oxidaÇÃo e reduÇÃo clcl na + – oxidação é a perda de elÉtrons redução é o ganho de...
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OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
ClNa+ –
Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS
Redução é o GANHO de ELÉTRONS
É o número que mede a CARGA REAL
ou
APARENTE de uma espécie química
Nox = + 1 Nox = – 1ClNa+ –
Em compostos covalentes
Em compostos covalentes
H Cl
H H
δ –δ +Nox = + 1 Nox = – 1
Nox = ZERO Nox = ZERO
É a perda de elétronsou
aumento do Nox
É o ganho de elétronsou
diminuição do Nox
1ª REGRA 1ª REGRA
Todo átomo em uma substância simples
possui Nox igual a ZERO
Todo átomo em uma substância simples
possui Nox igual a ZERO
H2 Nox = 0P4 He
2ª REGRA 2ª REGRA
Todo átomo em um íon simples
possui Nox igual a CARGA DO ÍON
Todo átomo em um íon simples
possui Nox igual a CARGA DO ÍON
Nox = + 33+ Al Nox = + 22+ Ca Nox = – 1– F Nox = – 22 – O
REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX
3ª REGRA 3ª REGRA
Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE
Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE
Ag, 1A H,
Nox = + 1 Nox = + 1
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
NO3 Ag
Nox = + 1
Br K
Nox = + 1
Cd, 2A Zn,
Nox = + 2 Nox = + 2
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
CO3 Ca
Nox = + 2
Br2 Mg
Nox = + 2
Al
Nox = + 3 Nox = + 3
O3 Al Br3 Al2
Nox = + 3
calcogênios (O, S, Se, Te, Po)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
calcogênios (O, S, Se, Te, Po)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
Nox = – 2 Nox = – 2 O Al2 S H23
Nox = – 2 Nox = – 2
halogênios (F, Cl, Br, I, At)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
halogênios (F, Cl, Br, I, At)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
Nox = – 1 Nox = – 1 Cl Al F H3
Nox = – 1 Nox = – 1
A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
uma substância composta é igual a ZERO
A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
uma substância composta é igual a ZERO
4ª REGRA 4ª REGRA
(+1)
NaOHNaOH
(+1)
(– 2)
(+1) + (– 2) + (+1) = 0 (+1) + (– 2) + (+1) = 0
(+3)
Al2O3Al2O3
(– 2)
2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0 2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0
(+6) + (– 6) = 0 (+6) + (– 6) = 0
(+2) (– 2)
2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0 2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0
x
10
2 x =
4 + 2x – 14 = 0 4 + 2x – 14 = 0
2x = 14 – 42x = 14 – 4
2x = 102x = 10 x = + 5x = + 5
exemplo
(+1) (– 2)
1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 01 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0
x
1 + x – 4 = 0 1 + x – 4 = 0
x = 4 – 1x = 4 – 1
x = + 3x = + 3
(+1) (– 2)
2 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 02 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 0
x
2 + x – 8 = 0 2 + x – 8 = 0
x = 8 – 2x = 8 – 2
x = + 6x = + 6
A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
Um complexo é igual à CARGA DO ÍON
A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
Um complexo é igual à CARGA DO ÍON
5ª REGRA 5ª REGRA
( x )
SO4SO4
(– 2)
x + 4 x (– 2) = – 2 x + 4 x (– 2) = – 2 2 –
x – 8 = – 2 x – 8 = – 2
x = 8 – 2 x = 8 – 2
x = + 6x = + 6
( x )
P2O7P2O7
(– 2)
2 x x + 7 x (– 2) = – 4 2 x x + 7 x (– 2) = – 4 4 –
2x – 14 = – 4 2x – 14 = – 4
2x = 14 – 4 2x = 14 – 4
2x = 10 2x = 10 10
2 x =
x = + 5x = + 5
01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de
oxidação do titânio é:
a) + 4.
b) + 2.
c) + 1.
d) – 1.
e) – 2.
Ca Ti O3
+ 2 x – 2R EGRAS PR ÁTI CAS
SU BST. SI M PLES: Nox = 0
SU BST. COM PO STA: Nox = 0
Í ONS SI M P LES: Nox = C ARGA D O Í ON
Í ONS COM P LEXO: Nox = CARGA DO Í ON
N ox constante em compostos
H , Ag, L i, Na, K , R b, C s, Fr: N ox = + 1
Zn, Cd, Be, M g, C a, Sr, Ba, R a: N ox = +2
O, S, Se, Te, Po : N ox = - 2 ( )fim da fórmula
F, Cl, Br, I , At: N ox = -1 ( )fim da fórmula
2 + x – 6 = 0
x = 6 – 2
x = + 4
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.
Br O3 Cl2 HI1 –x – 2
R EGRAS PR ÁTI CAS
SU BST. SI M PLES: Nox = 0
SU BST. COM PO STA: Nox = 0
Í ONS SI M P LES: Nox = C ARGA D O Í ON
Í ONS COM P LEXO: Nox = CARGA DO Í ON
N ox constante em compostos
H , Ag, L i, N a, K , R b, C s, Fr: N ox = + 1
Zn, Cd, Be, M g, C a, Sr, Ba, R a: N ox = +2
O, S, Se, Te, Po : N ox = - 2 ( )fim da fórmula
F, Cl, Br, I , At: N ox = -1 ( )fim da fórmula
x – 6 = – 1
x = 6 – 1
x = + 5
Nox = zero Nox = – 1
O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem
Nox = - 1
O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem
Nox = - 1
Ca H
Nox = – 1Nox = – 1
2 Al H
Nox = – 1Nox = – 1
3
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.
MgH2
Nox = – 1
H3PO4
Nox = + 1
HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:
Nox = – 1
HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:
Nox = – 1
O oxigênio nos peróxidos tem
Nox = - 1
O oxigênio nos peróxidos tem
Nox = - 1
H O
Nox = – 1Nox = – 1
22Na O
Nox = – 1Nox = – 1
22
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. Nox = – 2
Na2O2CaO
Nox = – 1
OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS
Nox = – 1
OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS
Nox = – 1
As reações que apresentam os fenômenos de
OXIDAÇÃO e REDUÇÃO
são denominadas de reações de óxido-redução
(oxi-redução ou redox).
As reações que apresentam os fenômenos de
OXIDAÇÃO e REDUÇÃO
são denominadas de reações de óxido-redução
(oxi-redução ou redox).
Fe + 2 HCl H2 + FeCl20 +2
OXIDAÇÃO
+1 0
REDUÇÃO
Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃOEsta é uma reação de OXI-REDUÇÃO
Fe + 2 HCl H2 + FeCl20 +2+1 0
REDUTOR
A espécie química que provoca a redução chama-seAGENTE REDUTOR
A espécie química que provoca a redução chama-seAGENTE REDUTOR
A espécie química que provoca a oxidação chama-seAGENTE OXIDANTE
A espécie química que provoca a oxidação chama-seAGENTE OXIDANTE
OXIDANTE
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+
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.
3 P4 + 8 H2O 12 H3PO4+ 20 HNO3 + 20 NO
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.
+2+5
REDUÇÃO OXIDANTE
+50
OXIDAÇÃO REDUTOR
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.
Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2
0 +4+ 2+ 3 – 2 – 2 – 2
Redução
OXIDANTE
Oxidação
REDUTOR
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.
2 HCl + NO2 H2O + NO + Cl2+1+4+1 –1 –2 –2 +2 –2 0
Oxidação /// REDUTOR
Redução /// OXIDANTE
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
Regras para o balanceamento: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.
3º) Encontrar os Δoxid e Δred :
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade
do elementoΔred = número de elétrons recebidos x
atomicidade do elementoAs 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
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 Δred se 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
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
S + HNO3 NO2 + H2O + H2SO4 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 = 6Δoxid = 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 = 1Δred = 1 x 1 = 1
Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
1S + 6 HNO3 => NO2 + H2O + H2SO4 1S + 6 HNO3 => NO2 + H2O + H2SO4
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
1S + 6 HNO3 => 6 NO2 + 2 H2O + 1H2SO41S + 6 HNO3 => 6 NO2 + 2 H2O + 1H2SO4
Mais Exemplos?
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaBr + MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4NaBr + 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 = 2Δoxid = 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 = 2Δred = 2 x 1 = 2
Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaBr + 1MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + 1 Br2 + H2O + NaHSO4NaBr + 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 + 2NaHSO4NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4 => 1MnSO4 + 1 Br2 + 2H2O + 2NaHSO4
Mais Exemplos?
Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
NaOH + Cl2 => NaClO + NaCl + H2ONaOH + 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 + H2ONaOH + 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 = 2Δoxid = 1 x 2 = 2
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento 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 = 2Δred = 1 x 2 = 2
Neste caso podemos simplificar:
Δoxid = Δred = 1Δoxid = Δred = 1
NaOH + 1Cl2 + 1Cl2 => NaClO + NaCl + H2ONaOH + 1Cl2 + 1Cl2 => NaClO + NaCl + H2O
Para os outros coeficientes deve ser usado o: método de tentativa:4NaOH + 1Cl2 + 1Cl2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H2O4NaOH + 1Cl2 + 1Cl2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H2O
4NaOH + 2Cl2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H2O4NaOH + 2Cl2 => 2NaClO + 2NaCl + 2H2O
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
A água oxigenada atuando como oxidante
FeCl2 + H2O2 + HCl => FeCl3 + H2OFeCl2 + 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 = 2Δred = 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 = 1Δoxid = 1 x 1 = 1
Invertendo os coeficientes:
2FeCl2 + 1H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O22FeCl2 + 1H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O2
2FeCl2 + 1H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O22FeCl2 + 1H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento 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 = 5Δred = 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 = 2Δoxid = 1 x 2 = 2
KmnO4 + H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2KmnO4 + H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução
Invertendo os coeficientes:
2KmnO4 + 5H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O22KmnO4 + 5H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:
2KmnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 => 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2
2KmnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 => 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2