www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 1
Aula 00
Polícia Civil/PA – Química Professora: Cândida Ivi
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 2
Aula Conteúdo Programático Data
00 Reações de óxido-redução 15/07
01 Tabela periódica e a química dos elementos;Ligações químicas. 29/07 02 Funções óxidos);Gases. químicas (ácidos, bases, sais e 12/08 03 Propriedades dos sólidos;Soluções e propriedades coligativas. 26/08 04 Classificação das matérias; Técnicas de separação: decantação, filtração e destilação. 09/09
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 3
Conteúdo
Reações Redox ... 4
Oxidação e redução ... 4
Como atribuir os números de oxidação ... 8
Oxidantes e redutores ... 10
Balanceamento de equações redox simples ... 14
Exercícios... 15
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 4 Queridos concursandos, sejam todos bem vindos ao nosso curso de Química para o concurso da Polícia Civil do Pará.
Meu nome é Cândida Ivi, sou servidora pública a 11 anos, já fui servidora do Ministério do Meio Ambiente e atualmente sou servidora da Secretaria de Educação do DF. Cursei Biologia na Universidade de Brasília e tenho Mestrado em Educação pela Framingham State University.
Como vocês sabem, o edital já está aí e por isso mesmo devemos começar a estudar já. Este curso será baseado no edital do concurso. Abordaremos tanto a teoria como exercícios, pois acredito que desta forma a fixação do conteúdo é mais eficaz. Buscarei mostrar como ele já foi cobrado em provas anteriores através de muitas questões de concursos. Acompanhem o dia de liberação de cada aula de acordo com o cronograma que está na pagina anterior. Bons estudos.
Reações Redox
As reações redox são extraordinariamente versáteis. Muitas reações comuns, como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo dos alimentos e a extração de metais de minérios, parecem completamente diferentes, mas, ao examinar essas reações em nível molecular, sob a óptica de um químico, pode-se ver que elas são exemplos de um único tipo de processo. Oxidação e redução
Examinemos algumas reações para ver o que elas têm em comum. Vejamos, em primeiro lugar, a reação entre magnésio e oxigênio, que produz óxido de magnésio. Essa é a reação usada em fogos de artifício, para produzir faíscas brancas. Ela é também usada, menos agradavelmente, em munição traçadora e em dispositivos incendiários. A reação entre o magnésio e o oxigênio é um exemplo clássico de reação de oxidação, que, no sentido original do termo, significa “reação com o oxigênio”. Durante a reação, os átomos Mg do magnésio sólido perdem elétrons para formar íons Mg2+e os átomos de O do oxigênio molecular ganham elétrons para formar íons O2-:
2 Mg(s) + O2(g) 2 Mg2+ (s) + 2 O2- (s), como 2 MgO(s)
Uma reação semelhante acontece quando magnésio reage com cloro para produzir cloreto de magnésio:
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 5 Como o padrão da reação é o mesmo, faz sentido interpretar a segunda reação como uma “oxidação” do magnésio, embora o oxigênio não esteja envolvido. Nos dois casos, há o aspecto comum da perda de elétrons do magnésio e sua transferência para outro reagente. A transferência de elétrons de uma espécie para outra é hoje reconhecida como a etapa essencial da oxidação e os químicos definem oxidação como sendo a perda de elétrons, desconsiderando as espécies para as quais os elétrons migram. Podemos reconhecer, com frequência, a perda de elétrons observando o aumento da carga de uma espécie. Essa regra também se aplica a ânions, como na oxidação dos íons brometo (carga -1) a bromo (carga 0), como ocorre em uma reação usada comercialmente para a obtenção de bromo:
2 NaBr(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) + Br2(l)
Aqui, o íon brometo (como brometo de sódio) é oxidado a bromo pelo gás cloro. O nome redução referia-se, originalmente, à extração de um metal de seu óxido, comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono. Um exemplo é a redução do óxido de ferro(III) pelo monóxido de carbono usada na produção de aço:
Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Nessa reação, um óxido de um elemento converte-se no elemento livre, o oposto da oxidação. Na redução do óxido de ferro(III), os íons Fe3+ presentes em Fe2O3 são convertidos em átomos de Fe, com carga zero, ao ganhar elétrons para neutralizar as cargas positivas. Este é o padrão comum a todas as reduções: em uma redução, um átomo ganha elétrons de outra espécie. Sempre que a carga de uma espécie diminui (como de Fe3+ a Fe), dizemos que houve redução. A mesma regra se aplica se a carga é negativa. Assim, quando cloro converte-se em íons cloro na reação
2 NaBr(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) + Br2(l)
a carga diminui de 0 (em Cl2) a -1 (em Cl-) e dizemos que o cloro se reduziu.
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 6 1. Identifique as espécies que foram oxidadas ou reduzidas na reação
3 Ag+ (aq) + Al(s) 3 Ag(s) + Al3+ (aq).
[Resposta: Al(s) se oxidou e Ag+ (aq) se reduziu]
2. Identifique as espécies que foram oxidadas ou reduzidas na reação 2 Cu+ (aq) + I2(s) 2 Cu2+ (aq) + 2I- (aq)
[Resposta: I(s) se oxidou e Cu (aq) se reduziu]
Vimos que a oxidação é o processo de perda de elétrons e a redução, o de ganho de elétrons. Ora, os elétrons são partículas reais e não podem ser “perdidos”; portanto, sempre que, em uma reação, uma espécie se oxida, outra tem de se reduzir. Considerar a oxidação e a redução separadamente é como bater palmas com uma só mão: uma transferência precisa ocorrer juntamente com a outra, para que a reação possa acontecer. Por isso, na reação entre cloro e brometo de sódio, os íons brometo são oxidados e as moléculas de cloro são reduzidas. Como a oxidação e a redução estão sempre juntas, os químicos utilizam o termo reações redox, isto é, reações de oxidação-redução, sem separar as reações de oxidação das reações de redução. Oxidação é a perda de elétrons, redução é o ganho de elétrons. A reação redox é a combinação de oxidação e redução.
Números de oxidação: seguindo os elétrons
Nós reconhecemos as reações redox observando se os elétrons migraram de uma espécie a outra. No caso de íons monoatômicos, a perda ou o ganho de elétrons é fácil de identificar, porque podemos monitorar as cargas das espécies. Por isso, quando íons Br- se convertem em átomos de bromo (que formam as moléculas de Br2), sabemos que cada íon Br- perdeu um elétron e, portanto, foi oxidado. Quando O2 forma íons óxido, O2-, sabemos que o oxigênio ganha elétrons e, portanto, foi reduzido. A dificuldade aparece quando a transferência de elétrons é acompanhada pela transferência de átomos. O gás
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 7 cloro, Cl2, por exemplo, é oxidado ou é reduzido quando se converte em íons hipoclorito, ClO-?
Os químicos encontraram uma maneira de seguir o caminho dos elétrons atribuindo um “número de oxidação” a cada elemento. O número de oxidação, Nox, é definido do seguinte modo:
A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação. A redução corresponde à diminuição do número de oxidação.
Uma reação redox, portanto, é qualquer reação na qual os números de oxidação se alteram. O número de oxidação de um elemento em um íon monoatômico é igual a sua carga. Assim, o número de oxidação do magnésio é +2 nos íons Mg2+ e o número de oxidação do cloro é -1 nos íons Cl-. O número de oxidação de um elemento na forma elementar é 0. Por isso, o metal magnésio tem número de oxidação 0 e o cloro nas moléculas de Cl2 também. Quando o magnésio se combina com o cloro, os números de oxidação mudam:
0 2(0) +2 2(-1)
Mg(s) + Cl
2(g)
MgCl
2(s)
Pode-se ver que o magnésio se oxidou e o cloro se reduziu. De forma semelhante, na reação entre o brometo de sódio e o cloro,
2(+1 -1) 2(0) 2(+1 -1) 2(0)
2NaBr(s) + Cl
2(g) 2 NaCl(s)
+
Br
2(l)
Nessa reação, o bromo se oxida e o cloro se reduz, mas os íons sódio não se alteram. Quando um elemento participa de um composto ou íon poliatômico, fixamos seu número de oxidação usando o procedimento descrito a seguir.
Você ouvirá os químicos falarem em “números de oxidação” e em “estados de oxidação”. O número de oxidação é o número fixado de acordo com as regras mencionadas na a seguir. O estado de oxidação é a condição real de uma espécie com um dado número de oxidação. Então, um elemento tem certo número de oxidação e está no estado de oxidação correspondente. Por exemplo, Mg2+ está no estado de oxidação +2 do magnésio e, neste estado, o magnésio tem número de oxidação +2.
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 8 Como atribuir os números de oxidação
Para atribuir um número de oxidação a um elemento, imaginamos que os átomos de uma molécula, fórmula unitária ou íon poliatômico estão na forma iônica (mesmo que não seja o caso). O número de oxidação é, então, a carga de cada “íon”. O “ânion” normalmente é oxigênio como O2- ou o elemento mais à direita na Tabela Periódica (na verdade, o elemento mais eletronegativo). Depois, atribuímos aos demais átomos cargas que balanceiam a carga dos “ânions”.
Para atribuir um número de oxidação a um elemento, começamos com duas regras simples:
1 O número de oxidação de um elemento não combinado com outros elementos é zero.
2 A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total.
Os números de oxidação dos elementos nos compostos que vamos encontrar neste estágio do texto são atribuídos usando-se essas duas regras em conjunto com os seguintes valores específicos:
• O número de oxidação do hidrogênio é +1 quando combinado com não metais e -1 em combinação com metais.
• O número de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 é igual ao número do seu grupo.
• O número de oxidação de todos os halogênios é -1, exceto quando o halogênio está combinado com o oxigênio ou outro halogênio mais alto do grupo. O número de oxidação do flúor é -1 em todos seus compostos. • O número de oxidação do oxigênio é -2 na maior parte de seus compostos. As exceções são seus compostos com flúor (caso em que vale a regra anterior) e em peróxidos (O22-), superóxidos (O2-) e ozonídeos (O3-), nos quais valem as duas primeiras regras.
Determinação de números de oxidação
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 9 Embora o produto tenha adquirido uma carga negativa, sugerindo redução, ele também adquiriu dois átomos de O; logo, podemos antecipar que no total a conversão é uma oxidação.
O processo é de oxidação se o número de oxidação do enxofre aumentar e de redução, se diminuir. Precisamos determinar os números de oxidação do enxofre em SO2 e em SO42- e compará-los. Em cada caso, representamos o número de oxidação do enxofre por Nox(S) e resolvemos para Nox(S) após usar as regras estudadas acima.
O número de oxidação do oxigênio é -2 em ambos os compostos.
RESOLVA SO2: Pela regra 2, a soma dos números de oxidação dos átomos no composto deve ser 0:
Portanto, o número de oxidação do enxofre em SO2 é +4.
SO42-: Pela regra 2, a soma dos números de oxidação dos átomos no íon é -2; então,
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 10 Portanto, o número de oxidação do enxofre no SO42- é +6.
Conclui-se que o enxofre está mais oxidado no íon sulfato do que no dióxido de enxofre. Como suspeitamos, a conversão de SO2 em SO42- é uma oxidação.
3. Encontre os números de oxidação do enxofre, do fósforo e do cloro em (a) H2S; (b) P4O6; (c) ClO-.
[Resposta: (a) -2; (b) +3; (c) +1] Oxidantes e redutores
A espécie que provoca oxidação em uma reação redox é chamada de agente oxidante (ou, simplesmente, “oxidante”). Ao agir, o oxidante aceita os
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 11 elétrons liberados pelas espécies que se oxidam. Em outras palavras, o oxidante contém um elemento no qual o número de oxidação diminui. Isto é,
• O oxidante em uma reação redox é a espécie que promove a oxidação e é reduzida no processo.
Por exemplo, o oxigênio remove elétrons do magnésio. Como o oxigênio aceita esses elétrons, seu número de oxidação diminui de 0 a -2 (uma redução). O oxigênio é, portanto, o oxidante nessa reação. Os oxidantes podem ser elementos, íons ou compostos.
A espécie que promove a redução é chamada de agente redutor (ou, simplesmente, “redutor”). Como o redutor fornece os elétrons para a espécie que está sendo reduzida, ele perde elétrons. Isto é, o redutor contém um elemento no qual o número de oxidação aumenta. Em outras palavras,
• O agente redutor em uma reação redox é a espécie que provoca a redução e é oxidada no processo.
Por exemplo, quando o metal magnésio fornece elétrons ao oxigênio (reduzindo os átomos de oxigênio), os átomos de magnésio perdem elétrons e o número de oxidação do magnésio aumenta de 0 a +2 (uma oxidação). Ele é o redutor na reação entre o magnésio e o oxigênio.
Para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox, é necessário comparar os números de oxidação dos elementos antes e depois da reação, para ver o que mudou. O reagente que contém um elemento que é reduzido na reação é o agente oxidante, e o reagente que contém um elemento que é oxidado é o agente redutor. Por exemplo, quando um pedaço de zinco é colocado em uma solução de cobre(II), a reação é
0 +2 +2 0
Zn(s) + Cu
2+(aq)
Zn
2+(aq) + Cu(s)
O número de oxidação do zinco aumenta de 0 a +2 (oxidação) e o do cobre diminui de +2 a 0 (redução). Portanto, como o zinco se oxida, o metal zinco é o redutor nessa reação e, como o cobre se reduz, o íon cobre(II) é o oxidante.
Identificação dos oxidantes e redutores
Identifique o oxidante e o redutor na seguinte reação:
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 12 Como a carga do cátion ferro aumentou, ele está sendo oxidado e esperamos que ele seja o agente redutor. Outra pista é que uma espécie com muitos átomos de O deve agir como agente oxidante; logo, devemos esperar que o dicromato (Cr2O72-) seja o agente oxidante.
Primeiro, determine os números de oxidação dos elementos que participam da reação. O oxidante é a espécie que contém um elemento que se reduz. O redutor é a espécie que contém um elemento que se oxida.
Os números de oxidação de H e de O não mudaram, logo nos concentraremos em Cr e Fe. Determine os números de oxidação do crômio. Como reagente (em Cr2O72-): Façamos o número de oxidação do Cr igual a Nox(Cr). Temos, então,
2N
ox(Cr) + [7 x (-2)] = -2, ou 2N
ox(Cr) - 14 = -2
Cr2
O
72-Cr
2O72-Cr
2O
7
Decida se Cr se oxida ou se reduz. Como
+6 +3
Cr
2O
72- 2 Cr
3+O número de oxidação de Cr diminui de +6 a +3; logo, Cr se reduz e o íon dicromato é o oxidante.
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 13 Determine os números de oxidação do ferro.
Como reagente (Fe2+): o número de oxidação é +2. Como produto (Fe3+): o número de oxidação é +3.
Decida se Fe se oxida ou se reduz.
O número de oxidação do Fe aumenta de +2 a +3; logo, o Fe se oxida e o íon ferro(II) é o redutor.
Como antecipamos, o íon dicromato é o agente oxidante e Fe2+ é o agente redutor. O íon dicromato em meio ácido é um agente oxidante comum de laboratório.
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 14 4. A No processo de Claus usado na recuperação de enxofre do gás natural e do petróleo, o sulfeto de hidrogênio, H2S, reage com dióxido de enxofre, SO2, para formar enxofre elementar e água:
2 H2S(g) + SO2(g) -> 3 S(s) + 2 H2O(l). Identifique o oxidante e o redutor.
[Resposta: SO2 é o oxidante e H2S é o redutor]
Balanceamento de equações redox simples
Como os elétrons não podem ser perdidos nem criados em uma reação química, todos os elétrons perdidos pela espécie que está sendo oxidada se transferem para a espécie que está sendo reduzida. Como os elétrons têm carga, a carga total dos reagentes deve ser igual à carga total dos produtos. Assim, ao balancear a equação química de uma reação redox, temos de balancear as cargas e os átomos. Vejamos, por exemplo, a equação iônica simplificada da oxidação do metal cobre a íons cobre (II) pelos íons prata:
Cu(s) + Ag
+(aq)
Cu
2+ (aq)+ Ag(s)
À primeira vista, a equação parece estar balanceada, porque o número de átomos de cada espécie é o mesmo nos dois lados. Entretanto, a carga total dos produtos é diferente da dos reagentes. Cada átomo de cobre perdeu dois elétrons e cada átomo de prata ganhou só um. Para balancear os elétrons, é preciso balancear a carga e escrever
Cu(s) + 2 Ag
+www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 15 5. Quando o metal estanho é colocado em contato com uma solução de íons Fe3+, ele reduz o ferro a ferro(II) e se oxida a íons estanho(II). Escreva a equação iônica simplificada da reação.
[Resposta: Sn(s) +2 Fe3+ (aq) Sn2+ (aq) + 2 Fe2+ (aq)]
Exercícios
6. (2013/CESGRANRIO/BR Distribuidora/Técnico de Operação Júnior) Reações que ocorrem com transferência de elétrons são denominadas reações de oxirredução.
Um exemplo de reação de oxirredução é a) HC l (aq) + NaOH(aq) →NaC l (aq) + H2 O( l ) b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 16 d) Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
e) HC l (aq) + NaHCO3(aq) →NaC l (aq) + H2 O( l ) + CO2(g)
7. (2014/CESGRANRIO/Petrobras/Técnico de Operação Júnior)
Reações de oxirredução são aquelas em que há espécies que doam elétrons e espécies que recebem elétrons, ocasionando nesse processo variação do número de oxidação.
Um exemplo de oxirredução é a seguinte reação a) H+(aq)+ OH- (aq) H2 O( L )
b) AgNO3(aq) + NaCL(aq) AgCL(s) + NaNO3(aq) c) H3 PO 4(aq) + 2NaOH(aq) 2H2 O( L )+ Na2HPO4(aq) d) SnCL2(aq) + 2FeCL3(aq) SnCL4(aq) + 2FeCL 2(aq) e) CO 2(g)+ H2 O( L ) H2 CO3(aq)
8. (2013/VUNESP/PC-SP/Perito Criminal)
A reação de decomposição da água oxigenada, H2O2 (aq) → H2O(L) + ½ O2 (g),
é uma reação de oxirredução na qual o elemento a) oxigênio se reduz e o elemento hidrogênio se oxida. b) hidrogênio se oxida e também se reduz.
c) oxigênio se oxida e o elemento hidrogênio se reduz. d) oxigênio se oxida e também se reduz.
e) hidrogênio se oxida e o elemento oxigênio também.
9. (2012/CESGRANRIO/Petrobras/Técnico de Inspeção) Considere a seguinte reação de oxirredução não balanceada:
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 17
aHg + bHNO3 →xHg(NO3 ) 2 + yH2 O + zNO
A soma dos coeficientes x, y e z, após o balanceamento, é a) 7 b) 9 c) 11 d) 13 e) 15 10. (2011/CESGRANRIO/PETROQUÍMICA/Operador Pleno)
Considere a reação do cloreto de ferro III com cloreto de estanho II, em meio aquoso, representada pela equação abaixo balanceada.
Trata-se de uma reação de oxirredução, e nela a) Fe 2+ se reduz a Fe 3+ b) Fe 3+ é o agente oxidante c) Sn 4+ é o agente redutor d) Sn 4+ se oxida a Sn 2+ e) Cl - se oxida a Cl + 11. (2011/CESPE/PC-ES/Perito Criminal)
Praticamente dois terços de nosso planeta são cobertos por água. Essa substância é também a mais abundante no organismo humano. Sendo a água tão comum, tem-se a tendência de considerar triviais suas propriedades químicas e físicas. Entretanto, ela possui muitas propriedades não usuais e essenciais à vida na Terra. Uma das propriedades mais importantes da água é a sua capacidade de
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 18
dissolver uma grande variedade de substâncias. Por essa razão, a água é encontrada na natureza com um vasto número de substâncias nela dissolvidas. Como exemplo dessas substâncias, podem-se citar materiais radioativos, matérias orgânicas, coloides e metais pesados, entre outros.
Tendo o texto acima como referência inicial, julgue os itens a seguir, a respeito de aspectos diversos de química.
Considerando que, em uma amostra de água, seja observada a presença de íons Zn2+ e que a solução apresente caráter ácido, é
correto afirmar que o Zn2+ pode ter sido formado pela seguinte
reação de oxirredução:
na qual o H+ é o agente oxidante.
a) Certo b) Errado
12. (2011/CESGRANRIO/Petrobras/Técnico de Inspeção)
A reação química abaixo é do tipo oxirredução, na qual o iodeto de sódio reage com o cloro dando cloreto de sódio mais iodo. Indique o elemento que sofre oxidação e aquele que sofre redução.
Sobre essa reação, afirma-se que o a) Na sofreu redução e o Cl, oxidação. b) Na sofreu redução e o I, oxidação. c) Na sofreu oxidação e o Cl, redução. d) I sofreu oxidação e o Cl, redução. e) I sofreu redução e o Cl, oxidação.
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 20
6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
d d d b b a d - - -
Comentários dos exercícios
7. Pois Sn que era de 2+ se oxida passando a ter valor 4+, enquanto o Ferro que era 3+ reduz passando a ter valor 2+.
8. H2O2 H2O + ½ O2 Reagentes (situação inicial): H2 = +1 (sempre)
O2 = -1 (para carga total da molécula ser = 0) Produtos:
H2O => H2 = +1 comparando com reagente, não foi reduzido nem oxidado
H2O => O = -2 (para carga total da molécula ser = 0) comparando com reagente, sofreu redução
O2 = 0 (substância elementar sempre = 0) comparando com reagente, sofreu oxidação
www.pontodosconcursos.com.br | Profª. Cândida Ivi 21 10. Cl tem nox constante de - 1,assim nota-se que Fe vai de 3+ para 2+,sofrendo redução, sendo assim agente oxidante
11. 1) METAL + ÁCIDO = SAL + GÁS HIDROGÊNIO (H2) 2) REAÇÃO OXIRREDUÇÃO - Balanço de perda e ganho de eletrons:
- Agente Oxidante: 2H+ H2 (variação: +1x(2) = +2 a zero => ganho de 2 eletrons)
- Agente Redutor: Zn Zn2+ (variação: zero a +2 => perda de 2 eletrons)
12. Antes da reação:
Cl2 - substância simples nox = 0 2Na I
1+ / 1- // CARGA 2+ / 2- // NOX Após a reação:
I2 - substância simples nox = 0 2NaCl
1 + / 1- // CARGA 2+ / 2- // NOX
Cl tinha nox = 0 passou ter nox = -2, portanto recebeu elétrons, sofreu redução.
