1 / 37

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO. Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS. Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A). Redução é o GANHO de ELÉTRONS. +. –. Na. C l. O átomo de cloro GANHOU 1 elétron. O átomo de sódio PERDEU 1 elétron. NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ).

ansel
Download Presentation

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A) Redução é o GANHO de ELÉTRONS + – Na Cl O átomo de cloro GANHOU 1 elétron O átomo de sódio PERDEU 1 elétron

  2. NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ) É o número que mede a CARGA REAL ou APARENTE de uma espécie química + – Na Cl Nox = + 1 Nox = – 1 Em compostos covalentes δ + δ – Cl H Nox = + 1 Nox = – 1 H H Nox = ZERO Nox = ZERO

  3. OXIDAÇÃO É a perda de elétrons ou aumento do Nox REDUÇÃO É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

  4. REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO H2 P4 He Nox = 0 2ª REGRA Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON 2+ 2 – – 3+ Ca Nox = – 2 Nox = + 2 Nox = – 1 O F Al Nox = + 3

  5. 3ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE Ag, 1A Li, Na, K, Rb, Cs, Fr H, Nox = + 1 NO3 Ag K Br Nox = + 1 Nox = + 1

  6. Zn, Cd, 2A Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2 Nox = + 2 Al Nox = + 3 Al O3 Al Br3 2 Nox = + 3

  7. calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 2 H2 S Al2 O 3 Nox = – 2 Nox = – 2 halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 H F Al Cl 3 Nox = – 1 Nox = – 1

  8. 4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta é igual a ZERO Al2O3 NaOH (+3) (+1) (+1) (– 2) 2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0 (– 2) (+6) + (– 6) = 0 (+1) + (– 2) + (+1) = 0

  9. exemplo Ba2As2O7 (– 2) (+2) x 2 X (+2) + 2 xx + 7 x(– 2) = 0 4 + 2x – 14 = 0 2x = 14 – 4 10 2x = 10 x = x = + 5 2

  10. HNO2 K2SO4 (– 2) (– 2) (+1) (+1) x x 1 X (+1) + x + 2 x(– 2) = 0 2 X (+1) + x + 4 x(– 2) = 0 1 + x – 4 = 0 2 + x – 8 = 0 x = 4 – 1 x = 8 – 2 x = + 3 x = + 6

  11. 5ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em Um complexo é igual à CARGA DO ÍON x + 4 x (– 2) = – 2 SO4 2 – x – 8 = – 2 x = 8 – 2 x = + 6 ( x ) (– 2)

  12. P2O7 2 xx + 7 x (– 2) = – 4 4 – 2x – 14 = – 4 2x = 14 – 4 2x = 10 ( x ) 10 (– 2) x = 2 x = + 5

  13. 01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de oxidação do titânio é: a) + 4. b) + 2. c) + 1. d) – 1. e) – 2. + 2 x – 2 Ca Ti O3 2 + x – 6 = 0 x = 6 – 2 x = + 4

  14. 02) Nas espécies químicas BrO3 , Cl2 e Hl, os halogênios têm números de oxidação, respectivamente, iguais a: 1 – a) – 5, zero e – 1. b) – 5, – 5 e – 1. c) – 1, – 5 e + 1. d) zero, zero e + 1. e) + 5, zero e – 1. – 2 x HI Cl2 Br O3 1 – Nox = zero Nox = – 1 x – 6 = – 1 x = 6 – 1 x = + 5

  15. CASOS PARTICULARES O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem Nox = - 1 Ca H Al H 2 3 Nox = – 1 Nox = – 1

  16. 01) Nas espécies químicas MgH2 e H3PO4 o número de oxidação do hidrogênio é, respectivamente: a) + 1 e + 3. b) – 2 e + 3. c) – 1 e + 1. d) – 1 e – 1. e) – 2 e – 3. Nox = – 1 Nox = + 1 MgH2 H3PO4 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS: Nox = – 1

  17. O oxigênio nos peróxidos tem Nox = - 1 H O Na O 2 2 2 2 Nox = – 1 Nox = – 1

  18. 01) Nos compostos CaO e Na2O2 o oxigênio tem número de oxidação, respectivamente, igual a: a) – 2 e – 2. b) – 2 e – 1. c) – 1 e – 1. d) – 2 e – 4. e) – 2 e + 1. CaO Na2O2 Nox = – 2 Nox = – 1 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS Nox = – 1

  19. As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). +1 0 0 +2 Fe + 2 HCl H2 + FeCl2 OXIDAÇÃO REDUÇÃO Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO

  20. +1 0 0 +2 Fe + 2 HCl H2 + FeCl2 REDUTOR OXIDANTE A espécie química que provoca a redução chama-se AGENTE REDUTOR A espécie química que provoca a oxidação chama-se AGENTE OXIDANTE

  21. 01) Na equação representativa de uma reação de oxi-redução: Ni + Cu Ni + Cu 2+ 2+ a) O íon Cu é o oxidante porque ele é oxidado. b) O íon Cu é o redutor porque ele é reduzido. c) O Ni é redutor porque ele é oxidado. d) O Ni é o oxidante porque ele é oxidado e) O Ni é o oxidante e o íon Cu é o redutor. 2+ 2+ 2+

  22. 02) Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de ácido nítrico (HNO3) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equação química equilibrada. OXIDAÇÃO REDUTOR +5 +2 0 +5 3 P4 + 20 HNO3 + 8 H2O 12 H3PO4 + 20 NO REDUÇÃO OXIDANTE Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respectivamente: a) P4 e HNO3. b) P4 e H2O. c) HNO3 e P4. d) H2O e HNO3. e) H2O e P4.

  23. 03) (UVA – CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita, uma das reações que ocorre nos altos fornos é: “Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2”. Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o número de oxidação do metal reagente são, respectivamente: a) CO2 e zero. b) CO e + 3. c) Fe2O3 e + 3. d) Fe e – 2. e) Fe e zero. + 3 – 2 + 2 – 2 0 +4 – 2 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 Oxidação REDUTOR Redução OXIDANTE

  24. 04) Assinale a afirmativa correta em relação à reação 2 HCl + NO2 H2O + NO + Cl2 a) O elemento oxigênio sofre redução. b) O elemento cloro sofre redução. c) O HCl é o agente oxidante. d) O NO2 é o agente redutor. e) O NO2 é o agente oxidante. +1 –1 +4 –2 +1 –2 +2 –2 0 2 HCl + NO2 H2O + NO + Cl2 Redução /// OXIDANTE Oxidação /// REDUTOR

  25. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Regras para o balanceamento: 1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz. 2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.

  26. 3º) Encontrar os Δoxid e Δred: Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos). Atomicidade – Representa o maior número de átomos daquele elemento. 4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando ... Δoxid = 4         Δred= 2   simplificando ...Δoxid = 2         Δred= 1 

  27. 5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. O Δredse torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida. 6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos. Os exemplos a seguir ajudarão à compreensão

  28. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução S + HNO3 NO2 + H2O + H2SO4 O S oxida; vai de nox = 0 para nox = +6. Esta oxidação envolve 6 elétrons e a atomicidade do S é 1: Δoxid = 6 x 1 = 6 O N reduz; vai de nox = +5 para nox = +4. Esta redução envolve 1 elétron e a atomicidade do N é 1: Δred = 1 x 1 = 1 • Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

  29. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução 1S + 6 HNO3 => NO2 + H2O + H2SO4 • Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 1S + 6 HNO3 => 6 NO2 + 2 H2O + 1H2SO4 Mais Exemplos?

  30. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução NaBr   +   MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +  Br2   +   H2O   +   NaHSO4 O Br oxida; vai de nox = -1 para nox = 0. Esta oxidação envolve 1 elétron e a atomicidade do Br no Br2 é 2: Δoxid = 1 x 2 = 2 O Mn reduz; vai de nox = +4 para nox = +2. Esta redução envolve 2 elétrons e a atomicidade do Mn no MnO2 é 1: Δred = 2 x 1 = 2 • Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

  31. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução NaBr   +   1MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +  1 Br2   +   H2O   +   NaHSO4 • Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4  => 1MnSO4 + 1 Br2 + 2H2O + 2NaHSO4 Mais Exemplos?

  32. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem NaOH   +   Cl2   =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O Os átomos de Cl no Cl2 tem nox igual a zero. No segundo membro temos: Cl com nox = +1 no NaClO Cl com nox = -1 no NaCl. Como a única fonte de Cl na reação é o Cl2, a reação pode ser reescrita: NaOH   +   Cl2   + Cl2 =>   NaClO   +  NaCl   +   H2O Como o Cl2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação quanto para a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação envolve mudança do nox do Cl no Cl2 de zero para +1, ou seja, um elétron: Δoxid = 1 x 2 = 2

  33. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Na redução o nox do Cl no Cl2 vai de zero para -1, ou seja, um elétron. Δred = 1 x 2 = 2 Neste caso podemos simplificar: Δoxid= Δred = 1 NaOH   +   1Cl2   + 1Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O • Para os outros coeficientes deve ser usado o: método de tentativa: 4NaOH  +  1Cl2   + 1Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O 4NaOH  +  2Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O

  34. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução A água oxigenada atuando como oxidante FeCl2  +   H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O O oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, no H2O, tem nox = -2. Reduziu envolvendo 1 elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2: Δred = 2 x1 = 2 O ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Oxidou envolvendo 1 elétron. A atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl2) é igual a 1: Δoxid = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes: 2FeCl2  +   1H2O2+ HCl   =>   FeCl3   +   H2O2 • Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 2FeCl2  +   1H2O2+ HCl   =>   FeCl3   +   H2O2

  35. KmnO4  +   H2O2 + H2SO4   =>   K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2 Balanceamento de Reações de Oxido-Redução A água oxigenada atuando como redutor O Mn no MnO4, possui nox = 7+. No MnSO4, o Mn tem nox = a 2+. Reduziu envolvendo 5 elétrons. A atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO4) é igual a 1: Δred = 5 x1 = 5 No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes: nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H2SO4 e KMnO4 Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de partida. O oxigênio, na água oxigenada tem nox = 1-. No O2 tem nox igual a zero. Oxidou com variação de um elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2: Δoxid = 1 x 2 = 2

  36. Balanceamento de Reações de Oxido-Redução Invertendo os coeficientes: 2KmnO4  +   5H2O2 + H2SO4   =>  K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2 • Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa: 2KmnO4+5H2O2+ 3H2SO4   => 1K2SO4   +   2MnSO4 + 8H2O + 5O2

More Related