Números de oxidação e Reações Redox

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Olinda Monteiro(ocmonteiro@fc.ul.pt)

Olinda Monteiro (ocmonteiro@fc.ul.pt) Departamento de Química e Bioquímica Faculdade de Ciências da Universidade de Lisboa

Números de oxidação e

Reações Redox

Ciências da Arte e do Património

Química e Física dos Materiais II (Materiais Inorgânicos)

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Número de oxidação dos elementos

1. Nos elementos livres (no estado não combinado) cada

átomo tem número de oxidação zero

Na, Be, K, H

₂

, O

₂

, P

₄

2. Nos iões monoatómicos o número de oxidação é igual à

carga do ião

Li

+

_{(+1); Fe}

3+

_{(+3); O}

2-

_(2-)

3. O número de oxidação do oxigénio é (-2). Excetua-se o ião

peróxido (ex. o peróxido de hidrogénio, H

₂

O

₂

) em que é (-1)

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4. O número de oxidação do hidrogénio é +1, exceto quando está ligado a metais em compostos binários. Nestes casos o seu número de oxidação é -1 (ex. LiH, NaH).

5. No Grupo I é +1, no Grupo II é +2 e no Grupo 7 é sempre -1.

6. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de uma

molécula (ou ião) é igual à carga da molécula (ou do ião)

exemplo: calcular os números de oxidação de todos os átomos no HCO₃-_?

HCO₃- _O=_-2 _C=_???

1 + 3x(-2) + x = -1 x = +4

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a) Sódio em Na b) Hidrogénio em H₂O c) Oxigénio em H₂O d) Cloro em NaCl e) Cálcio em CaCl₂ f) Enxofre em H₂SO₄ g) Hidrogénio em H₂O₂ h) Fósforo em H₃PO₄ i) Oxigénio em O₂ j) Manganês em KMnO₄ k) Ferro em Fe₂O₃ l) Azoto em NH₃ m) Azoto em HNO₃ n) Chumbo em Pb(NO₃)₂

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Acerto de reacções redox

Ex: A oxidação do Fe

2+

_{a Fe}

3+

_{pelo ião Cr}

2

O

72-

numa solução ácida

1. Escreva a equação não acertada da reacção na forma iónica

Fe

2+

_{+ Cr}

2

O

72-

Fe

3+

+ Cr

3+

2. Identifique os estados de oxidação de cada espécie e separe a equação

em duas semi-reacções

Oxidação: Fe

+2 2+ +3

Fe

3+

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3. Acerte todos os átomos , à excepção de O e H, separadamente em cada semi-reacção:

4. Adicione H₂0 para acertar os átomos de O e H+ _{para acertar os átomos de}

hidrogénio

Fe

2+

_Fe

3+

Cr

₂

O

₇2-

₂

_Cr

3+

Fe

2+

_Fe

3+

Cr

₂

O

₇2-

_2Cr

3+

₊

_7H

2

O

14H

+

+ Cr

O

2-

2Cr

3+

+ 7H

O

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5. Adicione eletrões a um dos lados de cada semi-reacção para acertar as cargas

6. Se for necessário, multiplique as semi-reacções por coeficientes apropriados

de forma a que o número de eletrões nas duas semi-reacções seja igual

Fe

2+

Fe

3+

+

e

-6e

-

_{+ 14H}

+

_{+ Cr}

2

O

72-

2Cr

3+

+ 7H

2

O

6 Fe

2+

6 Fe

3+

+

6 e

-6e

-

+ 14H

+

+ Cr

₂

O

₇2-

2Cr

3+

+ 7H

₂

O

(x 6) (x 1)

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7. Somar as duas semi-reacções e verificar se a equação final está acertada. Os electrões em ambos os lados devem anular-se mutuamente

6Fe

2+

_{+ 14H}

+

_{+ Cr}

2

O

72-

6Fe

3+

+ 2Cr

3+

+ 7H

2

O

6Fe

2+

6Fe

3+

+ 6e

-6e

-

_{+ 14H}

+

_{+ Cr}

2

O

72-

2Cr

3+

+ 7H

2

O

Redução:

Oxidação:

8. Verifique se o número de átomos e cargas está certo

6 x 2 + 14 x 1 - 2 x 1 = 24 = 6 x 3 + 2 x 3

9. Para reacções em soluções básicas, adicione OH- _{a ambos os membros da}

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Agentes oxidantes e redutores

Agente oxidante é a espécie que permite que outra espécie se oxide. Os agentes oxidantes sofrem redução

Agente redutor é a espécie que permite que a outra espécie se reduza Os agentes redutores sofrem oxidação

De uma forma genérica considera-se:

R → O + ne- ₍_oxidação₎

O + ne- _→ _{R (}_redução₎

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Reações redox ou de oxi-redução

As reações redox são reações de transferência de eletrões entre agentes redutores e agentes oxidantes, podendo dar lugar a uma conversão de energia química em energia elétrica.

As reações redox podem envolver apenas espécies solúveis: Processos em meio homogéneo:

Fe2+ _{+ Cr}

2O72- → Fe3+ + Cr3+

As reações redox podem também ocorrer entre uma espécie sólida e espécies iónicas em solução.

Neste caso podem originar, por exemplo:

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1- Qual o número de oxidação do crómio em:

a) Na₂CrO₄ b) K₂Cr₂O₇

2- Qual o número de oxidação de cada elemento nos seguintes compostos:

a) Al₂O₃ b) OH -c) NaCl d) Bi₂O₃ e)Ag₂S f)ZnO g)H₂

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Complete a seguinte tabela

reação agente redutor agente oxidante

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl 2 K + H₂ → 2 KH 4 Li + O₂ → 2 Li₂O 2 Na + O₂ → Na 2O2 2 Na + 2 H₂O → 2 Na+ + 2 OH-+ H₂ 2 K + 2 NH₃ → 2 K++ 2 NH₂-+ H₂ 2 Mg + O₂ → 2 MgO 3 Mg + N₂ → Mg₃N₂ Ca + 2 H₂O → Ca2+ + 2 OH- + H₂ 2 Al + 3 Br₂ → Al₂Br₆ Mg + 2 H+ _→ _Mg2+_{+ H} 2 Mg + H₂O → MgO + H₂

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Considere as seguintes reações de oxidação-redução: I- Fe_(s)+ Cu2+

(aq) ----> Fe2+(aq) + Cu(s)

II- 2 Fe2+

(aq) + H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) ----> Fe3+(aq) + 2 H2O

III- Au3+

(aq) + I−(aq) ----> Au(s) + I2(s)

IV- Cr₂O_3(s) + Al_(s) ----> Cr_(s) + Al₂O_3(s) V- Cr₂O₇2−

(aq) + H+(aq) + NO-2(aq) ----> H2O(l) + Cr3+(aq) + NO3−(aq)

a. acerte a estequiometria de cada reação

b. identifique o estado de oxidação de cada elemento c. escreve as semi-reações de oxidação e de redução