1. O documento apresenta exercícios sobre equilíbrio de oxidação-redução. Inclui identificar espécies oxidadas e reduzidas, números de oxidação de elementos, pares oxidante-redutor e previsão de reações espontâneas. 2. Pede para escrever equações de reações, identificar elementos que perdem elétrons, espécies oxidadas e reduzidas. Inclui também comparar potenciais de redução e prever observações em reações. 3. Fornece dados sobre potenciais normais de redução

1. FICHA DE TRABALHO- módulo Q5
QUÍMICA
Equilíbrio de Oxidação–Redução
1. Considere as seguintes equações químicas:
Ca + S Ca2+
S2-
H–H + Cl–Cl 2H +
Cl –
Indique:
1.1. a espécie que se reduziu
1.2. a espécie que se oxidou
1.3. a reacção em que houve transferência de electrões
1.4. a reacção em que se formou um composto covalente.
2. Calcule o n.º de oxidação dos elementos sublinhados:
KClO2 SrCO3 K2SO3 Na2MnO4 NH4ClO4
3. Considere as equações químicas:
2HCl(aq) + Zn(s) ZnCl2(aq) + H2(g)
3SnCl2(aq) + 2HNO3(aq) + 6HCl(aq) 3SnCl4(aq) + 2NO(aq) + 4H2O(l)
2Al(s) + 3S(s) Al2S3(s)
Para cada equação indique:
3.1. O elemento cujos átomos perderam electrões.
3.2. O elemento oxidante e o elemento redutor.
3.3. A espécie oxidada e a espécie reduzida.
4. Das equações químicas seguintes:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
Ag+
(aq) + Cl–
(aq) AgCl(s)
CH4(g) + 2O2(g) 2H2O(l) + CO2(g)
Indique justificando, a que traduz uma equação redox.
5. Em solução aquosa, o cloro origina os iões Cl–
(aq) e ClO–
(aq). Escreva a equação
correspondente à transformação referida.
6. Acerta as seguintes equações em meio ácido:
6.1. Cr2O7
2–
+ SO3
2–
Cr3+
+ SO42–

2. 6.2. MnO4–
+ H2O2 Mn2+
+ O2
6.3. HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
6.4. KMnO4 + KCl + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Cl2 + H2O
7. Colocou-se uma espiral de cobre dentro de um copo contendo uma solução aquosa de
nitrato de prata.
7.1. Registe as observações efectuadas decorrido algum tempo.
7.2. Traduza a reacção ocorrida espontaneamente, pela respectiva equação redox.
Proceda ao seu acerto.
7.3. Identifique a espécie que foi reduzida e a espécie que foi oxidada.
7.4. Indique os pares conjugados oxidante/redutor.
7.5 Compare os potenciais normais de redução dos dois pares.
7.6. Indique a espécie com maior poder redutor.
7.7. Preveja o que se observaria se fosse colocado um fio de prata numa solução
aquosa de nitrato de cobre (II)
8. Preveja em que sentido serão espontâneas as reacções:
8.1. Mg (s) + Cu2+
(aq) Mg2+
(aq) + Cu(s)
8.2. Cu (s) + Pb2+
(aq) Cu2+
(aq) + Pb(s)
Confirme:
- mergulhando um pedaço de fita de magnésio em CuSO4(aq).
- mergulhando uma lâmina de cobre em Pb(NO3)2 (aq)
9. Ordene por ordem crescente de poder redutor os 3 metais: Mg, Cu e Pb.
DADOS:
Potenciais normais de redução
º(Cu2+
/Cu) = +0,34 V º(Ag+
/ Ag) = +0,80 V º(Mg2+
/Mg) = -2,37 V
º(Pb2+
/Pb) = -0,13 V
Soluções:
1.1 S, Cl
1.2 Ca, H
1.3 1ª 6
1.4 2ª
2. +3, +4, +4, +6, –3, +7
3.1. 1ª - Zn; 2ª - Sn(SnCl2); 3ª - Al
3.2. 1ª: ox. – H(HCl), red – Zn; 2ª: ox - N(HNO3), red – Sn(SnCl2); 3ª: ox – S, red - Al
3.3. 1ª: Zn/HCl; 2ª: SnCl2/HNO3; 3ª: Al/S
4. 3ª, porque nox 0.
5. 2Cl2(g) + 2H2O(l) 2ClO–
(aq) + 2Cl–
(aq) + 4H+
(aq)
2–
+ 3SO 2–
+ 8H+
2Cr3+
+ 3SO42–
+ 4H O6.1. Cr2O7 3 2

3. 4
6.2. 2MnO4–
+ 5H2O2 + 6H+
2Mn2+
+ 5O2 + 8H2O
6.3. 2HNO3 + Cu + 2H+
Cu2+
+ 2NO2 + 2H2O
6.4. 2MnO –
+ 10Cl–
+ 16H+
2Mn2+
+ 5Cl2 + 8H2O