueiros e bandejas,
escurecem após fi carem expostos à atmosfera. Os pregos e ferramentas também 
enferrujam, ao serem usados freqüentemente, com o decorrer do tempo. 
Estes fenômenos são exemplos de reações de óxido-redução. Estas reações
são processos químicos muito importantes, remetendo a dois fenômenos 
simultâneos: OXIDAÇÃO e REDUÇÃO .
No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar
a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e
nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado,
de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma
espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie
perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado
redução.
Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas 
óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a
espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha
elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas
reações?
Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante
sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito
utilizado em fogos de artifício.
O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon
Mg2+. Isto signifi ca que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou
seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons,
transforma-se em íons O2–, reduzindo-se.
OX I D A Ç Ã O
Perda de elétrons.
RE D U Ç Ã O
Ganho de elétrons.
CEDERJ 9
Figura 15.2: Fogos de artifício.
2 Mg + O2Æ 2 MgO
 2 MgÆ 2 Mg2+ + 4 e– (semi-reação de oxidação)
O2 + 4 e
–Æ 2 O2– (semi-reação de redução)
O oxigênio, substância que aceitou elétrons, é denominado agente
oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já
o magnésio é o agente redutor, pois foi a substância que perdeu elétrons,
propiciando a redução do oxigênio.

Lembre-se: Agente Oxidante é a espécie que se reduz e Agente Redutor é a espécie que 
se oxida.
!
Mas como saber qual foi o elemento que perdeu e qual ganhou
elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos
elementos um número de oxidação (nox).
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando
participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos,
recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de
oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes.
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
10 CEDERJ
Número de oxidação nos compostos iônicos
Na maioria dos estudos de Química, quando queremos trabalhar 
com um composto iônico quase sempre exemplifi camos com o NaCl 
(cloreto de sódio). Devido a sua aplicabilidade imediata no nosso 
cotidiano, este realmente é um excelente exemplo. Para enriquecer nossos 
conhecimentos, vamos defi nir número de oxidação nos compostos iônicos 
com um outro exemplo também interessante: o fl uoreto de potássio, 
utilizado em alguns países na prevenção da cárie dental.
Considerando uma ligação estabelecida entre o potássio (K) e o 
fl úor (F), temos:
 K, um metal alcalino (Grupo IA). Ele possui 1(um) elétron na 
camada de valência e apresenta baixa afi nidade eletrônica.
 F, um halogênio (Grupo VIIA). Ele possui 7 (sete) elétrons na 
camada de valência e apresenta alta afi nidade eletrônica.
doa 1
elétron recebe
1 elétron
O potássio doa um elétron, originando um cátion potássio (K+); 
passa, desta forma, a apresentar uma carga +1. Então, diz-se que o 
número de oxidação (nox) do potássio é igual a +1. Por outro lado, o 
fl úor recebe 1 elétron, originando o ânion fl uoreto (F–), que apresenta 
uma carga –1. Logo, seu nox é igual a –1.
Número de oxidação nos compostos covalentes
Nos compostos covalentes, não ocorre transferência de elétrons,
e sim compartilhamento. Dessa maneira, pode-se dizer que não há 
aparecimento de cargas. Porém, sabendo que o par eletrônico está 
mais deslocado para o elemento mais eletronegativo, admite-se que 
o par eletrônico “passa” a fazer parte da eletrosfera deste elemento 
mais eletronegativo. Sendo assim, adota-se como negativo o número de
oxidação do elemento que “puxou” elétrons, e como positivo o elemento 
que “perdeu” elétrons.
CEDERJ 11
Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e
o Bromo (Br), temos:
 o H, que possui 1 (um) elétron na camada de valência e tem,
segundo a tabela de Linus Pauling, o valor de eletronegatividade
igual a 2,1.
 o Br, um halogênio (Grupo VII A). Ele possui 7 (sete) elétrons
na camada de valência e seu valor de eletronegatividade é 2,8,
segundo a mesma tabela de eletronegatividade.
Na molécula de HBr, um par de elétrons é compartilhado pelos
dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo
de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo.
Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto o
hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, e
do hidrogênio é +1.
Regras práticas para determinação do número de oxidação
Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas
para a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serão
úteis a você:
1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual
a zero.
Exemplo: Vejamos o acaso do O2. Como os dois átomos
apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do
par eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então,
o nox do oxigênio é zero.
2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
Exemplo: O2– nox = –2
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
12 CEDERJ
3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um 
composto é sempre igual a zero.
Exemplo: Ca+2 F2
-1
(+2 x 1) + (-1 x 2) = 0
4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox 
é igual à carga do íon.
Exemplo: MnO4
–
(+7 x 1) + (-2 x 4) = -1
5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam
nox = +1.
6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre
apresentam nox = +2.
7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox 
= +3, Ag nox= +1.
8º. O fl úor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = –1.
9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a 
um elemento mais eletronegativo; e nox = –1, quando ele for o elemento 
mais eletronegativo.
10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = –2.
Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns 
íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o 
nox desses elementos:
a. SF6 S nox = x (?)
F nox = –1 x 6 = –6
Como x –6 = 0, logo x = +6
b. H2AsO4
– H nox = +1 x 2 = +2
As nox = x (?)
O nox = –2 x 4 = –8
Como +2 +x –8 = –1, logo x = +5
CEDERJ 13
c. C2H4O2 C nox = x (?)
H nox = +1 x 4 = +4
O nox = –2 x 2= –4
Como x + 4 – 4 = 0, logo x = 0
1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintesíons
ou compostos:
a. BrO3
- ( )
b. C2O4
2- ( )
c. F2 ( )
d. CaH2 ( )
ATIVIDADE
Agora podemos identifi car uma reação de óxido-redução!
Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco:
2 HCl + ZnÆ ZnCl2 + H2
Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução,
é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentes
na equação.
2 H+1Cl–1 + Zn0Æ Zn+2Cl2–1 + H2 0
Zn0 Æ Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2
elétrons;
H+1Æ H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou
1 elétron.
Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox
–1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox,
no segundo membro.
Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agente
redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução,
é chamado agente oxidante.
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
14 CEDERJ
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES REDOX
Quando usamos talher de prata para comer alimentos que 
contêm cebola, ou outra fonte de enxofre, com o tempo vai se formar
uma camada preta de sulfeto de prata sobre a superfície do talher. Um 
método simples de limpeza consiste em colocar o talher em uma panela
de alumínio e cobri-lo com água e pequenos pedaços de sabão de coco,
aquecendo esse sistema por alguns minutos. Ao fi nal de um certo tempo, 
a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos 
é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação:
Ag2S + AlÆ Ag + Al2S3
Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente, 
apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de 
enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação
não está balanceada.
A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de 
redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução,
e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coefi cientes 
da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das 
massas e das cargas elétricas.
2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identifi car cada 
afi rmativa a seguir como verdadeira ou falsa.
a. Oxidação signifi ca ganhar elétrons. ( )
b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( )
c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( )
d. Redução signifi ca perder elétrons. ( )
e. Numa oxi-redução, o número de elétrons recebidos é igual ao
número de elétrons cedidos. ( )
f. Redutor é o elemento ou substância que se reduz. ( )
3. Quando um íon potássio passa a potássio metálico, podemos afi rmar 
que ocorreu:
a. Redução do íon potássio. ( )
b. Oxidação do íon potássio. ( )
c. Oxi-redução do íon potássio. ( )
d. Perda de um elétron no íon potássio. ( )
ATIVIDADES
CEDERJ 15
Vamos exemplifi car com a reação entre o sulfeto de prata e o
alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente
devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação:
Ag+12S
–2 + Al0Æ Ag0 + Al+32S–23
Observe que, na reação anterior,
 cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre
oxidação, portanto é o agente redutor.
 cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente
2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S é
o agente oxidante.
Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o
número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coefi ciente 2
no Al e um coefi ciente 3 no Ag+1, fi cando assim, 6 elétrons ganhos e 6
elétrons perdidos. Os coefi cientes utilizados no balanceamento de uma
equação são chamados coefi cientes estequiométricos.
Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada:
3 Ag2S + Al Æ Al2S3 + 6 Ag
No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos
representar as semi-reações envolvidas:
a. semi-reação de oxidação:
2 Al(s)Æ 2 Al+3(aq) + 6 e-
b. semi-reação de redução:
6 Ag+1 + 6 e-Æ 6 Ag
Somando as duas semi-reações:
2 Al 2 Al+3 + 6 e-
6 Ag+1 + 6 e- 6 Ag
2 Al + 6 Ag+1 2 Al+3 + 6 Ag (equação na representação
iônica)
 
 
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
16 CEDERJ
A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório 
das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do
número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxido-
redução. Esse método é chamado íon-elétron.
Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir:
K2Cr2O7 + HClÆ KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Agora, colocaremos os nox das espécies:
K+12Cr
+6
2O
–2
7 + H
+1Cl–1Æ K+1Cl–1+ Cr+3Cl–13 + Clo2 + H+12O–2
Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer
variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação.
Cl–1 perde 1 elétron ao passar a Cl0 ∴ ∆ =1
Cada Cr+6 recebe 3 elétrons ao passar a Cr+3. Comoo composto apresenta 
dois Cr+6, sua variação é ∆ = 2 x 3 = 6.
Iniciando o balanceamento, vamos igualar o número de elétrons perdidos 
com o número de elétrons ganhos, multiplicando o Cl–1 por 6 e o Cr+6
por 1.
Semi–reação de oxidação
6 Cl-1Æ 3Cl2 + 6 e-
Semi-reação de redução
2Cr+6 + 6 e-Æ 2 Cr+3
Colocando esses coefi cientes na equação, temos:
1 K2Cr2O7 + 6 HClÆ KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida 
na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da 
equação temos 2 K+1, logo precisamos igualar a quantidade de K+1 do 
segundo membro multiplicando-o por 2.
CEDERJ 17
1 K2Cr2O7 + 6 HClÆ 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No
segundo membro da equação, temos 8 cloros que não perderam elétrons.
Logo o total de cloros no primeiro membro é igual a 14 (6 que se oxidaram
e 8 que nada sofreram):
1 K2Cr2O7 + 14 HClÆ 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Analisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro.
Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro:
1 K2Cr2O7 + 14 HClÆ 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da
equação). Temos, assim, nossa equação balanceada.
4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de 
oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento:
a. HNO3 + CuÆ Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
b. KMnO4 + FeCl2 + HCl Æ KCl + MnCl2 + FeCl3 + H2O
ATIVIDADE
Vamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução:
K2 Cr2 O7 (aq) + C2H6O(g) + H2SO4(aq) Æ Cr2(SO4)3 + C2H4O(g) + K2SO4(aq)
+ H2O(l) 
Semi-reação de oxidação
C–22H6O Æ C–12H4O + 2 e – + 2 H+
Semi-reação de redução
14 H+ + Cr+62O7
2– + 6 e –Æ 2Cr 3+ + 7H2O
Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira
equação:
C2H6O Æ C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3)
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
18 CEDERJ
Cr2O7
2– + 14 H+ + 6 e –Æ 2 Cr 3+ + 7 H2O
________________________________________________
3C2H6O + Cr2O7
– – + 14 H– +Æ 3 C2H4O + 6 H+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O (Equação 
balanceada na forma iônica)
3 C2H6O(g) + K2Cr2O7 (aq) + 4 H2SO4 (aq) 3 C2H4O(g) + Cr2 (SO4)3 (Aq)
+ K2SO4 (aq) + 7 H2O(l) (Equação balanceada na forma completa)
Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente
redutor dessa reação?
Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente redutor: C2H6O
Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena 
dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são 
importantes.
Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do“bafômetro”, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma 
pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente 
sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do
álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30 
minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida,
peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol
é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado.
Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir
com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior 
a 0,8 g/L.
Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de 
aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool
no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas 
bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado.
Bebida Teor Alcoólico (%)
Cerveja 5
Vinho 12
Whisky 45-55
Rum 45
Vodca 40-50
CEDERJ 19
Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem
um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto,
algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma
pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente
duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque
existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do
organismo.
Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo:
1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou 
“bafo” de bêbados);
2. eliminação pelo sistema urinário;
3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol.
O bafômetro permite a identifi cação da presença do etanol, no
“bafo” do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranja
para verde( bafômetro tipo portátil).
Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de
solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica
umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a
reação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloração
verde. Assim, está identifi cada a oxidação do etanol a ácido etanóico e
a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que
você acabou de ajustar.
CONCLUSÃO
Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no
balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a-
dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula.
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
20 CEDERJ
ATIVIDADES FINAIS
1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir:
2 Fe2O3(s) + 6 C(s) + 3 O2(g)Æ 4 Fe(s) + 6 CO2(g)
Identifi cando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue 
os itens que se seguem como verdadeiro ou falso.
a. Os átomos de ferro do Fe2O3 sofreram redução.
b. Na reação, o gás oxigênio (O2 ) atua como redutor.
c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO2 indica que tal 
substância é iônica.
d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao
número total de elétrons dos produtos.
2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela 
equação não-balanceada a seguir:
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4
a. Acerte os coefi cientes estequiométricos.
b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a 
variação dos números de oxidação.
3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico, 
utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua 
forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir:
___Fe2+ + Cr2O7
2– + ____H+ →____Fe3+ + ____Cr3+ + ____H2O
Faça o balanceamento correto da equação com os menores coefi cientes 
inteiros.
4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO2 + 4 H
+ + XÆMn2+ +
2 H2O + I2, quando X for substituído por:
a. I2O5. b. HIO3. c. 2 I
–. d. 2 HI. e. 2 IO–3.
5. Determine os coefi cientes de cada substância que tornam as reações de óxido-
redução a seguir corretamente balanceadas.
CEDERJ 21
a. ____Bi2O3(s) + ____NaClO(aq) + ____NaOH(aq)Æ ____NaCl(aq) + ____H2O(l) +
____NaBiO3(aq)
b. ____HNO3(aq) + ____P4(s) + ____H2O(l)Æ ____H3PO4(aq) + ____NO(g)
c. ____CaC2O4(aq) + ____KMnO4(aq) + ____H2SO4(aq) Æ ____CaSO4(ppt) + ____K2SO4(aq) +
____MnSO4(aq) + ____H2O(l) + ____CO2(g)
d.____NaBr(aq) + ____MnO2(aq) + ____H2SO4(aq)Æ ____MnSO4(aq) + ____Br2 + ____H2O(l)
+ ____NaHSO4(aq)
• O processo de oxi-redução é uma reação de transferência de elétrons.
• Espécie doadora de elétrons é um agente redutor; espécie receptora de elétrons,
um agente oxidante.
• O agente oxidante e/ou agente redutor são átomos íons ou moléculas que contêm
em sua estrutura elementos que sofrem variação de número de oxidação.
• Em uma reação em que há variação do número de oxidação, o aumento do
nox de um átomo é contrabalançado pela diminuição do nox do outro átomo.
Portanto, a variação do nox é constante.
• Durante uma reação de óxido redução, há variação dos números de oxidação.
A variação resultante é zero.
• A combustão é uma reação de óxido-redução.
• A reação que representa o processo de formação de compostos iônicos é uma
reação redox( partindo das substâncias simples). 
• Em uma reação devidamente balanceada, o número de elétrons ganhos é igual
ao número de elétrons perdidos.
R E S U M O
A
U
LA
 
 
 
1
5
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
22 CEDERJ
Atividade 1
a. +5 ; –2
b. +3 ; –2
c. zero
d. +2 ; –1
Atividade 2
a. F. A defi nição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química.
b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo, 
oxidante é o elemento que se reduz.
c. V
d. F. A defi nição de redução é ganho de elétrons em uma reação química.
e. V
f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor 
é o elemento que se oxida.
Atividade 3
a
Atividade 4
a. 4HNO3 + Cu Æ Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
b. KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl Æ KCl + MnCl2 + 5 FeCl3 + 4 H2O
Atividades Finais
1. a. V
b. V
c. F
d. V
RESPOSTAS
CEDERJ 23
2. a. CS2 + 2 H2S + 8CuÆ 4 Cu2S + CH4
b. CuoÆ Cu+ (oxidação)
 C+4Æ C–4 (redução)
3. 6 Fe2+ + Cr2O7
2- + 14H+ Æ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
4. c
5. a. Bi2O3(s) + 2 NaClO(aq) + 2 NaOH(aq)Æ 2NaCl(aq) + H2O(l) + 2 NaBiO3(aq)
b. 20 HNO3(aq) + 3 P4(s) + 8 H2O(l)Æ 12 H3PO4(aq) + 20 NO(g)
c. 5 CaC2O4(aq) + 2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq)Æ 5 CaSO4(ppt) + K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) +
8 H2O(l) + 10 CO2(g)
d. 2 NaBr(aq) + MnO2(aq) + 3 H2SO4(aq)ÆMnSO4(aq) + Br2 + 2 H2O(l) + 2 NaHSO4(aq)
A
U
LA
 
 
 
1
5

Continue navegando

Outros materiais