Ajuste de equações químicas por Redox (Prof Brasil)

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Prof. José Carlos Brasil Junior - Química 
 
 
AJUSTE DE EQUAÇÕES QUÍMICAS POR REDOX 
 
"...Pelo contrário: o enxofre ao se queimar, ganha peso, em vez de perdê-lo..." (Antoine Lavoiser) 
"Depende do NOX ..." (José Carlos Brasil Junior) 
 
1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX): Carga, real ou aparente, adquirida por um átomo. 
 
2. REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX: 
A - O nox de um elemento em uma substância simples é zero. Ex.: N2 , H2, O2, O3 
B - Os metais alcalinos e a prata, quando combinados, têm nox = +1. 
C - Os metais alcalinos-terrosos, cádmio e zinco, quando combinados, têm nox = +2. 
D - O alumínio, quando combinado, tem nox = +3. 
E - O hidrogênio tem nox = +1, exceto nos hidretos iônicos (NaH, CaH2, etc.), onde tem nox = -1. 
F - Os halogênios tem nox = -1, exceto nos compostos oxigenados. Somente o flúor em seus compostos sempre tem 
nox = -1. 
G - Os calcogênios tem nox = -2, exceto nos compostos oxigenados. 
H - O oxigênio pode possuir nox = -2 (maioria dos casos), nox = +2 (no fluoreto OF2), nox = -1 (nos peróxidos) e 
nox = -1/2 (nos superóxidos). 
I - A soma algébrica dos nox de todos os átomos de uma substância é igual a zero. 
J - A soma algébrica dos nox de todos os átomos de um íon é igual á carga do íon. 
 
3. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO: 
Oxidar-se é perder elétrons e aumentar o nox. Reduzir-se é ganhar elétrons e diminuir o nox. 
A oxidação e a redução sempre ocorrem simultaneamente. Não existe um processo de oxidação sem que haja 
redução e vice-versa. 
 
4. AGENTE OXIDANTE E AGENTE REDUTOR: 
Agente Oxidante: é o elemento que produz a oxidação, sendo o receptor de elétrons. Seu número de oxidação 
diminui. O agente oxidante é a substância que contém o elemento que sofre redução. 
Agente Redutor: é o elemento que produz a redução, sendo o doador de elétrons. Seu número de oxidação aumenta. 
O agente redutor é a substância que contém o elemento que sofre oxidação. 
 
Observações: 1) Uma mesma substância pode ser oxidante em uma reação e redutora em outra. 2) Uma substância 
pode ser oxidante e redutora na mesma reação (reação auto-redox). 3) Uma substância pode ser reduzida ou oxidada 
parcialmente (cuidado especial no balanceamento). 
 
5. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES PELO MÉTODO REDOX 
Para equações de Oxi-redução muito extensas, esse método facilita a descoberta dos primeiros coeficientes a serem 
ajustados. Em primeiro lugar, determina-se o nox de todos os elementos da equação, identificando, assim, quem 
sofre Oxidação, Redução, Agente Redutor e o Agente Oxidante: 
 
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Após a determinação dos elementos que se oxidam e se reduzem, calcula-se a variação da oxidação (OX) e a 
variação da redução (RED), da seguinte forma:  = variação do nox X número de átomos 
Os s calculados serão utilizados como coeficientes (que devem ser simplificados quando possível), fazendo-se a 
sua inversão, ou seja, o OX será utilizado como coeficiente da substância que contém o elemento que se reduziu 
e o RED como coeficiente da substância que contém o elemento que se oxidou. Após isso, determina-se os 
outros coeficientes por tentativa. No exemplo de cima: 
 
Exemplo: Ajustar a equação: 
K2Cr2O7 + Na2C2O4 + H2SO4  K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2
 
Primeiro: determinar o nox dos elementos presentes 
K2
+Cr2
6+O7
2-+ Na2
+C2
3+O4
2- + H2
+S6+O4
2-  K2
+S6+O4
2- + Cr2
3+(S6+O4
2-)3 + Na2
+S6+O4
2- + H2
+O2- + C4+O2
2- 
Segundo: determinar o elemento que se oxida, o que se reduz, agente oxidante e agente redutor 
Nesta Equação temos: 
 Oxidação: C3+ (muda seu nox de +3 para +4) e Agente Redutor: Na2C2O4 
 Redução: Cr6+ (muda seu nox de +6 para +3) e Agente Oxidante: K2Cr2O7 
Terceiro: calcular os s (variação do nox X número de átomos): 
OX = (1) . (2) = 2 RED = (3) . (2) = 6 
Simplificando, temos: 
OX = 1 RED = 3 
Quarto: Utilizar os s invertidos como coeficientes. Logo, teremos: 
1K2Cr2O7 + 3Na2C2O4 + H2SO4  K2SO4 + 1Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2 
 
Quinto: Para os demais elementos, finaliza-se o balanceamento utilizando o método por tentativas: 
1K2Cr2O7 + 3Na2C2O4 + 7H2SO4  1K2SO4 + 1Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 7H2O + 6CO2 
 
6. CASOS ESPECIAIS (questões que serão resolvidas e analisadas durante as aulas): 
6.1 Redução ou Oxidação Parcial: 
KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 
6.2 Reação auto-redox: 
Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO + H2O 
6.3 Reações Iônicas: 
MnO4
- + I- + H+  Mn2+ + I2 + H2O 
6.4 Reações envolvendo água oxigenada: 
6.4.1 Atuando como agente redutor 
H2O2 + MnO4
- + H+  Mn2+ + O2 + H2O 
6.4.2 Atuando como agente oxidante 
H2O2 + I
- + H+  I2 + H2O 
6.5 Reações com mais de uma oxidação e / ou redução: 
SnS + HCl + HNO3  SnCl4 + S + NO + H2O