16_Reacoes_Quim_oxired_Modo_de_Compatibilidade (1)

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REAÇÕES QUÍMICAS
• É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias 
são transformadas em outra(s).
• Nessas reações chamamos de produtos as 
substâncias que são produzidas a partir de uma ou 
mais substâncias iniciais chamados de reagentes.
• 2H2(g) + O2(g)→ 2H2O(l)
• reagentes produtos
Exemplo de uma Reação Química: Reação do 
Hidrogênio com o Oxigênio Formando Água 
2H2(g) + O2(g)→ 2H2O(l)
reagentes produtos
EQUAÇÕES QUÍMICAS
Normalmente informações adicionais são 
Incluidas nas fórmulas em equações 
balanceadas paraindicar o estado físico de
Representam a reação química.
balanceadas paraindicar o estado físico de
cada reagente ou produto.
(g) = gás 
(l) = líquido
(s) = sólido 
(aq) = soluções aquosas
• A equação química para a formação da água 
pode ser visualizada como duas moléculas de 
hidrogênio reagindo com uma molécula de 
oxigênio para formar duas moléculas de água:
2H2(g) + O2(g)→ 2H2O(l)
• Coeficientes estequiométricos: são os números na
frente das fórmulas químicas; fornecem a 
proporção de reagentes e produtos.
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl (aq) + H (g)Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2H2(g) + O2(g)→ 2H2O(l)
Reações sem transferência de elétrons
a) reações que formam uma nova fase(sólido, 
líquido ou gás) 
Ex. reações de precipitação:
Ba2+(aq) + SO4
2-
(aq)→ BaSO4(s).Ba (aq) + SO4 (aq)→ BaSO4(s).
b) reações que formam um eletrólito fraco 
solúvel(pode ser molecular ou iônica).
Ex. reações de complexação:
Ag+(aq) + 2NH3(aq)→ [Ag(NH3)2]+(aq)
Reações com transferência de elétrons
Reações de oxidação-redução ou reações redox.
É a reação na qual ocorre transferência de um ou 
mais elétrons de um átomo para o outro.
0 +1 -1 +1 -1 0
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Reações oxirreduçãoReações oxirredução
Oxidação e redução
+
-
+
Substância
oxidada
(perdeu 
elétron)
íon positivo
cátion
Substância
reduzida
(ganhou 
elétron)
íon negativo
ânion
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
oxidou reduziu
ag. redutor ag. Oxidante
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
oxidou reduziu
ATRIBUIÇÃO DE NÚMEROS DE 
OXIDAÇÃO
a) Substâncias elementares tem nox zero.
Ex. H2, O2, C, Na
b) O átomo mais eletronegativo, tem nox negativo e o 
menos eletronegativo tem nox positivo.menos eletronegativo tem nox positivo.
Ex. CCl4
c) A soma dos nox de todos os elementos é igual à 
carga total da espécie.
Ex. NH4
+
d) Os MA tem nox +1 e os MAT +2.
Ex. KCl, CaF2
e) Em geral: H, nox +1 (exceto nos hidretos metálicos, 
como NaH).
Ex. H2O, H2SO4, NaHSO4
f) Em geral: O, nox -2 (exceto nos peróxidos, como 
H2O2,e superóxidos como KO2, ).
Ex. H2SO4
EXERCÍCIO
1) Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes compostos:
• H2S� H = +1; S = -2
• S• S8
• SCl2
• Na2SO3
• SO42-
2) Nas reações abaixo, indique qual é o agente
oxidante e o agente redutor.
a) Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g)
b) H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)
c) 2Cu2+(aq) + 2H O(l)→ 2Cu(s) + O (g) + 4H+ (aq)c) 2Cu2+(aq) + 2H2O(l)→ 2Cu(s) + O2(g) + 4H+ (aq)
d) Cl2 (g) + 2Br- (aq) → 2Cl- (aq) + Br2 (l)
e) Mn2+(aq) + MnO2(s) + 4H+(aq)→ 2Mn3+(aq) + 2H2O(l)
f) 2Mn(OH)2 (s) → Mn (s) + MnO2 (s) + 2H2O (l)
Balanceamento de equações de 
reações de redox
Algumas vezes se consegue por tentativas, 
mas nem sempre.
Procedimento sistemático divide as reações Procedimento sistemático divide as reações 
em dois grupos:
Reações que ocorrem sem solvente;
Reações que ocorrem em solução aquosa.
REAÇÕES REDOX SEM SOLVENTE
1) Atribua nox para todos os átomos.
2) Determine quais átomos ganham/perdem 
elétrons e o número de elétrons envolvidos.
3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo 
elétrons em uma fórmula unitária, determine o 
número total de elétrons perdidos ou recebidos 
por fórmula unitária.por fórmula unitária.
4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante 
ao da perda de elétrons pelo agente redutor, 
colocando o coeficiente apropriado antes da 
fórmula de cada um, no lado esquerdo da 
equação.
Continuação....
5) Complete o balanceamento por tentativa. 
Inicialmente balanceie os átomos que 
ganharam ou perderam elétrons. Em segundo 
lugar, todos os outros átomos, à exceção do O 
e H. Em terceiro, os átomos de O e por último, 
os átomos de H.os átomos de H.
VERIFIQUE QUE O NÚMERO DE ÁTOMOS DE 
CADA ELEMENTO É O MESMO EM AMBOS OS 
LADOS DA EQUAÇÃO.
Exemplo:
+4 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +6 +2 +1 -1 +1 -2
MnO2(s) + KClO3(s) + KOH(s) → K2MnO4(s) + KCl(s) + H2O(l)
Oxidação: Mn perde 2e-
Redução: Cl ganha 6e-
Etapas 3 e 4: 3 MnO (cada Mn 2e- x 3 = 6e- )Etapas 3 e 4: 3 MnO2 (cada Mn 2e- x 3 = 6e- )
Etapa 5: Balanceando os átomos 
Mn e Cl: 3 MnO2 : 3 K2MnO4
Outros átomos (exceto O e H): 6 KOH 
O: 3 H2O
H: ok.
Equação balanceada:
3 MnO2(s) + KClO3(s) + 6 KOH(s) → 3 K2MnO4(s) + KCl(s) + 3 H2O(l)
+1 +3 -2 +1 +7 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2 +1 -2
H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO + K2O + H2O
Oxidação: C perde 1e-
Redução: Mn ganha 5e-
Para igualar no. de e- : 
C perde 1e- x 2 átomos= 2e- x 5
Mn ganha 5e- = 5e- x 2
Equação balanceada:
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 → 10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2O
K2Cr2O7 + C6H12O6 → Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O
EXERCÍCIO
Balancear a seguinte equação:
K2Cr2O7 + C6H12O6 → Cr2O3 + K2O + CO2 + H2O
+1 +6 -2 0 +1 -2 +3 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2 
Oxidação: C perde 4e-
Redução: Cr ganha 3e-
Para igualar no. de e- : 
C perde 4e- x 6 átomos= 24e-
Cr ganha 3e- x 2 átomos= 6e- x 4
4 K2Cr2O7 + C6H12O6 → 4 Cr2O3 + 4 K2O + 6 CO2 + 6 H2O
Equação balanceada:
REAÇÕES REDOX EM SOLUÇÃO 
AQUOSA
• Para conseguir balancear pode ser necessário 
introduzir H2O, H
+ e OH-.
• Dois métodos:• Dois métodos:
a) Método do número de oxidação
b) Método da semi-reação
MÉTODO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO
1) Atribua nox para todos os átomos.
2) Determine quais átomos ganham/perdem elétrons e o 
número de elétrons envolvidos.
3) Se há mais de um átomo ganhando ou perdendo 
elétrons em uma fórmula unitária, determine o 
número total de elétrons perdidos ou recebidos por número total de elétrons perdidos ou recebidos por 
fórmula unitária.
4) Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da 
perde de elétrons pelo agente redutor, colocando o 
coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, 
no lado esquerdo da equação.
5) Balanceie os átomos que ganharam ou perderam 
elétrons, adicionando coeficientes apropriados à 
direita
6) Balanceie todos outros átomos, exceto O e H
7) Balanceie a carga (a soma das cargas iônicas) de 
modo que seja a mesma em ambos os lados, 
adicionando H+ ou OH-
a- Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em 
cargas positivas
b- Solução básica: adicionar OH- do lado deficiente em 
cargas negativas
8) Balanceie os átomos de O, adcionando H2O do lado 
apropriado. Verifique o balanceamento dos H.
Exemplo:
Cr2O72- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+
+6 -2 +2 +3 +3
Oxidação: Fe perde 1e-
Redução: Cr ganha 3e-
Para igualar no. de e- :
Fe perde 1e- x 1 átomo= 1e- x 6
Cr ganha 3e- x 2 átomos= 6e-
Solução 
ácida
Cr ganha 3e x 2 átomos= 6e
Equilibrando o no. de átomos: 2 Cr e 6 Fe do lado direito 
Carga total á esquerda: -2 + (6.2) = +10
Cargatotal á direita: (2.3) + (6.3) = +24 
Adicionar H+ do 
lado esquerdo
Equilibrando no. átomos de “O”: 7 do lado esquerdo 
Adicionar 7 H2O do lado direito
Equação balanceada:
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+→ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
CrO42- + Fe(OH)2→ CrO2- + Fe(OH)3 Solução básica
Oxidação: Fe perde 1e-
Redução: Cr ganha 3e-
+6 -2 +2 -2 +1 +3 -2 +3 -2 +1
Para igualar no. de e- :
Fe perde 1e- x 1 átomo= 1e- x 3
Cr ganha 3e- x 1 átomo= 3e-
Equilibrando o no. de átomos: 3 Fe do lado direito Equilibrando o no. de átomos: 3 Fe do lado direito 
. Carga total á esquerda: -2 
Carga total á direita: -1 
Adicionar OH- do 
lado direito
No. átomos de “O”: 10 do lado esquerdo e 12 do lado direito
Adicionar 2 H2O do lado esquerdo
No. átomos de “H” já equilibrado.
Equação balanceada:
CrO42- + 3 Fe(OH)2 + 2 H2O → CrO2- + 3 Fe(OH)3 + OH-
MnO4- + Cl- → Mn2+ + Cl2
EXERCÍCIO
Balancear as seguintes equações:
Solução
ácida
MnO4- + I- → MnO2 + IO3- Solução
básica
MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO
1) Separar em 2 semi-reações 
2) Balancear cada uma separadamente:
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H)
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado
c- balanceie os átomos de H:c- balanceie os átomos de H:
Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em H
Solução básica: adicionar uma molécula de H2O do 
lado deficiente de H mais um OH- do lado oposto 
para cada H necessário.
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa.
3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por 
um número apropriado a fim de balancear a 
perda de elétrons com o ganho de elétrons. 
Em seguida, somar as duas semi-reações.
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que 
apareça dos dois lados (todos os elétrons 
devem desaparecer nesta etapa)devem desaparecer nesta etapa)
Cr2O72- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+
Exemplo:
1) Separar em 2 semi-reações 
Cr2O72- → Cr3+ Fe2+ → Fe3+
2) Balancear cada uma separadamente:
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H)
Solução
ácida
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H)
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado
Cr2O72- → 2 Cr3+ Fe2+ → Fe3+
Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O
c- balanceie os átomos de H:
Solução ácida: adicionar H+ do lado deficiente em H
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa.
14 H+ + Cr2O72- + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Fe2+ → Fe3+ + e-
3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por um número 
apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com o 
ganho de elétrons. Em seguida, somar as duas semi-reações.
14 H+ + Cr2O72- + 6e-→ 2 Cr3+ + 7 H2O
Fe2+ → Fe3+ + e- (X 6)
14 H+ + Cr2O72- + 6e- + 6 Fe2+ → 
2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+ + 6e-
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois 
lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa)
14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+
CrO42- + Fe(OH)2→ CrO2- + Fe(OH)3 Soluçãobásica
1) Separar em 2 semi-reações 
2) Balancear cada uma separadamente:
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H)
CrO42- → CrO2- Fe(OH)2→ Fe(OH)3
a- balanceie todos os átomos (exceto O e H)
b- balanceie os átomos de O, adicionando H2O do lado 
apropriado
CrO42- → CrO2- Fe(OH)2→ Fe(OH)3
CrO42- → CrO2- + 2 H2O
Fe(OH)2→ Fe(OH)3H2O +
c- balanceie os átomos de H:
Solução básica: adicionar uma molécula de H2O do lado 
deficiente de H mais um OH- do lado oposto para 
cada H necessário até balancear.
CrO42- → CrO2- + 2 H2O + 4 OH-
-
4 H2O +
d- balanceie a carga adicionando elétrons do lado 
deficiente em carga negativa.
Fe(OH)2→ Fe(OH)3OH- + H2O + + H2O
4 H2O + CrO42- → CrO2- + 2 H2O + 4 OH-+ 3e-
OH- + H2O + Fe(OH)2→ Fe(OH)3 + H2O + e-
3) Multiplicar cada semi-reação balanceada por um número 
apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com o 
ganho de elétrons. Em seguida, somar as duas semi-reações.
4 H2O + CrO42- → CrO2- + 2 H2O + 4 OH-+ 3e-
OH- + H2O + Fe(OH)2→ Fe(OH)3 + H2O + e- (X 3)
CrO 2- + 3 Fe(OH) → + 7 H O + 3OH- + 3 e-
4) Subtrair (cancelar) qualquer coisa que apareça dos dois 
lados (todos os elétrons devem desaparecer nesta etapa)
CrO42- + 3 Fe(OH)2 → 
CrO2- + 3 Fe(OH)3 + 4 OH-
+ 7 H2O + 3OH-
+ 5 H2O
+ 3 e-
+ 3 e-
CrO42- + 3 Fe(OH)2 → CrO2- + 3 Fe(OH)3 + OH-+ 2 H2O 
EXERCÍCIO
Balancear as seguintes equações:
MnO4- + Cl- → Mn2+ + Cl2
Solução
ácida
SoluçãoMnO4- + I- → MnO2 + IO3-
Solução
básica
EXERCÍCIOS SELECIONADOS DO 
CAP. 12 -RUSSELL