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  1. 1. Balanceamento por Oxirredução
  2. 2. Para melhor entender essa aula você deverá saber os seguintes tópicos:  O que é uma reação química;  Representação de uma reação química (equação química);  Quais os componentes de uma equação química;  Como as reações químicas inorgânicas podem ser classificadas;  O que é balanceamento de equações químicas;  Efetuar balanceamento pelo método de tentativas;  Funções inorgânicas, especificamente classificação de óxidos;  Ligações químicas.
  3. 3. Objetivos dessa aula: Ao final dessa aula você será capaz de: ⦿Calcular o número de oxidação de um elemento em determinada substância ; ⦿Definir e compreender o que é uma reação de oxirredução ; ⦿Efetuar o balanceamento de uma reação de oxirredução ; ⦿Reconhecer e nomear os componentes de uma reação de oxirredução.
  4. 4. Vocabulário Reação de oxirreduçao: Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes; Número de oxidação: É o número que mede a carga real ou a carga parcial de uma espécie química; Oxidação: É a perda de elétrons por uma espécie química ; Redução: É o ganho de elétrons por uma espécie química ; Agente redutor ou redutor: É a espécie que perde elétrons ;
  5. 5. Vocabulário Agente oxidante ou oxidante: É a espécie que ganha elétrons ; Balanceamento por oxirredução: Consiste em atribuir coeficientes aos participantes da reação afim de igualar o número de elétrons ganhos e perdidos ; Equação iônica essencial: É uma equação simplificada onde aparecem somente as partículas que sofreram alguma alteração.
  6. 6. Transformações da matéria Transformações físicas Transformações químicas Reações Químicas Reações inorgânicas Reações orgânicas Relembrando...
  7. 7. Deslocamento Dupla troca Oxirredução Decomposição ou análise Classificação Quanto à complexidade Quanto à variação ou não do Nox Síntese ou Adição Definição Fenômeno em que os átomos se separam e se rearranjam permanecendo praticamente intactos. Reações Químicas Inorgânicas Relembrando... Não-oxirredução
  8. 8. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Esquema Organizacional Global Regras Equação iônica essencial Definição Equações Caso particular Auto-oxirredução ou desproporcionamento Mais de uma oxidação e/ou redução
  9. 9. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Esquema Organizacional Global
  10. 10. Reação de Oxirredução Reações de oxirredução são reações químicas que envolvem transferência de elétrons entre reagentes. Elas são formadas por substâncias com tendência a doar elétrons e substâncias com tendência a receber elétrons. Nem sempre é fácil perceber, pela equação química, que uma reação envolve transferência de elétrons, mas essa percepção será facilitada pelo conceito de número de oxidação (Nox).
  11. 11. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Regras para calcular Esquema Organizacional Global
  12. 12. Nox É o número que mede a carga real ou a carga parcial de uma espécie química Definição Esquema Organizacional Parcial
  13. 13. Número de oxidação (Nox) O Nox é o número que mede a carga real (ligação iônica) ou carga parcial (ligação covalente) de uma espécie química. Fonte:http://www.grupoescolar.com/pesquisa/r eacao-de-oxirreducao.html Fonte:http://www.zun.com.br/oxidacao- e-reducao-de-compostos-organicos/
  14. 14. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Regras para calcular Esquema Organizacional Global
  15. 15. Nox Determinação Compostos iônicos Compostos covalentes É o número que mede a carga real ou a carga parcial de uma espécie química Definição Esquema Organizacional Parcial
  16. 16. Ligações Químicas Regra do Octeto Descrição Exceção Considerações Definição Os átomos se combinam entre si Estabilidade com oito elétrons na última camada Estabilidade com dois elétrons na última camada Ocorre entre elétrons da camada de valência Não altera a massa do átomo Átomos mais estáveis e menos energéticos Sem mudanças no núcleo Nova configuração mais estável Próxima de um gás nobre Imitando gás nobre He Relembrando...
  17. 17. Relembrando... Ligações Químicas Caráter Tipos de Ligações Iônica Covalente Metálica Diferença de eletronegatividade (∆E ) Capacidade de atrair elétrons de outro átomo Eletronegatividade ∆E>1,7 caráter iônico Definição ∆E<1,7 caráter covalente Regra do Octeto Definição Considerações
  18. 18. Ânion Iônica ou Eletrovalente Ocorrência Consequência Formação de íons de cargas opostas Definição Cátion Metal + Ametal ou Metal + H Transferência de elétrons entre átomos Ganha elétrons Perde elétrons Retículo cristalino iônico Aglomerados de íons positivos e negativos Relembrando... Covalente Definição Ocorrência Ametal + Ametal ou Ametal + H Compartilhamento de par de elétrons Par compartilhado formado por um elétron de cada átomo ligante Consequência Formação de molécula Estrutura eletricamente neutra
  19. 19. Relembrando... Ligações dos Grupos - A Exemplos: a) KCl → K(1A) Cl(7A) → K+ Cl- b) CaI2 →Ca(2A) I(7A) → Ca+2 I-1 c)Al2S3 → Al(3A) S(6A) → Al+3 S-2
  20. 20. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Regras para calcular Esquema Organizacional Global Voltando à nossa aula...
  21. 21. Determinação Compostos iônicos Compostos covalentes O Nox do elemento é a carga dele no composto, ou seja o seu íon O Nox negativo será o do elemento mais eletronegativo e o Nox positivo será o do elemento menos eletronegativo Esquema Organizacional Parcial
  22. 22. Determinação do Nox •Nox em compostos iônicos: É o número que exprime a carga real da espécie química. Ex: Composto formado de magnésio(IIA) e oxigênio(VIA) (MgO). Mg° doa 2 e– e transforma-se em Mg2+ O recebe 2 e– e transforma-se em O2– Nox= -2 Nox= +2
  23. 23. Determinação do Nox •Nox em compostos covalentes: É o número que representa a carga parcial do átomo na molécula. O Nox negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo(o que atrai os elétrons na ligação covalente). O Nox positivo é atribuído ao elemento menos eletronegativo(o que deixa atrair os elétrons na ligação covalente).
  24. 24. Determinação do Nox Exemplo de Nox em compostos covalentes: Metanal (H2CO) Eletronegatividade: O > C > H O oxigênio atraiu 2e– do C: Nox = -2 Cada H deixou o C atrair 1e– : Nox = +1 O carbono atraiu 2é e teve 2é atraídos pelo oxigênio: Nox = +2 -2 = 0
  25. 25. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Esquema Organizacional Global Regras Equação iônica essencial Definição Equações Caso particular Auto-oxirredução ou desproporcionamento Mais de uma oxidação e/ou redução
  26. 26. Nox Determinação É o número que mede a carga real ou a carga parcial de uma espécie química Definição Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon. Esquema Organizacional Parcial
  27. 27. Regras para o cálculo do Nox Ex: H2 • H H •Os elétrons da ligação estão igualmente distribuídos entre os dois átomos(Nox= zero) Outros exemplos: N2, O2, F2 e Al têm Nox igual a zero, pois estão na forma de substância simples(não combinados com outro elemento). Nox = zero Nox = zero 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero.
  28. 28. Ex: H2O, HNO3, NaOH, H3PO4 •A maioria das ligações feitas pelo H é covalente. Sendo pouco eletronegativo, deixa atrair seu elétron na ligação(Nox= +1). Regras para o cálculo do Nox 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos.
  29. 29. Exceção à 2° regra: Nos hidretos iônicos (metálicos), o Nox do hidrogênio é -1. Ex: NaH, CaH2 A ligação entre o H e o metal é iônica. O metal doa elétron ao H (Nox= -1). Os elétrons da ligação estão igualmente distribuídos entre os dois átomos(Nox= zero) Regras para o cálculo do Nox
  30. 30. Ex: H2O, HNO3, Al2(SO4), H3PO4 Sendo o oxigênio altamente eletronegativo ele atrai para si os elétrons da ligação(Nox= -2). Regras para o cálculo do Nox 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos.
  31. 31. Exceções à 3° regra: I. OF2 O flúor é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica. O flúor atrai os dois elétrons de ligação do oxigênio(Nox=+2). II. Nos peróxidos, o oxigênio adquire Nox=-1 Ex: H2O2, BaO2, K2O2 Observação: Os peróxidos são aqueles que ao reagirem com água ou com ácidos diluídos formam H2O2 (peróxido de hidrogênio) Ele é formado por metal ou ametal + O2 2- Regras para o cálculo do Nox
  32. 32. •Metais alcalinos (grupo 1A): Em seus compostos recebem sempre o Nox=+1. •Metais alcalinos terrosos (grupo 2A): Em seus compostos recebem sempre o Nox=+2. •Alumínio(grupo 3A): Apresenta Nox sempre +3 nas substâncias compostas. •Flúor: Em todos os seus compostos possui Nox=-1. Regras para o cálculo do Nox 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos.
  33. 33. •Prata: apresenta Nox sempre +1 nas substâncias compostas. •Zinco: apresenta Nox +2 sempre nas substâncias compostas. Resumindo a 4° regra: Regras para o cálculo do Nox Grupo ou elemento Nox 1A: H, Li, Na, K, Rb, Cs e Fr + 1 2A: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra + 2 Al (grupo 3A) + 3 Flúor(F) - 1 Prata(Ag) + 1 Zinco(Zn) + 2
  34. 34. Ex1: NaOH O Nox do sódio é + 1 O Nox do oxigênio é – 2 O Nox do hidrogênio é + 1 Calculando a soma algébrica, teremos: (+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0 Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante. Regras para o cálculo do Nox 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero.
  35. 35. Ex2: CO2 O Nox do carbono é desconhecido ( x ) O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2. Então: x + 2 . ( – 2 ) = 0 x – 4 = 0 x = + 4 Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4. Regras para o cálculo do Nox 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero.
  36. 36. Ex: NH4 +1 O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ) Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1 O íon tem carga + 1. Calculando a soma algébrica, teremos: x + 4 . ( + 1 ) = + 1 x + 4 = 1 → x = 1 – 4 x = – 3 Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a – 3. Regras para o cálculo do Nox 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  37. 37. 1) (MACKENZIE-SP) Sabendo que o cloro pertence à família dos halogênios, a substância na qual o cloro apresenta número de oxidação máximo é: a) Cl2O5 b) HCl c) Cl2O d) HClO4 e) Cl2 Vamos exercitar?
  38. 38. 1) (MACKENZIE-SP) Sabendo que o cloro pertence à família dos halogênios, a substância na qual o cloro apresenta número de oxidação máximo é: a) Cl2O5 b) HCl c) Cl2O d) HClO4 e) Cl2 Vamos exercitar?
  39. 39. Resposta Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) (Nox oxigênio= -1) 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos (Nox hidrogênio= -1) 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  40. 40. Resposta Cl2O5 2X+ 5(-2)= 0 2x -10 = 0 2x = 10 x = 10/2 x = 5 Nox= +5 HCl +1 +x = 0 x = -1 Nox= -1 Cl2O 2x -2= 0 2x = 2 x= 2/2 x= +1 Nox= +1 HClO4 +1 +x + 4(-2)= 0 +1 +x -8= 0 x -7 = 0 x = +7 Nox = +7 Cl Nox = 0 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. Letra dLetra d 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero.
  41. 41. 2) (Fatec-SP) Os cálculos renais, popularmente conhecidos como "pedras nos rins", são agregados cristalinos compostos por alguns sais, dentre eles o fosfato de cálcio, que se forma através da reação entre os íons cálcio e fosfato presentes no sangue: 3 Ca2+ (aq) + 2 PO4 3- (aq)  Ca3(PO4)2 O número de oxidação (Nox) do átomo de fósforo do íon fosfato é: a) +5 b) -5 c) +3 d) -3 e) -2 Vamos exercitar?
  42. 42. 2) (Fatec-SP) Os cálculos renais, popularmente conhecidos como "pedras nos rins", são agregados cristalinos compostos por alguns sais, dentre eles o fosfato de cálcio, que se forma através da reação entre os íons cálcio e fosfato presentes no sangue: 3 Ca2+ (aq) + 2 PO4 3- (aq)  Ca3(PO4)2 O número de oxidação (Nox) do átomo de fósforo do íon fosfato é: a) +5 b) -5 c) +3 d) -3 e) -2 Vamos exercitar?
  43. 43. Resposta Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  44. 44. PO4 3- x + 4(-2)= -3 x – 8= -3 x= 8 - 3 x= 5 Nox= +5 Resposta Letra aLetra a Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  45. 45. 3) (Vunesp-SP) No mineral perovsquita, de fórmula mínima CaTiO3, o número de oxidação do titânio é: a) +4 b) +2 c) +1 d) –1 e) –2 Agora é a sua vez!
  46. 46. 3) (Vunesp-SP) No mineral perovsquita, de fórmula mínima CaTiO3, o número de oxidação do titânio é: a) +4 b) +2 c) +1 d) –1 e) –2 Agora é a sua vez!
  47. 47. Resposta Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  48. 48. CaTiO3 2 + x + 3(-2)= 0 2 + x -6 = 0 x -4 = 0 x = 4 Nox = +4 Resposta Letra aLetra a Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. Grupo 2A Nox= +2
  49. 49. 4) (Unifor-CE) I2O5 + 5 CO 5 CO2 + I2 Na reação representada, o número de oxidação do iodo varia de: a) +7 para +2 b) +7 para zero c) +5 para +2 d) +5 para zero e) +5 para –2 Agora é a sua vez!
  50. 50. 4) (Unifor-CE) I2O5 + 5 CO 5 CO2 + I2 Na reação representada, o número de oxidação do iodo varia de: a) +7 para +2 b) +7 para zero c) +5 para +2 d) +5 para zero e) +5 para –2 Agora é a sua vez!
  51. 51. Resposta Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  52. 52. I2O5  I2 2x + 5(-2)= 0 Nox = 0 2x -10 = 0 2x = 10 x = 10/2 x = 5 Nox = +5 Resposta Letra dLetra d Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero.
  53. 53. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Regras Equação iônica essencial Definição Equações Caso particular Auto-oxirredução ou desproporcionamento Mais de uma oxidação e/ou redução Esquema Organizacional Global
  54. 54. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Esquema Organizacional Global
  55. 55. Processos envolvidos Oxidação Redução É a perda de elétrons por uma espécie química. Definição Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox É o ganho de elétrons por uma espécie química.Definição Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Esquema Organizacional Parcial
  56. 56. Oxidação e Redução Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química, conhecida como redutor. A espécie que oxida-se (é oxidada), age como um agente redutor, causando a redução de outra espécie do reagente. Ex: Oxidação do cobre (Cu): Cu (s) Cu2+ (aq) + 2 e- Um átomo de cobre, no estado sólido, perde dois elétrons, formando-se um íon, no estado aquoso, com carga +2. Nox = 0 Nox = +2 2 é
  57. 57. Redução é o ganho de elétrons por uma espécie química, conhecida como oxidante. A espécie que reduz-se (é reduzida) age como um agente oxidante, causando a oxidação de outra espécie do reagente. Ex: Redução da prata (Ag): Ag+ (aq) + e- Ag (s) Um íon de prata, com carga +1, no estado aquoso, ganha um elétron, formando-se prata no estado sólido. Nox = +1 Nox = 0 1 é Oxidação e Redução
  58. 58. Oxidação e Redução A oxidação e a redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo uma sem a outra, pois, na transferência na transferência de elétrons entre espécies químicas uma perde e outra ganha. Resumindo: Espécie oxidante ou agente oxidante  É aquela que sofre redução, pois ganha elétrons. O seu Nox diminui. Espécie redutora ou agente redutor  É aquela que sofre oxidação, pois perde elétrons. O seu Nox aumenta.
  59. 59. Exemplo Observação macroscópica Observação microscópica Formação de ferrugem
  60. 60. Dica para memorizar! A espécie que sofre redução é aquela que ganha elétrons, já que diminui o seu Nox, por isso ela é chamada de agente oxidante. Redução- ganha é- diminui Nox- agente oxidante Renata gastou diNheiro com agua oxigenada. Redução ganha é diminui Nox agente oxidante
  61. 61. Dica para memorizar! A espécie que sofre oxidação é aquela que perde elétrons, já que aumenta o seu Nox, por isso ela é chamada de agente redutor. Oxidação- perde é- aumenta Nox- agente redutor Oxigenada pede aumeNto aguardado e recusado. Oxidação perde é aumenta Nox agente redutor
  62. 62. Dica para memorizar! Oxigenada pede aumeNto aguardado e recusado. Oxidação perde é aumenta Nox agente redutor Renata gastou diNheiro com agua oxigenada. Redução ganha é diminui Nox agente oxidante
  63. 63. O elemento que sofre redução e o agente oxidante estão, respectivamente, indicados em: 5) (UERJ) O carvão, ao contrário do hidrogênio, é um combustível altamente poluente, pois sua queima contribui para o aumento do efeito estufa e para a ocorrência da chuva ácida. A equação balanceada abaixo representa a principal reação química que ocorre na combustão do carvão: C(s) + O2(g) CO2(g) a) O, C b) O, O2 c) C, O d) C, O2 Vamos exercitar?
  64. 64. Vamos exercitar? O elemento que sofre redução e o agente oxidante estão, respectivamente, indicados em: 5) (UERJ) O carvão, ao contrário do hidrogênio, é um combustível altamente poluente, pois sua queima contribui para o aumento do efeito estufa e para a ocorrência da chuva ácida. A equação balanceada abaixo representa a principal reação química que ocorre na combustão do carvão: C(s) + O2(g) CO2(g) a) O, C b) O, O2 c) C, O d) C, O2
  65. 65. Resposta Nox(carbono) = ? x + 2(-2) = 0 X -4 = 0 x = 4 Nox= +4 C(s) + O2(g)  CO2(g) 0 0 +4 -2 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero.
  66. 66. Resposta C(s) + O2(g)  CO2(g) 0 0 +4 -2 redução oxidação Letra b: O, O2 Letra b: O, O2 Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox
  67. 67. Vamos exercitar? 6) (Puc-MG) Uma bateria muito comum utilizada na medicina é o marca-passo, que é colocado sob a pele de pessoas com problemas cardíacos, com a finalidade de regular as batidas do coração. A reação responsável pela produção de corrente elétrica pode ser representada pela equação: HgO(s) + Zn(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) + Hg(l) A partir dessas informações, assinale a afirmativa INCORRETA.
  68. 68. Vamos exercitar? 6) (Puc-MG) Uma bateria muito comum utilizada na medicina é o marca-passo, que é colocado sob a pele de pessoas com problemas cardíacos, com a finalidade de regular as batidas do coração. A reação responsável pela produção de corrente elétrica pode ser representada pela equação: HgO(s) + Zn(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) + Hg(l) A partir dessas informações, assinale a afirmativa INCORRETA.
  69. 69. Vamos exercitar? a) O mercúrio do HgO sofre uma redução. b) O metal zinco atua como agente oxidante. c) A variação do número de oxidação do mercúrio na reação é de + 2 para 0. d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na reação.
  70. 70. Vamos exercitar? a) O mercúrio do HgO sofre uma redução. b) O metal zinco atua como agente oxidante. c) A variação do número de oxidação do mercúrio na reação é de + 2 para 0. d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na reação.
  71. 71. Nox Hg x -2 = 0 x = 2 Nox = +2 Resposta HgO(s) + Zn(s) + H2O(l)  Zn(OH)2(aq) + Hg(l) +2 -2 0 +1 -2 +2 -2 +1 0 Nox Zn x + 2(-2) + 2(+1) = 0 x -4 +2 = 0 x -2 = 0 X = 2 Nox = +2 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero.
  72. 72. Resposta HgO(s) + Zn(s) + H2O(l)  Zn(OH)2(aq) + Hg(l) +2 0 a) O mercúrio do HgO sofre uma redução. correta Redução O metal zinco atua como agente oxidante. incorreta oxidação 0 +2 c) A variação do número de oxidação do mercúrio na reação é de + 2 para 0. correta d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na reação. correta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox b)b) Reação Redox
  73. 73. Agora é a sua vez! 7) (UFRS) Por efeito de descargas elétricas, o ozônio pode ser formado, na atmosfera, a partir da sequência de reações representadas a seguir: I — N2 + O2 2 NO II — 2 NO + O2 2 NO2 III — NO2 + O2 NO + O3 Considerando as reações no sentido direto, pode-se afirmar que ocorre oxidação do nitrogênio: a) apenas em I. b) apenas em II. c) apenas em I e II. d) apenas em I e III. e) em I, II e III.
  74. 74. Agora é a sua vez! 7) (UFRS) Por efeito de descargas elétricas, o ozônio pode ser formado, na atmosfera, a partir da sequência de reações representadas a seguir: I — N2 + O2 2 NO II — 2 NO + O2 2 NO2 III — NO2 + O2 NO + O3 Considerando as reações no sentido direto, pode-se afirmar que ocorre oxidação do nitrogênio: a) apenas em I. b) apenas em II. c) apenas em I e II. d) apenas em I e III. e) em I, II e III.
  75. 75. I — N2 + O2  2 NO II — 2 NO + O2  2 NO2 III — NO2 + O2  NO + O3 Resposta 0 +2 NO2 x + 2(-2)= 0 x -4= 0 x = +4 Nox= +4 +2 +4 +2+4 NO X -2= 0 X= +2 Nox= +2 oxidação oxidação reduçãoLetra cLetra c Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox
  76. 76. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Definição Esquema Organizacional Parcial
  77. 77. Balanceamento Definição Atribuir coeficientes aos participantes da reação, de tal modo que o total de elétrons perdidos seja igual ao total de elétrons ganhos na reação Esquema Organizacional Parcial
  78. 78. Balanceamento por oxirredução Balancear uma equação de oxirredução consiste em atribuir coeficientes aos participantes da reação, de tal modo que o total de elétrons cedidos pelo agente redutor seja igual ao total de elétrons ganhos pelo agente oxidante.
  79. 79. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Definição Esquema Organizacional Parcial Regras Equação iônica essencial Equações Caso particular
  80. 80. Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa. Esquema Organizacional Parcial
  81. 81. Regras práticas de balanceamento 1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação. 2° Passo: Identificar as espécies que sofrem redução(agente oxidante) e oxidação(agente redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma. 3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e redutoras afim de estabelecer uma proporção.
  82. 82. Regras práticas de balanceamento 4° Passo: Determinar os coeficientes de cada espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra espécie. 5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e, por segundo, onde a atomicidade do elemento for maior. 6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  83. 83. Relembrando... Método das tentativas Consiste em acertar os coeficientes da equação simplesmente contando-se o número de átomos de cada elemento participante dos reagentes e produtos. Ex: Para igualarmos o número de átomos no reagente e no produto, colocamos coeficientes, isto é, números na frente de cada fórmula veja:
  84. 84. +6+6 Exemplo 1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação. 2° Passo: Identificar as espécies que sofrem redução(agente oxidante) e oxidação(agente redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma. H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr 1 -2 0 +1 -2 +1 +6 -2 +1 -1 H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr Redução: ∆Nox= 1 Oxidação: ∆Nox= 8 -2-2 00 -1-1
  85. 85. Exemplo 3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e redutoras afim de estabelecer uma proporção. oTodo o enxofre presente no H2S se oxidou, originando H2SO4: oTodo o bromo do Br2 se reduziu, originando HBr: oCada bromo ganhou 1é, como no Br2 existem dois bromos, o número total de elétrons ganhos é igual a 2: Br2 HBr H2S H2SO4 ∆Nox= 8 ∆Nox= 1 Br2 = 2. ∆Nox= 2.1= 2
  86. 86. Exemplo 4° Passo: Determinar os coeficientes de cada espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir o ∆Nox de uma espécie como coeficiente da outra espécie. 5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior. H2S =∆ Nox= 8 8 será o coeficiente do Br2 Br2 =∆ Nox= 2 2 será o coeficiente do H2S 2H2S + 8Br2 + H2O H2SO4 + HBr
  87. 87. Exemplo 6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa. Ao final do balanceamento é possível perceber que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons recebidos: 2H2S + 8Br2 + 8H2O 2H2SO4 + 16HBr Elétrons perdidos Elétrons recebidos 1 Br2 = 2é 1 H2S = 8é 8 Br2 = 16é 2 H2S = 16é
  88. 88. 8) (UEPG-PR) Talheres de prata comumente apresentam manchas escuras em sua superfície, que consistem em sulfeto de prata (Ag2S) formado pela reação da prata com compostos contendo enxofre encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar talheres escurecidos basta colocá-los em uma panela de alumínio com água quente e uma solução de soda cáustica diluída e, em seguida, retirá-los e enxaguá-los em água limpa, o que devolve o brilho característico dos talheres, que ficam com o aspecto de novos. Vamos exercitar?
  89. 89. 8) (UEPG-PR) Talheres de prata comumente apresentam manchas escuras em sua superfície, que consistem em sulfeto de prata (Ag2S) formado pela reação da prata com compostos contendo enxofre encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar talheres escurecidos basta colocá-los em uma panela de alumínio com água quente e uma solução de soda cáustica diluída e, em seguida, retirá-los e enxaguá-los em água limpa, o que devolve o brilho característico dos talheres, que ficam com o aspecto de novos. Vamos exercitar?
  90. 90. Vamos exercitar? Esse processo consiste na reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, conforme a seguinte equação, não balanceada: Ag2S + Al + NaOH + H2O Ag + H2S + NaAlO2 Sobre essa reação, pede-se: a) O agente oxidante e o agente redutor. b) A soma dos coeficientes da equação balanceada com os menores números inteiros possíveis.
  91. 91. Vamos exercitar? Esse processo consiste na reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, conforme a seguinte equação, não balanceada: Ag2S + Al + NaOH + H2O Ag + H2S + NaAlO2 Sobre essa reação, pede-se: a) O agente oxidante e o agente redutor. b) A soma dos coeficientes da equação balanceada com os menores números inteiros possíveis.
  92. 92. Resposta Ag2S + Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2 +1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. Nox (S) Ag2S 2(+1) + x= 0 2 + x = 0 x = -2 Nox (S) H2S 2(+1) + x= 0 2 + x = 0 x = -2
  93. 93. Resposta Ag2S + Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2 +1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20 Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox Redução oxidação a) Ag2S: agente oxidante Al: agente redutor
  94. 94. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  95. 95. Resposta Ag2S + Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2 +1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20 Redução ∆ Nox= 1 Oxidação ∆Nox= 3 Ag2S  Ag 2. ∆Nox= 2.1= 2 Estabelecendo a proporção: Al  NaAlO2 ∆Nox= 3
  96. 96. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  97. 97. Resposta 3Ag2S + 2Al + 2NaOH + 2H2O  6Ag + 3H2S + 2NaAlO2 Trocando os coeficientes: 3Ag2S + 2Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2 Determinar coeficientes por tentativas: b) Soma dos coeficientes: 3+2+2+2+6+3+2= 2020
  98. 98. Vamos exercitar? 9) (Puc-RJ) Os coeficientes estequiométricos da reação química balanceada dada a seguir são: a KMnO4 (aq) + b FeCl2 (aq) + c HCl (aq) d MnCl2 (aq) + e FeCl3(aq) + f KCl (aq) + g H2O (aq), a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4. b) a = 5, b = 2, c = 3, d = 1, e = 2, f = 8, g = 10. c) a = 3, b = 5, c = 3, d = 1, e = 3, f = 10, g = 8. d) a = 2, b = 10, c = 3, d = 1, e = 2, f = 10, g = 8. e) Nenhuma das alternativas apresenta o conjunto correto de coeficientes estequiométricos.
  99. 99. Vamos exercitar? 9) (Puc-RJ) Os coeficientes estequiométricos da reação química balanceada dada a seguir são: a KMnO4 (aq) + b FeCl2 (aq) + c HCl (aq) d MnCl2 (aq) + e FeCl3(aq) + f KCl (aq) + g H2O (aq), a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4. b) a = 5, b = 2, c = 3, d = 1, e = 2, f = 8, g = 10. c) a = 3, b = 5, c = 3, d = 1, e = 3, f = 10, g = 8. d) a = 2, b = 10, c = 3, d = 1, e = 2, f = 10, g = 8. e) Nenhuma das alternativas apresenta o conjunto correto de coeficientes estequiométricos.
  100. 100. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  101. 101. Resposta KMnO4 (aq) + FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) + KCl (aq) + H2O (aq) +1 +7 -2 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em todos ou quase todos os seus compostos. 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. Nox (Mn) KMnO4 +1 + x +4(-2)= 0 1 + x -8 = 0 x-7= 0 x= +7 +1 -2
  102. 102. Resposta KMnO4 (aq) + FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) + KCl (aq) + H2O (aq) +1 +7 +1 -1 +3 -1+2 -1-2 -1+2 Nox FeCl2 (metal + ametal) Fe+2 Cl-1 Nox (Fe)= + 2 Nox (Cl)= -1 +1 -1 +1 -2 Determinação Compostos iônicos O Nox do elemento é a carga dele no composto, ou seja o seu íonNox Nox (Fe) FeCl3 (metal + ametal) Fe+3 Cl-1 Nox (Fe)= + 3 Nox (Cl)= -1 MnCl2 (metal + ametal) Mn+2 Cl-1 Nox (Mn)= + 2 Nox (Cl)= -1 KCl (metal + ametal) K+1 Cl-1 Nox (K)= + 1 Nox (Cl)= -1
  103. 103. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  104. 104. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox KMnO4 (aq) + FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) + KCl (aq) + H2O (aq) +1 +7 +1 -1 +3 -1+2 -1-2 -1+2 +1 -1 +1 -2 KMnO4  MnCl2 ∆Nox= 5 Estabelecendo a proporção: FeCl2  FeCl3 ∆Nox= 1 Redução ∆ Nox= 5 Oxidação ∆Nox= 1
  105. 105. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  106. 106. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4.a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4. 1KMnO4 (aq) + 5FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) + KCl (aq) + H2O (aq) 1KMnO4 (aq) + 5FeCl2 (aq) + 8HCl (aq)  1MnCl2 (aq) + 5FeCl3(aq) + 1KCl (aq) + 4H2O (aq)
  107. 107. Agora é a sua vez! 10) (Cesgranrio-RJ) Dada a equação: MnO2 + HCl + Zn MnCl2 + ZnCl2 + H2O, os coeficientes, na ordem em que aparecem após o balanceamento, são: a) 1; 4; 2; 1; 2; 2. b) 1; 4; 1; 1; 1; 2. c) 2; 4; 2; 2; 2; 2. d) 1; 2; 1; 1; 1; 2. e) 2; 4; 1; 2; 1; 4.
  108. 108. Agora é a sua vez! 10) (Cesgranrio-RJ) Dada a equação: MnO2 + HCl + Zn MnCl2 + ZnCl2 + H2O, os coeficientes, na ordem em que aparecem após o balanceamento, são: a) 1; 4; 2; 1; 2; 2. b) 1; 4; 1; 1; 1; 2. c) 2; 4; 2; 2; 2; 2. d) 1; 2; 1; 1; 1; 2. e) 2; 4; 1; 2; 1; 4.
  109. 109. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  110. 110. Resposta MnO2 + HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O +4 +1-2 Nox Regras para calcular 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. 5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa espécie neutra é zero. Nox (Mn) MnO2 x +2(-2)= 0 x -4 = 0 x= +4 +2 -1-1 0 +1 -2 Determinação Compostos iônicos O Nox do elemento é a carga dele no composto, ou seja o seu íonNox ZnCl2 Zn +2 Cl-1 +2 -1
  111. 111. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  112. 112. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox MnO2  MnCl2 ∆Nox= 2 Estabelecendo a proporção: Zn  ZnCl2 ∆Nox= 2 Redução ∆ Nox= 2 Oxidação ∆Nox= 2 MnO2 + HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O +4 +1-2 +2 -1-1 0 +1 -2+2 -1
  113. 113. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  114. 114. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: b) 1; 4; 1; 1; 1; 2.b) 1; 4; 1; 1; 1; 2. 2MnO2 + 8HCl +2Zn  2MnCl2 + 2ZnCl2 + 4H2O 2MnO2 + HCl +2Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O Simplificando os coeficientes: 1MnO2 + 4HCl + 1Zn  1MnCl2 + 1ZnCl2 + 2H2O
  115. 115. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Regras Equação iônica essencial Definição Equações Caso particular Esquema Organizacional Parcial
  116. 116. Equação iônica essencial Definição Equação onde se escrevem somente as partículas que de alguma forma sofreram alteração. Esquema Organizacional Parcial
  117. 117. Equação iônica essencial Equação iônica trata-se de uma equação onde se escrevem somente as partículas que de alguma forma sofreram alteração. Ela é considerada uma equação simplificada. O balanceamento é feito adotando-se o mesmo procedimento realizado na equação completa.
  118. 118. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Regras Equação iônica essencial Definição Equações Caso particular Esquema Organizacional Parcial
  119. 119. Equação iônica essencial Definição Aplicação Equação onde se escrevem somente as partículas que de alguma forma sofreram alteração. Mesmas regras utilizadas para balancear uma equação completa Esquema Organizacional Parcial
  120. 120. +3+3 Exemplo 1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação. 2° Passo: Identificar as espécies que sofrem redução(agente oxidante) e oxidação(agente redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma. Cr2O7 2- + Cl- + H+ Cr3+ + H2O + Cl2 -2 -2 -1 +1 +3 +1 -2 0 Oxidação: ∆Nox= 1 Redução: ∆Nox= 3 +6+6 -1-1 00 Cr2O7 2- + Cl- + H+ Cr3+ + H2O + Cl2
  121. 121. Exemplo 3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e redutoras afim de estabelecer uma proporção. oTodo o cromo presente no Cr2O7 2- se reduziu, originando Cr3+ : oTodo o cloro do Cl- se oxidou, originando Cl2: oCada cromo ganhou 3é, como no Cr2O7 2- existem dois cromos, o número total de elétrons ganhos é igual a 6: Cl- Cl2 Cr2O7 2- Cr3+ ∆Nox= 3 ∆Nox= 1 Cr2O7 2- = 2. ∆Nox= 2.3= 6
  122. 122. Exemplo oCada cloro perdeu 1é, como no Cl2 existem dois cloros, o número total de elétrons ganhos é igual a 2: 4° Passo: Determinar os coeficientes de cada espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir o ∆Nox de uma espécie como coeficiente da outra espécie. Cr2O7 2- = ∆Nox= 6 6 será o coeficiente do Cl2 Cl2 = ∆Nox= 2 2 será o coeficiente do Cr2O7 2- Cl2 = 2. ∆Nox= 2.1= 2
  123. 123. Exemplo 5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior. 2Cr2O7 2- + Cl- + H+ Cr3+ + H2O + 6Cl2 Nesse caso não há repetição de Nox, mas a atomicidade é diferente, por isso o coeficiente fica no Cr2O7 2- ao invés do Cr3+ e no Cl2 ao invés do Cl- .
  124. 124. Exemplo 6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa. Ao final do balanceamento é possível perceber que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons recebidos: Elétrons perdidos Elétrons recebidos 1Cl2 = 2é 1 Cr2O7 2- = 6é 6Cl2 = 12é 2 Cr2O7 2- = 12é 2Cr2O7 2- + 12Cl- + 28H+ 2Cr3+ +14H2O + 6Cl2
  125. 125. Exemplo No caso da equação iônica é possível constatar isso de uma forma mais simples, basta o número de cargas do reagente ser igual as do produto: 2Cr2O7 2- + 12Cl- + 28H+ 4Cr3+ +14H2O + 6Cl2(-4) (-12) (+28) (+12) 00 Total: +12 Total: +12
  126. 126. 11)(UFMT) Seja a reação do íon Sn2+ com o íon Hg2+ na presença do íon cloreto, dada pela equação: Hg2+ (aq) + Sn+2 (aq) + Cl- (aq) Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) Pede-se: a) Os menores coeficientes para reagentes e produtos nessa reação. b) A atuação do íon Sn2+ em termos de oxirredução. Vamos exercitar?
  127. 127. 11) (UFMT) Seja a reação do íon Sn2+ com o íon Hg2+ na presença do íon cloreto, dada pela equação: Hg2+ (aq) + Sn+2 (aq) + Cl- (aq) Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) Pede-se: a) Os menores coeficientes para reagentes e produtos nessa reação. b) A atuação do íon Sn2+ em termos de oxirredução. Vamos exercitar?
  128. 128. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  129. 129. Resposta +2 Nox (Hg) Hg2Cl2 Hg+1 Cl-1 +2 Hg2+ (aq) + Sn+2 (aq) + Cl- (aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) -1 Determinação Compostos iônicos O Nox do elemento é a carga dele no composto, ou seja o seu íonNox -1+1 +4 Nox Regras para calcular 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon.
  130. 130. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  131. 131. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox Hg2+  Hg2Cl2 ∆Nox= 1.2= 2 Estabelecendo a proporção: Zn  ZnCl2 ∆Nox= 2 Redução ∆ Nox= 1 Oxidação ∆Nox= 2 +2 +2 Hg2+ (aq) + Sn+2 (aq) + Cl- (aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) -1 -1+1 +4
  132. 132. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  133. 133. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: a)a) Hg2+ (aq) + 2Sn+2 (aq) + Cl- (aq)  2Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) 4Hg2+ (aq) + 2Sn+2 (aq) + 4Cl- (aq)  2Hg2Cl2(s) + 2Sn4+ (aq) Os menores coeficientes: Simplificando a equação 2Hg2+ (aq) + 1Sn+2 (aq) + 2Cl- (aq)  1Hg2Cl2(s) + 1Sn4+ (aq)
  134. 134. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox b) Sn+2  Sn4+ Sofre oxidação, agente redutor Redução ∆ Nox= 1 Oxidação ∆Nox= 2 +2 +2 Hg2+ (aq) + Sn+2 (aq) + Cl- (aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+ (aq) -1 -1+1 +4
  135. 135. 12)(PUC-MG) Seja dada a seguinte equação de redox: CrO4 –2 + I– + H+ Cr+3 + I2 + H2O A soma total dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies envolvidas, após o balanceamento da equação, é igual a: a) 24. b) 26. c) 29. d) 35. e) 37. Agora é a sua vez!
  136. 136. 12)(PUC-MG) Seja dada a seguinte equação de redox: CrO4 –2 + I– + H+ Cr+3 + I2 + H2O A soma total dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies envolvidas, após o balanceamento da equação, é igual a: a) 24. b) 26. c) 29. d) 35. e) 37. Agora é a sua vez!
  137. 137. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  138. 138. Resposta +6 Nox (Cr)CrO4 –2 x +4.(-2)= -2 x – 8= -2 x= 8-2 x= +6 -2 CrO4 –2 + I– + H+  Cr+3 + I2 + H2O -1 0+3 +1 -2 Nox Regras para calcular 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon. +1 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero.
  139. 139. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  140. 140. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox CrO4 –2  Cr+3 ∆Nox= 3 Estabelecendo a proporção: I–  I2 ∆Nox= 1.2=2 Redução ∆ Nox= 3 Oxidação ∆Nox= 1 +6 -2 CrO4 –2 + I– + H+  Cr+3 + I2 + H2O -1 0+3 +1 -2+1
  141. 141. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  142. 142. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: Soma dos menores coeficientes: 2CrO4 –2 + I– + H+  Cr+3 + 3I2 + H2O 2CrO4 –2 + 6I– + 16H+  2Cr+3 + 3I2 + 8H2O 2 + 6 + 16+ 2 + 3 + 8 = 37 (e)
  143. 143. Reação de Oxirredução Definição Reação química que envolve transferência de elétrons entre reagentes. Nox Conceito fundamental Definição Determinação Balanceamento Processos envolvidos Regras para calcular Oxidação Redução Regras Equação iônica essencial Definição Equações Casos particulares Esquema Organizacional Parcial
  144. 144. Casos particulares Reações com mais de uma oxidação e/ou redução Reações de auto-oxirredução ou desproporcionamento Esquema Organizacional Parcial
  145. 145. Casos particulares de oxirredução Em uma reação de oxirredução, o mais comum é que uma espécie se oxide e outra se reduza. Porém podem ocorrer casos que fogem a essa regra, mas o importante é saber que o princípio para efetuar o balanceamento é sempre o mesmo: •Reações com mais de uma oxidação e/ou redução Nessas reações podem ocorrer casos de duas ou mais oxidações e apenas uma redução ou vice-versa. N° de é perdidos = N° de é recebidosN° de é perdidos = N° de é recebidos
  146. 146. +2+2 Exemplo 1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação. 2° Passo: Identificar as espécies que sofrem redução(agente oxidante) e oxidação(agente redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma. SnS + HCl + HNO3 SnCl4 + S + NO + H2O +2 -2 +1 -1 +1 +5 -2 +4 -1 0 +2 -2 +1 -2 Oxidação: ∆Nox= 2 Redução: ∆Nox= 3 +2+2 +5+5 00 SnS + HCl + HNO3 SnCl4 + S + NO + H2O +4+4-2-2 Oxidação: ∆Nox= 2
  147. 147. Exemplo 3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e redutoras afim de estabelecer uma proporção. oTodo o estanho presente no SnS se oxidou, originando SnCl4: oTodo o enxofre presente no SnS se oxidou, originando S: Como ocorrem duas oxidações, o ∆Nox será igual à soma dos ∆Nox: SnS S SnS SnCl4 ∆Nox= 2 ∆Nox= 2 SnS = ∆Nox= 2 SnCl4 SnS = ∆Nox= 2 S ∆Nox total= 4
  148. 148. Exemplo oTodo o nitrogênio presente no HNO3 se reduziu, originando o NO: 4° Passo: Determinar os coeficientes de cada espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir o ∆Nox de uma espécie como coeficiente da outra espécie. SnS= ∆Nox total= 4 4 será o coeficiente do HNO3 HNO3 NO∆Nox= 3 HNO3 = ∆Nox= 3 3 será o coeficiente do SnS
  149. 149. Exemplo 5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior. 3SnS + HCl + 4HNO3 SnCl4 + S + NO + H2O Quando o Nox não se repetir e a atomicidade for a mesma, os coeficientes podem ser colocados no reagente mesmo.
  150. 150. Exemplo 6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa. Ao final do balanceamento é possível perceber que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons recebidos: Elétrons perdidos Elétrons recebidos 1 SnS = 4é 1 HNO3 = 3é 3 SnS = 12é 4 HNO3 = 12é 3SnS +12HCl + 4HNO3 3SnCl4 + 3S + 4NO +8H2O
  151. 151. Casos particulares de oxirredução • Reações de auto-oxirredução ou desproporcionamento Nesse tipo de reação o mesmo elemento se oxida e se reduz. Ex: 1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação. NO2 - + H+ NO3 - + 2NO + 2H2O+3 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2
  152. 152. Exemplo 2° Passo: Identificar as espécies que sofrem redução(agente oxidante) e oxidação(agente redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma. Oxidação: ∆Nox= 2 Redução: ∆Nox= 1 +2+2+5+5+3+3 NO2 - + H+ NO3 - + NO + H2O
  153. 153. Exemplo 3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e redutoras afim de estabelecer uma proporção. Como a atomicidade de todos os elementos que sofrem variação de Nox, nessa reação, é 1, não é necessário estabelecer essa proporção. oTodo o nitrogênio presente no NO2 - se oxidou, originando NO3 - : oTodo o nitrogênio presente no NO2 - se reduziu, originando NO: NO2 - NO3 -∆Nox= 2 NO2 - NO∆Nox= 1
  154. 154. Exemplo 4° Passo: Determinar os coeficientes de cada espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir o ∆Nox de uma espécie como coeficiente da outra espécie. NO3 - = ∆Nox total= 2 2 será o coeficiente do NO NO = ∆Nox= 1 1 será o coeficiente do NO3 -
  155. 155. Exemplo 5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior. Como nesse caso agente oxidante também é o agente redutor, os coeficientes deverão ser trocados nos produtos. NO2 - + H+ 1NO3 - + 2NO + H2O
  156. 156. Exemplo 6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa. Lembrando que essa é uma equação iônica essencial, então vamos verificar a se a soma das cargas do reagente é igual a do produto. 3NO2 - + 2H+ 1NO3 - + 2NO + H2O 3NO2 - + 2H+ 1NO3 - + 2NO + H2O(-3) (+2) (-1) 0 0 Total:-1 Total: -1
  157. 157. 13) Acerte os coeficientes das equações abaixo por oxirredução: a)As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3ASO4 + NO b)Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O Vamos exercitar?
  158. 158. 13) Acerte os coeficientes das equações abaixo por oxirredução: a)As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3ASO4 + NO b) Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O Vamos exercitar?
  159. 159. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  160. 160. Resposta +3 Nox (As2S3) As+3 S-2 Nox(As)= +3 Nox(S)= -2 -2 +1 -2+1 Nox Regras para calcular 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon. -2 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. a) As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO Nox (N)  HNO3 +1 +x +3(-2)= 0 +1 +x -6= 0 x -5= 0 x= +5 +5 +1 -2 Nox (S)  H2SO4 2(+1) +x +4(-2)= 0 2 +x -8= 0 x -6= 0 x= +6 +6 +1 +5 -2 +2 -2
  161. 161. Resposta +3 -2 +1 Nox Regras para calcular 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon. -2 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. a) As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO +5 +1 -2 Nox (As)  H3ASO4 3(+1) +x +4(-2)= 0 3 +x -8= 0 x -5= 0 x= +5 Nox (N)  NO x -2= 0 x= +2 -2+1+6 +1 +5 -2 +2 -2
  162. 162. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  163. 163. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox As2S3  H3ASO4 ∆Nox= 2.2= 4 Estabelecendo a proporção: HNO3  NO ∆Nox= 3 Oxidação ∆ Nox= 2 Redução ∆Nox= 3 +3 -2 +1 -2 a) As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO +5 +1 -2 -2+1+6 +1 +5 -2 +2 -2 Oxidação ∆ Nox= 8 As2S3  H2SO4 ∆Nox= 8.3=24 ∆Nox= 28
  164. 164. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  165. 165. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: a) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O  9H2SO4 + 6H3ASO4 + 28NO a) 3As2S3 + 28HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO a) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O  9H2SO4 + 6H3ASO4 + 28NO
  166. 166. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  167. 167. Resposta 0 Nox (NaClO3) +1 +x + 3(-2)= 0 x +1 -6= 0 x -5= 0 x= +5 +1 -1 Nox Regras para calcular 6° A soma algébrica do Nox total dos elementos constituintes de um íon é igual a carga do íon. 3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos. Exceção: peróxidos(O2 2- ) Nox oxigênio= -1 2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1 1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. -2 +1 +1 +5 -2 +1 -2 b) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O +1
  168. 168. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  169. 169. Resposta Processos envolvidos Oxidação Redução Espécie envolvida Agente redutor Espécie que ao oxidar, age reduzindo o outro reagente. Característica Aumento do Nox Espécie envolvida Agente oxidante Espécie que ao reduzir, age oxidando o outro reagente. Característica Diminuição do Nox Reação Redox Cl2  NaCl ∆Nox= 1 . 2= 2 Estabelecendo a proporção: Redução ∆Nox= 1 Oxidação ∆ Nox= 5 Cl2  NaClO3 ∆Nox=5 . 2= 10 0 +1 -1-2 +1 +1 +5 -2 +1 -2 b) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O +1
  170. 170. Resposta Regras 3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer uma proporção 4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox: atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra 2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e calcular a variação do Nox delas. 1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação 5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e por segundo onde a atomicidade do elemento for maior 6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por tentativa.
  171. 171. Resposta Trocando os coeficientes: Determinar coeficientes por tentativas: b) Cl2 + NaOH  10 NaCl + 2NaClO3 + H2O b) 6Cl2 + 12NaOH  10NaCl + 2NaClO3 + 6H2O b) 6Cl2 + 12NaOH  10NaCl + 2NaClO3 + 6H2O
  172. 172. Bibliografia Livros: PERUZZO, T.M.; CANTO, E.L. Química. 2. edição, Editora Moderna. Feltre, R. Química Geral, Volume 1, Editora Moderna.
  173. 173. Bibliografia Sites: Numero de oxidação http://pt.scribd.com/doc/66556517/Numero-de- Oxidacao Acesso em: 31/07/12 Oxidação e redução http://www.fisicaequimica.net/oxidacaoreducao/o xidacaoreducao.htm Acesso em: 01/08/12 Oxirredução http://www.profpc.com.br/oxirredu %C3%A7%C3%A3o.htm Acesso em: 02/08/12
  174. 174. Imagens Imagens http://www.aulas-fisica-quimica.com/8q_01.html http://www.soq.com.br/conteudos/ef/reacoesquimi cas/

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