RESUMO DE QUÍMICA- 3º TRIMESTRE

Nome:___________________________________________________SÉRIE: 2º ANO

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

As reações de oxidação e redução envolvem a perda e ganho de elétrons. Algumas dessas reações são muito importantes para o nosso cotidiano, para a manutenção da vida, fotossíntese e metabolismo da glicose no corpo.

OXIDAÇÃO: É a perda de elétrons por parte de um átomo ou radical. Ocorre o aumento do nox→ perda de elétrons .REDUÇÃO: É a aquisição de elétrons por parte de um átomo ou radical.Ocorre o diminuição do nox →ganho de elétrons

Logo, Agente Oxidante é o elemento ou substância que provoca oxidação, ele próprio se reduz. Agente Redutor é o elemento ou substância que provoca redução, ele próprio se oxida.

RESUMO:

OXIDAÇÃO:Ocorre o aumento do nox→ perda de elétrons →agente redutorREDUÇÃO: Ocorre o diminuição do nox →ganho de elétrons →agente oxidante

Número de Oxidação(NOX) : É a carga que o átomo adquire quando participa de uma ligação química.

REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX:

Substância simples tem nox sempre igual a ZERO. EX.: Cl2,H2,O2

Nos íons simples(constituídos por um só elemento), o nox do elemento coincide com a carga do íons.EX.: K+,Ba+2,N3-.

Em um íon a soma dos nox é igual à carga do íon.

O nox de cada átomo deve ser determinado isoladamente.

A soma dos nox de todos os átomos constituintes de um composto tem que ser igual a zero.

ELEMENTOS QUE NESSAS CONDIÇÕES APRESENTAM NOX FIXO:

ELEMENTOS CONDIÇÕES NOX EXEMPLOS1) Alcalinos e Ag Em qualquer substância

composta+1 NaCl K2SO4

AgCl

2) Alcalinos-terrosos e Zn

Em qualquer substância composta

+2 BaCl2 CaOZnSO4 ZnO

3)alumínio Em qualquer substância composta

+3 Al2(SO4)3

4) hidrogênio Em qualquer substância composta

+1 H2O

5) hidrogênio Em hidretos metálicos -1 NaH, CaH2

6) oxigênio Em qualquer substância composta

-2 H2O

7) oxigênio Nos peróxidos -1 H2O2, Na2O2

8) calcogênios Quando estiver à direita do composto

-2 CO, H2S

9)halogênios Quando estiver à direita do composto ou quando

formar compostos binários

-1 HF, HCl

Nos compostos moleculares o nox negativo é atribuído ao átomo mais eletronegativo.

Número de oxidação ou nox é a carga elétrica real ou aparente que um átomo adquire quando faz ligações químicas. Para determinação do nox em moléculas em grupamento iônico pode-se fazer o uso da tabela a seguir:

ELEMENTOS QUE POSSUI NOX VARIAVÉL

1) Cu = +1 e +2 7) Ni= +2 e + 3 2) Fe = +2 e +3 8) Pt =+2 e +43) Au = +1 e +3 9) Co= +2 e +34) Pb = +2 e +45) Sn = +2 e +46) C = -4, -3, -2, -1, 0,+1, +2, +3, +4

BALANCEAMENTO DE UMA REAÇÃO DE OXIDO-REDUÇÃO.

1-Calcula-se o nox de cada átomo.

2- Identificar os elementos que sofreram mudança de nox determinado a sua variação total(∆) do NOX do oxidante e do redutor.

Δ= variação do nox do elemento X maior número de elementos do composto.

3-Colocar o Δ do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa. Os valores de ∆ devem ser invertidos no membro em que estiver o maior nº de átomos que sofrem oxirredução, se não puder ser observado o maior nº de espécie químicas.

4-Acertar os demais coeficientes pelo método de tentativas. E por último acertar os coeficiente dos hidrogênio e do oxigênio.

EXEMPLOS:Quando uma solução aquosa de permanganato ele potássio, KMnO4 de cor violeta, e gotejada sabre

uma solução de acido clorídrico, HCl, ela sofre uma descoloração, ou seja, torna-se incolor.

Essa reação pode ser representada por:

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

Inicialmente , determinamos a variação do nox, Δ NOX, de cada elemento:

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O +1

+2

-1

+7

0

-1+1 +1-2 +1 -2-1

redução: Nox =5

oxidação : Nox =1

Todo o manganês, Mn, presente no KMnO4 se reduziu, originando o MnCl2.

Δ NOx=5

KMnO4 MnCl2

O Cloro presente no HCl originou o KCl, MnCl2 e Cl2 , sendo que somente uma parte dos seus átomos se oxidou, originando o Cl2 que é a parte que nos interessa.

HCl

Cl2

KCl

MnCl2 Relacionando a ΔNox com a quantidade de Cl2 formada, notamos que cada cloro que forma Cl2 perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl2 , nessa formação foram perdidos 2 elétrons. Assim, temos:

KMnO4 = Δ NOx=5 Cl2 =2 Δ NOx=2

A seguir, determinamos os coeficientes para cada espécie em que houve variação do Nox, sabendo que isso pode ser feito simplesmente atribuindo o Δ Nox de uma espécie como coeficientes da outra espécie. Assim, temos:

KMnO4 = Δ Nox =5 5 será o coeficiente do Cl2. Cl2 =2 Δ NOx= 2 2 será o coeficiente do KMnO4.

Na equação, temos:

2 KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + 5Cl2 + H2O

Observe que o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos.

Agora, conhecendo os coeficientes do KMnO4 e o Cl2, podemos determinar os outros pelo método das tentativas, e teremos a equação balanceada:

2 KMnO4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl2 + 5Cl2 + 8 H2O

EXEMPLO 2: KClO3 KCl+ KClO4

EXEMPLO 3:KI + KMnO4 + H2O→ I2 + MnO2 + KOH

EXEMPLO 4:

H2S + HNO3 H2SO4+ NO + H2O

EXEMPLO 5:

H2S + HNO3 H2SO4+ NO + H2O

6) (UFRS) No composto Mn2O3 , o manganês apresenta o mesmo nox igual ao fósforo( P) no composto:a) PH3 b) H3PO c) H3PO4 d) H4P 2O5 e) H4P 2O7

7) Na equação não balanceada de òxido-redução abaixo:

K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

A soma dos coeficientes das substância que se oxidam:

a) 3 b) 2 c) 17 d) 14 e) n.d.a

8) (Unicruz-RS) Na equação química não balanceada:

Elétrons perdidos Elétrons recebidos1Cl2 = 2 e- 1 KMnO4 = 5 e-

5Cl2 = 10 e- 2 KMnO4 = 10 e-

Bi2O3 + NaClO + NaOH→ NaBiO3 + NaCl +H2O , o elemento que se oxida e o que se reduz são

respectivamente:

a) bismuto e oxigênio b) oxigênio e bismuto c) bismuto e cloro d) Cl e O e) Cl e Bi

9) Pode-se afirmar que o nox do átomo de:

( )enxofre no íon S2O42- é igual a +6

( )iodo na molécula de I2 é igual a -1

( )arsênio no composto H3AsO3 é igual a +5

( )ferro no composto Fe2O3 é igual a +2

( )fósforo no composto Na4P2O7 é igual a +5

( )nitrogênio no composto H2N2O2 é igual a -1

( )manganês no composto KMnO4 é igual a +3

10)(UESC) Para equação não balanceada:MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2OAssinale a alternativa incorreta.

a) a soma de todos os coeficientes estequiométricos, na proporção mínima de números inteiros, é 17.b) O agente oxidante é o KClO3.

c) O agente redutor é o MnO2.d) O número de oxidação do manganês é duas vezes o número de oxidação do hidrogênioe) Cada átomo de cloro ganha seis elétrons.

11) (PUC-RS)Em relação à equação de óxido-redução não- balanceada Fe0

+CuSO4→Fe2(SO4)3+ Cu0

pode-se afirmar que o:

a) número de oxidação do cobre no sulfato cúprico é +1.

b) átomo de ferro perde 2 elétrons.

c) Cobre sofre oxidação.

d) Ferro é o agente oxidante

e) Ferro sofre oxidação

ELETROQUÍMICA

Pilha e baterias são qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. A primeira pilha elétrica foi criada em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta, em 1836 Daniell aperfeiçoa em dois eletrodos metálicos unidas por uma ponte salina. A pilha apresenta o seguinte aspecto: Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.

Zn

Zn

+2+2Cu

Cu

SO4SO4

-2-2

K K SO4+ + -2

Ânodo: Zn0→Zn+2 + 2 e-Cátodo: Cu+2 +2e-→Cu0

Reação global: zn(s) + Cu+2 → Zn+2 + Cu0

A placa de zinco fica corroída; A concentração de zn+2 aumenta; A massa da placa de cobre aumenta; A concentração de cu+2 diminui.

Ânodo Ocorre OxidaçãoA→ Ax+ + x e-

ocorre a corrosãopólo negativo: eletrodo que emite elétrons .

CátodoOcorre ReduçãoBx+ + x e-→ B

Ocorre a deposiçãoCátodo: elétrodo que recebe elétrons do circuito

Sentido em que as semi-reações ocorremRepresentação convencionada pela IUPAC Zn/Zn2+//Cu2+/Cu

Zn0/Zn+2 / Cu+2/ Cu0

Ânodo Cátodo Oxidação Redução

Sentido em que as semi-reações ocorrem

EXEMPLOS1-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de alumínio e cromo. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de alumínio para o cromo:

0

+3

Cr0

Cr+3

Al

Al

a) Que eletrodo constitui o ânodo?b) Qual a equação da reação global da pilha?c) Qual a solução tem uma concentração aumentada?d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC?

2-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de A e B. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de A para o B:

0 0A B

A B+ +

a) Que eletrodo constitui o ânodo?b) Qual a equação da reação global da pilha?c) Qual a solução tem uma concentração

aumentada?

d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC?

3-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de X e W. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de X para o W:

a) Que eletrodo constitui o ânodo?b) Qual a equação da reação global da pilha?c) Qual a solução tem uma concentração

aumentada?

d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC?

0 0

+

X

X

W

W+

POTENCIAL DAS PILHAS

POTENCIAL DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO:

Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução são igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero: REAÇÃO DE ÓXIDO –REDUÇÃO ESPONTÂNEA: E0

especie que recebe elétrons – E0especie que perde elétrons > 0

REAÇÃO DE ÓXIDO –REDUÇÃO NÃO-ESPONTÂNEA: E0

ESPECIE QUE RECEBE ELÉTRONS – E0ESPECIE QUE PERDE ELÉTRONS < 0

A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução.

A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semi-pilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E0red se quer medir. Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.

∆E0 = E oxidação + E redução ou ∆E0 = E red (maior) ─ Ered ( menor)

∆E0 = Ecátodo ─ E ânodo

EXEMPLO 1:Observe a tabela:

Semi-reação E0 red

Al3+ + 3 e-→ Al0 -1,66vCo3+ + 3 e-→ Co0 -0,28v

a) Qual dele se reduz mais facilmente?b) Qual deles se oxida mais facilmente?

c) Qual o melhor agente redutor?d) Qual o melhor agente oxidante?

EXEMPLO 2:Um eletrodo genérico A0/A2+ apresenta E0 oxi =+ 0,20V.Qual o valor do E0 red desse eletrodo?

∆E0= E0 oxi + E0 red

EXEMPLO 3: Vamos considerara uma pilha formada por eletrodos de alumínio e cobre, cujos E0 red são: E0

Al+3,Al(s) = -1,68V E0

Cu+2

Cu(s) = +0,34V

EXEMPLO 4:

E0red

Fe

+3,Fe(s) = +0,77V E0red

Pb

+2Pb(s) = -0,13 V

Ex5: Na tabela de potenciais, observamos que:

Mn+2 +2 e-→ Mn0 E0 red = -1,18VZn+2 +2 e-→ Zn0 E0 red = -0,76

Represente a reação global ,bem como a representa da pilha e o valor do seu potencial(ddp):

EX.:6 Na tabela de potenciais, observamos que:

Cu+2 +2 e-→ Cu0 E0 red = +0,34VZn+2 +2 e-→ Zn0 E0 red = -0,76Represente a reação global, bem como a representa da pilha e o valor do seu potencial:

EX7.: Na pilha eletroquímica Zn 0/Zn2+//Cu2+/Cu0 , ocorre reações de óxido-redução.Nesse sistema pode-se afirmar que:

a) no pólo (-) a oxidação de Cu0 a Cu+2

b) no pólo( +) a oxidação de Cu0 a Cu+2

c) no pólo( -) a oxidação de Zn0 a Zn+2

d) no pólo( +) a oxidação de Zn0 a Zn+2

EX8.: Considere as seguintes semi-reações e os seus respectivos potenciais normais de redução: Ni+2 + 2e- → Ni E = -0,25 V Au+3 + 3e- → Au E = +1,50 VO potencial da pilha formada pela junção dessas semi-reações será:a)+1,25 V b) -1,25V c)+1,75 V d) -1,75 V d) -1,75V e) +3,75 V

8.1-Dê a reação global ,bem como a representação da pilha

EX9.: São dadas as seguintes semi-reações: Mg→ Mg+2 + 2e- E = +2,34 V Ni→ Ni+2 + 2e- E = -0,25 V

Cu→ Cu+2 + 2e- E = -0,35V Ag→ Ag+ + e- E = -0,80V

Considere agora as seguintes reações I. Mg + Ni+2 →Mg+2 + Ni II. Ni + Cu+2→Ni+2 + Cu III. 2Ag+ + Mg→ Mg+2 +2 Ag IV. Ni+2 + 2Ag → Ni +2Ag+ Analise das equações I,II,III,IV nos permite concluir que:a) Somente I,II e III são espontâneas b) todas são espontâneas c) Somente I e II são espontâneas

d) Somente III e IV são espontânease) Somente II e III são espontâneas

Os testes 10-14 refere-se às seguintes semi-reações dos eletrodos:

Al+3 + 3 e-↔ Al 0 E0= -1,66VPb+2 +2 e-↔ Pb0 E0 red = -0,13V

10-Em uma pilha com eletrodos de chumbo e alumínio,pode-se prever que:a) O eletrodo de alumínio é o catodo.b)O eletrodo de chumbo é o pólo negativo.c) a massa da placa de chumbo diminuirá.d) ∆E0 vale 1,53Ve) a concentração de Al+3 diminuirá

11- Em uma lista de potenciais, o melhor agente oxidante é a espécie que possui maior tendência a sofrer redução.Nas semi-reações dadas, ao melhor agente oxidante é:a) Pb+2 b) Al+3 c) Pb0 d ) Al 0 e) Pb+2 ou Al+3

12-Nessa lista, o melhor agente redutor é: a) Pb+2 b) Al+3 c) Pb0 d ) Al 0 e) Pb+2 ou Al+3

13- A reação global das semi-reações e a representação oficial:

14- Indique o ânodo e o cátodo:

Os testes 15-17 refere-se às seguintes semi-reações dos eletrodos:Cu→ Cu+2 + 2e- E = -0,35VAg→ Ag+ + e- E = -0,80V

15-Em uma pilha com eletrodos de chumbo e prata,pode-se prever que:a) O eletrodo de prata é o catodo.b) ∆E0 vale 0,45V c) a massa da placa de cobre diminuirá.d) O eletrodo de cobre é o pólo negativo.e) a concentração de Ag+ diminuirá

16- Em uma lista de potenciais, o melhor agente oxidante é a espécie que possui maior tendência a sofrer redução.Nas semi-reações dadas, ao agente redutor é:a) Cu+2 b) Ag+ c) Cu0 d ) Ag 0 e)Cu+2 ou Ag+ 17-Nessa lista, o melhor agente oxidante é: a) Cu+2 b) Ag+ c) Cu0 d ) Ag 0 e)Cu+2 ou Ag+