Reações com transferência de elétrons: oxirredução

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Maria das Dores Ágatha da Conceição Beltrão
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1 Reações com transferência de elétrons: oxirredução Química Geral Prof. Edson Nossol Uberlândia, 09/09/2016

2 Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico) se houvesse transferência completa de elétrons H 2(g) + Cl 2(g) 2HCl (g) S (s) + O 2(g) SO 2(g)

3 Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico) se houvesse transferência completa de elétrons Semi-reações

4 Regras 1) Elementos livres: número de oxidação zero. H 2, Br 2, Na, Be; 2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+ 3) Compostos com oxigênio (MgO, H 2 O): número de oxidação do oxigênio é -2. Exceção: H 2 O 2 : -1; 4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH 2. número de oxidação: -1; 5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e oxiânions. ClO - ; 6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.

5 Regras O número de oxidação máximo de um não- metal é igual ao número do seu grupo -10 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17 nitrogênio, 5+. enxofre, 6+. cloro, 7+. O número de oxidação mínimo é igual ao n o do grupo -18.

6 Exercício: Determine o número de oxidação dos elementos em cada um dos compostos ou íons: (a) óxido de alumínio, Al 2 O 3 (b) Ácido fosfórico, H 3 PO 4 (c) Íon sulfato, SO 4-2 (d) Íon dicromato, Cr 2 O 7-2 1) Elementos livres: número de oxidação zero. H 2, Br 2, Na, Be; 2) Grupo 1: 1+. Grupo 2: 2+ 3) Compostos com oxigênio (MgO, H 2 O): número de oxidação do oxigênio é -2. Exceção: H 2 O 2 : -1; 4) Hidrogênio: 1+. Exceção: LiH, CaH 2. número de oxidação: -1; 5) Flúor: -1. Outros haletos: carga negativa. Exceção: oxiácidos e oxiânions. ClO - ; 6) Molécula neutra: somatório é 0. Íon: igual à carga total do íon.

7 Reações redox Termita Fe 2 O 3(s) + 2 Al (s) ----> 2 Fe (s) + Al 2 O 3(s)

8 Reações redox Cu (s) + 2 Ag + (aq) ---> Cu 2+ (aq) + 2 Ag (s) Em todas as reações se alguma espécie está sendo oxidada outra está sendo reduzida!

9 Reações redox Por que estudá-las? Baterias Corrosão Manufatura de metais Combustíveis

10 Reações redox São caracterizadas pela TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS entre um doador e um receptor de elétrons, resultando em: 1. Aumento do número de oxidação do elemento = OXIDAÇÃO 2. Diminuição do número de oxidação do elemento = REDUÇÃO

11 Reconhecendo uma reações redox Corrosão do alumínio 2 Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) --> 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) Al (s) - --> Al 3+ (aq) + 3 e - Número de oxidação do Al aumenta com a doação de elétrons pelo metal Dessa maneira, o Al é OXIDADO Al é o AGENTE REDUTOR na semi-reação balanceada

12 Reconhecendo uma reações redox Corrosão do alumínio 2 Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) --> 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2 e- - --> Cu (s) Número de oxidação do cobre diminui com o ganho de elétrons pelo metal Dessa maneira, o cobre é REDUZIDO cobre é o AGENTE OXIDANTE na semi-reação balanceada

13 Reconhecendo uma reações redox Note que as 2 semi-reações se combinam resultando na equação global se usamos 2 mol de Al e 3 mol de Cu Al (s) --> 2 Al 3+ (aq) + 6 e - 3 Cu 2+ (aq) + 6 e - --> 3 Cu (s) Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) ---> 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) A equação final está balanceada por massa e a carga

14 Exemplos de agentes redutores e oxidantes Cu + HNO 3 --> Cu 2+ + NO 2 Metais (Cu) são agentes redutores HNO 3 é um agente oxidante Metais (Na, K, Mg, Fe) são agentes redutores 2 K + 2 H 2 O --> 2 KOH + H 2

15 Reconhecendo uma reações redox Tipo de reação Oxidação Redução Em termos do oxigênio ganha perde Em termos do halogênio ganha perde Em termos dos elétrons perde ganha

16 Exercício: Identifique quais átomos estão passando por mudanças em seus números de oxidação e classifique as reações como ácido-base, precipitação ou oxirredução. (a) NaOH (aq) + HNO 3(aq) NaNO 3(aq) + H 2 O (l) (b) Cu (s) + Cl 2(g) CuCl 2(s) (c) 2 HNO 3(aq) + Ca(OH) 2(s) Ca(NO 3 ) 2(aq) + H 2 O (l) (d) 2 S 2 O -2 3 (aq) + I 2(aq) S 4 O -2 6 (aq) + 2I - (aq)

17 Tipos de reações redox Combinação Duas substâncias ou mais se combinam para formar um só produto

18 Tipos de reações redox Decomposição Quebra de um composto em dois ou mais componentes

19 Tipos de reações redox Combustão Reação com oxigênio com liberação de calor e luz 0 2-

20 Tipos de reações redox Deslocamento Um íon (ou átomo) é substituído por outro hidrogênio metal halogênio

21 Tipos de reações redox Desproporcionamento Um elemento em determinado estado de oxidação é simultaneamente oxidado e reduzido

22 Exercício decomposição combinação Deslocamento de metal Desproporcionamento

23 Balanceamento de equações redox

24 Oxidação dos íons Fe 2+ a íons Fe 3+ pelos íons (Cr 2 O 7 2- ), em meio ácido, produzindo Cr 3+. 1) Escrever a equação não balanceada 2) Separar a equação em semi-reações 3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último) meio ácido O: adicionar H 2 O H: adicionar H +

25 Oxidação dos íons Fe 2+ a íons Fe 3+ pelos íons (Cr 2 O 7 2- ), em meio ácido, produzindo Cr 3+. 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual

26 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 1) Escrever a equação não balanceada - 2) Separar a equação em semi-reações 3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)

27 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último)

28 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual

29 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual A reação é em meio básico!

30 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual forma água

31 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual 8 H 2 O

32 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual

33 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). 3) Balancear os átomos e a carga (O e H por último) meio básico cada O: adicionar dois OH - no lado necessário e uma H 2 O no outro cada H: uma H 2 O lado necessário e um OH- no outro + 2 H 2 O + 3e OH - 4) Somar as semi-reações n o de elétrons deve ser igual

34 Escrever a equação iônica balanceada da oxidação do íon iodeto (I - ) pelo íon permanganato (MnO 4- ), em solução básica, originando iodo molecular e óxido de manganês(iv), (MnO 2 ). (x3) + 2 H 2 O + 3e OH - (x2)

35 Exercício: Balancear as seguintes reações: (a) Fe 2+ + MnO - 4 Fe 3+ + Mn 2+ (meio ácido) (b) CrO ClO - CrO Cl - (meio básico) (c) Qual volume de uma solução 0,0200 mol L -1 de KMnO 4 é necessário para oxidar 40,0 ml de uma solução 0,100 mol L -1 de FeSO 4 em ácido sulfúrico? meio ácido O: adicionar H 2 O H: adicionar H + meio básico cada O: adicionar dois OH - no lado necessário e uma H 2 O no outro cada H: uma H 2 O lado necessário e um OH- no outro

36 Exercício: Balancear as seguintes reações: (a) Fe 2+ + MnO - 4 Fe 3+ + Mn 2+ (meio ácido) (b) CrO ClO - CrO Cl - (meio básico) (c) Qual volume de uma solução 0,0200 mol L -1 de KMnO 4 é necessário para oxidar 40,0 ml de uma solução 0,100 mol L -1 de FeSO 4 em ácido sulfúrico? (a) 5Fe 2+ + MnO H + 5Fe 3+ + Mn H 2 O (b) 2CrO ClO - + 2OH - 2CrO Cl - + H 2 O (c) 40,0 ml de KMnO 4

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