O documento apresenta uma tabela periódica com os números de oxidação dos elementos no estado combinado. A tabela mostra que cada elemento pode apresentar diferentes números de oxidação e o mais comum está destacado a vermelho. Além disso, explica que a série eletroquímica ordena os elementos de acordo com sua capacidade de ceder ou captar elétrons, determinando quais reações redox são possíveis.

1. http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1992/illpres/oxidation.gif
Oxidação Redução 2
1

2. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 2
H He
+1
-1
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
+1 +2 Número de oxidação dos +3 +4 +5 +2 -1
elementos no estado combinado. +2
-4
+4
+3
-1/2
-1
+2 -2
+1
O número de oxidação mais -3
11 12 comum está representado a 13 14 15 16 17 18
Na Mg vermelho. Al Si P S Cl Ar
+3 +4 +5 +6
+1 +2 +7
-4 +3 +4
+6
-3 +2
+5
-2
+4
+3
+1
-1
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +3 +3 +2 +2 +2 +3 +4 +5 +6 +5 +4
+3 +4 +5 +6 +2 +2 +1 -4 +3 +4 +3 +2
+2 +3 +4 +4 -3 -2 +1
+2 +3 +3 -1
+2 +2
2

3. As soluções aquosas de vanádio apresentam cores
diferentes conforme o estado de oxidação do elemetno
metálico .
Da esquerda para a direita, V(II), V(III), V(IV), e V(V).
As soluções foram preparadas por: Jens Uwe Kuhn.
http://pubs.acs.org/cen/80th/images/8136element.vanadium.JP
G
3

4. Identificação de reacções de
oxidação-redução
É possível verificar se uma reacção é ou não uma reacção de
oxidação-redução conhecendo os números de oxidação.
Elemento que Diminuição do
capta número de Oxidante Redução
electrões oxidação
Elemento que Aumento do
liberta número de Redutor Oxidação
electrões oxidação
4

5. Comparando os números de oxidação de todos os
elementos dos reagentes e dos produtos, podem ocorrer
duas situações:
Houve pelo menos um número de oxidação que
aumentou e outro que diminuiu, o que permite
diminuiu
concluir que a reacção é de oxidação-reducão.
oxidação-reducão
Não houve variação do número de oxidação de
nenhum elemento, o que permite concluir que a
elemento
reacção não é de oxidação-redução.
oxidação-redução
5

6. Exemplo:
A reacção de oxigénio (gás) com magnésio (sólido), com formação de do
de magnésio (sólido), será uma reacção de oxidação-redução?
A reacção pode ser representada pela seguinte equação química:
2 Mg(S)+ O2 (g) → 2 MgO (s)
Os números de oxidação do oxigénio e do magnésio nos reagentes são:
n.o. (O)reagentes = 0 (estado livre)
n.o. (Mg)reagentes = 0 (estado livre)
6

7. Os números de oxidação do oxigénio e do magnésio nos produtos são:
n.o. (O)produtos =-2
n.o. (Mg)produtos =+2
O oxigénio actua como oxidante (capta 2 e, sendo reduzido de 0 a -2);
O magnésio actua como redutor (liberta 2 e, sendo oxidado de 0 a +2).
Conclusão: é uma reacção de oxidação-redução em que O2
é o agente oxidante e Mg o agente redutor.
2Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
0 +2 -2
0
redução
oxidação
7

8. Exercício
Verifique se as reacções seguintes são ou não de
oxidação-
-redução:
a)SnCl2 (s) + Cl2 (g) → SnCl4 (s)
b)CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
c)2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
8

9. Acerto de equações de oxidação-
redução pelo método do ião-electrão
Muitas equações de oxidação-redução simples são
fáceis de acertar, como, por exemplo, a oxidação do zinco
acertar
pelo catião prata ou a oxidação do hidrogénio pelo
oxigénio:
Zn (s) + 2 Ag+ (aq) → Zn 2+ (aq) + 2 Ag (s)
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)
9

10. No caso de reacções de oxidação-redução mais
complicadas, o acerto pode ser feito utilizando o
método do ião-electrão.
Neste método, baseado to conceito de número de
oxidação (n.o.), a equação vai sendo acertada por etapas.
(n.o.) etapas
Acertar a equação:
Fe2O3 (s) + H2C2O4 (aq) → Fe2+ (aq) + CO2 (g) (meio ácido)
10

11. 1. Identificação do oxidante e do redutor -
verificar quais os elementos cujo n.o. variou.
n.o. (Fe) em Fe2O2 = + 3 → n.o. (Fe) em Fe2+ = + 2
n.o. (C) em H2C2O4= +3 → n.o. (C) em CO2 = +4
11

12. 2. Escrita das equações parciais -
representação das duas equações parciais
(das semi-reacções), uma de redução e outra de
oxidação.
Fe2O3 (s) → Fe2+ (aq) (redução do oxidante)
H2C2O4 (aq) → CO (g) (oxidação do redutor)
12

13. 3. Acerto de massas - em cada uma das equações
parciais, acertar a massa dos elementos cujo n.o.
variou.
variou
Fe2O3 (s) → 2 Fe2+ (aq)
H2C2O4 (aq) → 2 CO2 (g)
13

14. 4. Balanço de electrões – adicionar , de um ou do
outro lado de cada equação, o número de
electrões necessários para compensar a
variação dos n.o.
(atenção ao número de átomos dos elementos cujo
n.o. variou).
Fe2O3 (s) + 2 e− → 2 Fe2+ (aq)
H2C2O4 (aq) → 2 CO2(g) + 2 e−
14

15. 5. Acerto de cargas – acertar a carga de cada uma
das equações, adicionando a espécie H 3O+ (aq)
ou a espécie HO- (aq), conforme o meio seja
ácido ou alcalino, respectivamente.
Como é meio ácido adiciona-se H3O+
Fe2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) + 2 e− → 2 Fe2+ (aq)
H2C2O4 (aq) → 2 CO2 (g) + 2 H3O+ (aq) + 2 e−
15

16. 6. Acerto das equações – acertar os oxigénios,
adicionando moléculas de H2O (l) ao membro
da equação em que há menos átomos de
oxigénio, até haver tantos átomos de oxigénio
oxigénio
dum lado como do outro.
Fe2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) + 2 e- → 2 Fe2+(aq) + 9 H2O (l)
H2C2O4 (aq) + 2 H2O (l) → 2 CO2 (g) + 2 H3O+ (aq) + 2 e-
16

17. 7. Verificação – verificar que o número de átomos
de hidrogénio é igual dos dois lados, isto é, que
a equação está certa; se isto não acontecer é
porque houve um erro e é preciso voltar ao
início.
Átomos de H (redução):
1.º membro = 6 × 3 = 18; → 2.° membro = 9 × 2 = 18
Átomos de H (oxidação):
1.°membro =2 + 2 × 2 = 6; → 2.° membro =2 × 3 = 6
17

18. 8. Soma das equações parciais – adicionar as duas
equações parciais, membro a membro, de forma a obter a
equação final acertada;
esta adição tem que ser feita de forma a que não sobrem
electrões, o que pode obrigar a multiplicar as equações
electrões
parciais por números apropriados, antes de as somar.
Fe2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) + 2 e- → 2 Fe2+(aq) + 9 H2O (l)
H2C2O4 (aq) + 2 H2O (l) → 2 CO2 (g) + 2 H3O+ (aq) + 2 e-
Fe2O3 (s) + H2C2O4 (aq) + 4 H3O+(aq) → 2 Fe2+ (aq) + 2 CO2 (g) + 7 H2O (l)
18

19. Forças Relativas de oxidantes e
Redutores
19

20. Forças relativas de oxidantes e redutores
Já vimos que um oxidante é uma espécie com
tendência para captar electrões e que um redutor é
uma espécie com tendência para libertar electrões.
Mas será que, tal como acontece com os
ácidos e com as bases, também faz sentido
falar em oxidantes fortes e fracos e em
redutores fortes e fracos?
20

21. http://www.chempic.com/download/animations/rdx_zn_fe.swf
21

22. http://highered.mcgraw-hill.com/sites/0072512644/student_view0/chapter4/animations_center.html
22

23. Pode afirmar-se que:
o oxidante Zn2+ não tem força suficiente para oxidar o cobre;
o oxidante Cu2+ tem força suficiente para oxidar o Zn.
Conclui-se, portanto, que o Cu2+ é um oxidante mais forte do que o Zn2+.
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
23

24. Pode-se concluir, portanto, que:
o oxidante Ag+ tem força suficiente para oxidar o redutor Cu;
o oxidante Cu2+ não tem força suficiente para oxidar o redutor Ag.
Cu (s) + 2 Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
Juntando as informações obtidas, pode-se fazer uma comparação entre
as forças dos três catiões como oxidantes:
Ag+ > Cu2+ > Zn2+ (Poder oxidante)
Mg > Cu > Ag (Poder redutor)
24

25. Série electroquímica
Reacção de eléctrodo
Elemento
(Ox + n.º e− ® Red)
Li Li+ + e− ↔ Li
K K+ + e − ↔ K
Na Na+ + e− ↔ Na
Mg Mg2+ + 2 e− ↔ Mg
Al Al3+ + 3e− ↔ Al
Mn Mn2+ + 2e− ↔ Mn
Zn Zn2+ + 2e− ↔ Zn
Cr Cr3+ + 3e− ↔ Cr
Fe Fe2+ + 2e− ↔ Fe
Cd Cd2+ + 2e− ↔ Cd
Co Co2+ + 2e− ↔ Co
Ni Ni2+ + 2e− ↔ Ni
Sn Sn2+ + 2e− ↔ Sn
Pb Pb2+ + 2e− ↔ Pb
Cu Cu2+ + 2e− ↔ Cu
I I2 + 2e− ↔ 2 I-
Hg Hg2+ + 2e− ↔ Hg
Ag Ag+ + e− ↔ Ag
Cl Cl2 + 2e− ↔ 2 Cl-
25
F F2 + 2e− ↔ 2 F-

26. Na série electroquímica apresentada, os elementos estão
dispostos por ordem decrescente do seu poder redutor, isto
é, quanto mais acima estiverem na série, maior é a facilidade
com que libertam electrões.
Inversamente, os seus oxidantes conjugados são tanto mais
fortes quanto mais abaixo estiverem na série.
Isto significa que um dado redutor da série electroquímica só
pode reduzir os oxidantes que ocupam uma posição inferior
na tabela; inversamente um oxidante só consegue oxidar um
redutor colocado numa posição superior da tabela.
26

27. http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swf 27

28. Dúvidas?
Questões?
Sugestões?
28