REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO (Oxirredução) São reações

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REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
(Oxirredução)
Regras para a determinação do número de
oxidação
São reações que envolvem a transferência de
elétrons entre as substâncias químicas na reação,
resultando na mudança no número de oxidação dos
elementos das substâncias envolvidas.
A perda de elétrons é chamada de oxidação e
o ganho de elétrons é chamado de redução.
Vejamos:
Agente Oxidante e Redutor
Agente Oxidante - É a espécie reagente que
contém o elemento que sofre redução.
Agente Redutor - É a espécie reagente que contém
o elemento que sofre oxidação.
Balanceamento por Oxirredução
Exemplo:
Balancear uma reação de oxirredução é fazer
com que o número total de elétrons cedidos pelo
redutor seja igual ao número total de elétrons
recebidos pelo oxidante.
Procedimento
• Determinar o nox de todos os elementos das
substâncias reagentes e produtos da reação.
Fe3+ → sofreu redução, logo, Fe2O3 é o agente
oxidante (oxidante).
C2+ → sofreu oxidação, logo, CO é o agente redutor
(redutor).
Resumindo:
• Calcular a variação total do nox dos elementos que
sofreram a oxidação e a redução. Multiplicar as
variações do nox de cada elemento pela maior
atomicidade com que o elemento aparece na
equação.
• Tomar a variação final do oxidante como
coeficiente do redutor e vice-versa.
• Escolha o membro da equação em que os
coeficientes serão colocados.
• Finalizar o balanceamento pelo método das
tentativas.
EXERCÍCIOS DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
01) (UFPR) Balancear uma equação química é
determinar os valores dos seus coeficientes de
modo a satisfazer certas condições. Considere a
equação química não balanceada:
Cr2O72-(aq)
+ Fe (aq) + H (aq)  Cr (aq) +
Fe3+(aq) + H2O(liq)
2+
+
3+
Com base no exposto, é correto afirmar que a
equação acima, quando balanceada, deve
satisfazer as condições:
01. A soma das massas dos produtos deve ser
igual à soma das massas dos reagentes.
02. O número de átomos de um elemento
químico deve ser conservado durante a reação
química.
04. O número total de íons entre os produtos
deve ser igual ao número total de íons entre os
reagentes.
08. A soma dos coeficientes dos produtos deve
ser igual à soma dos coeficientes dos reagentes.
16. A soma das cargas elétricas dos produtos
deve ser igual à soma das cargas elétricas dos
reagentes.
32. O total de elétrons cedidos pelo agente
redutor deve ser igual ao total de elétrons
recebidos pelo agente oxidante.
02) (UEPG PR)
Sobre a equação abaixo, que
representa a formação da ferrugem, assinale o
que for correto.
4 Fe
+
3 O2

a)
O peróxido de hidrogênio e o permanganato
de potássio agem, respectivamente, como
oxidante e redutor.
b)
O coeficiente mínimo e inteiro do ácido
sulfúrico é 6, na equação balanceada.
c)
O manganês do permanganato de potássio
perde 5 elétrons.
d)
O manganês do permanganato de potássio
se reduz, enquanto o oxigênio do peróxido de
hidrogênio se oxida.
e)
O coeficiente mínimo e inteiro do peróxido
de hidrogênio é 2, na equação balanceada.
04) Considere-se a equação
balanceada representada a seguir:
Com base nos conhecimentos sobre reações
químicas, funções inorgânicas e fases da matéria e
considerando-se a equação acima, balanceada
com os menores coeficientes estequiométricos
inteiros, pode-se afirmar:
01.
A soma dos menores coeficientes
estequiométricos inteiros que balanceiam a
equação é 28.
02.
O volume de gás desprendido durante essa
reação, nas CNTP, é de 100 L.
04.
02.
O ferro metálico é o agente redutor.
04.
O oxigênio é oxidado.
08.
O oxigênio é um agente oxidante.

São necessários 5 mols de H (aq)
para reagir
com 118,9g de MnO 4 (aq) .
08.
O MnO 4 é o agente redutor.
16.
H2O2 é um peróxido molecular.
32.
Todo oxigênio do MnO 4 (aq) , nessa reação,
3+
O ferro metálico é reduzido para Fe
não
MnO4 -  H2O2  H +  Mn 2+  H2O  O2
2 Fe2O3
01.
química
é transformado em O2(g).
16. A soma dos estados de oxidação dos
reagentes é zero.
03) Na reação esquematizada pela equação,
não-balanceada:
H2O2 +KMnO4 +H2SO4 K2SO4 +MnSO4 + H2O +
O2
64.
MnO 4 (aq) é o ânion permanganato.
05) (UEL PR)
O peróxido de hidrogênio puro é
líquido, incolor, xaroposo e muito reativo. É
comercializado como reagente químico em solução
aquosa e, dependendo da concentração, pode ser
empregado como antisséptico ou como alvejante.
Considere as duas seguintes equações não
equilibradas, como exemplos de reações que
ocorrem ao se utilizar o peróxido de hidrogênio, e
analise as afirmativas a seguir:
1ª. H2O2 + KMnO4 + H2SO4  KHSO4 + MnSO4 +
H2SO4 + H2O + O2
2ª. H2O2 + KI  I2 + KOH
I.
O peróxido de hidrogênio é agente redutor
em ambas as equações.
II.
O peróxido de hidrogênio atua como agente
redutor na primeira reação e como agente oxidante
na segunda reação.
III.
O número de elétrons envolvidos na semireação do peróxido de hidrogênio na segunda
reação é 2.
IV.
A soma algébrica dos coeficientes mínimos
inteiros para a primeira reação equilibrada é 26.
São corretas as afirmativas:
a)
I, III e IV.
b) II, III e IV. c)II e III.
d)
I e III.
e) II e IV.
06) (UFMS) O cobre metálico sofre oxidação na
presença de ácido nítrico, de acordo com a
equação
não
balanceada:
Cu  HNO3  Cu(NO3 ) 2  NO  H2O . A respeito dessa
reação, é correto afirmar:
01.
O cobre recebe dois elétrons.
02.
O nitrogênio é o agente oxidante.
04.
O nitrogênio sofre oxidação.
08.
O cobre é o agente redutor.
16.
A soma dos coeficientes dos reagentes e
produtos da equação é igual a 20.
07) (UEPG PR) A pessoa que é submetida ao teste
do bafômetro assopra num tubo desse aparelho,
que conduz o ar para um analisador contendo uma
solução ácida de dicromato de potássio. Assim, se
houver álcool no ar expirado, ele é convertido em
ácido acético, conforme a equação química nãobalanceada:
H3C–H2C–OH + K2Cr2O7 + H2SO4 
H3C–COOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Sobre esta equação, assinale o que for correto.
01.
Constitui uma reação de auto-redox.
02.
O íon cromo sofre redução.
04. A equação balanceada apresenta, em
seqüência, os seguintes coeficientes para os
reagentes: 3, 2 e 8.
08.
O Nox do carbono permanece invariável.
16.
O oxigênio do K2Cr2O7 recebe elétrons.
08) (UEM PR)
Dadas as equações químicas
abaixo, não balanceadas, assinale o que for
correto.
I) aKMnO4 + bFeSO4 + cH2SO4
eMnSO4 + fFe2(SO4)3 + gH2O

dK2SO4 +
II) aK2Cr2O7 + bNa2C2O4 + cH2SO4  dK2SO4 +
eCr2(SO4)3 + fNa2SO4 + gH2O + hCO2
01. Na equação I, o agente oxidante é o KMnO4
e o número de oxidação do potássio varia de +7
para +2.
02. Na equação II, o número de oxidação do
cromo passa de +6, no K2Cr2O7, para +3, no
Cr2(SO4)3.
04. Na equação II, o carbono é oxidado de +3
para +4.
08. Na equação I, o agente redutor é o sulfato
ferroso e o número de oxidação do ferro varia de
+2 para +3.
16. O somatório dos coeficientes a, b, c, d, e, f,
g e h na equação II, em menores números inteiros,
é 58.
09) (UNIOESTE-PR) Com relação a reação
química mostrada abaixo podemos afirmar que:
CuSO4 (aq) + Fe (s) 
FeSO4 (aq) + Cu (s)
a) O cobre e oxidado.
b) O ferro e reduzido.
c) A variação do numero de oxidação do enxofre e
de +6 a +4.
d) CuSO4 e o agente oxidante.
e) A variação do numero de oxidação do ferro e de
+2 a zero.
10) Em um laboratório, um grupo de estudantes
colocou um pedaço de palha de aço em um prato
cobrindo-o com água sanitária. Após 10 minutos,
eles observaram, no fundo do prato, a formação de
uma nova substância de cor avermelhada, cuja
fórmula é Fe2O3.
A reação que originou esse composto ocorreu
entre o ferro (Fe) e o hipoclorito de sódio (NaClO),
presentes na água sanitária, e pode ser
representada pela seguinte equação nãobalanceada:
Fe(s) + NaClO(aq) → Fe2O3(s) + NaCl(aq)
Considerando-se
essas
INCORRETO afirmar:
informações,
é
a) O hipoclorito de sódio atua como o redutor.
b) O ferro sofre uma oxidação.
c) A soma dos coeficientes das substâncias que
participam da reação é igual a 9.
Pilhas são sistemas que possuem capacidade
de produzir energia elétrica a partir de uma reação
química de oxidação e de redução.
1- Semi reações de oxidação e redução
Zn 0 →
Zn +2
+ 2e oxidação
semi-reação de
Cu +2 + 2e - → Cu 0
redução
semi-reação de
2- Potencial de eletrodo (E) - Grandeza que mede
a tendência de uma semi-reação ocorrer no sentido
de oxidação ou redução. Determinado em função do
eletrodo Padrão de hidrogênio. Representa a
diferença entre o potencial elétrico de um eletrodo e
um eletrodo normal de hidrogênio.
3- Eletrodo Padrão de Hidrogênio
d) O átomo de cloro do hipoclorito de sódio ganhou
2 elétrons.
Reações no eletrodo de Hidrogênio:
GABARITO
01)
02)
03)
04)
05)
06)
07)
08)
09)
10)
V-V-F-F-V-V
26
D
01 + 16 + 64
C
24
06
14
D
A
ELETROQUÍMICA
Eletroquímica – Estudo da conversão de energia
química em energia elétrica e vice-versa.
– Perda de e- :
0,00 V
H2(g) → 2 H+ (aq) + 2e–
E0 =
– Ganho de e–:
0,00 V
2 H+ (aq) + 2e– → H2(g)
E0 =
4- Propriedades dos potenciais
1º Invertendo-se o sentido de uma semi-reação,
troca-se o sinal do potencial.
Alo
→
Al+3 + 3e-
E= + 1,66 V
Al+3 + 3e- → Alo
E= - 1,66 V
2º Quando uma semi-reação é multiplicada ou
dividida por um número, o valor do potencial não se
altera.
3º O sinal positivo do potencial
espontaneidade no sentido indicado.
Zn 0 → Zn+2 + 2eespontânea)
PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS
Zn+2 + 2e- → Zn
espontânea)
0
indica
E= + 0,76V (oxidação
E= - 0,76V (redução não
4º Quanto maior o potencial, maior é a tendência de
semi-reação de ocorrer no sentido em que está
escrita.
O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada.
A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída.
Nas soluções teremos a passagem dos íons, em
excesso, de um lado para o outro através da ponte
salina.
Pilha de Daniel
Potenciais de redução de do zinco e do cobre
Zno → Zn+2 +2eCuo → Cu+2 + 2e-
E= + 0,76V
E= - 0,34V
Equação geral da pilha e a DDP
Cu2+ + 2e → Cu
+ 0,34V
Zn → Zn2+ + 2e-
+ 0,76V
Cu + Zn2+
No condutor existe uma corrente de elétrons.
Na ponte salina existe uma corrente de íons.
Como o cobre tem um maior potencial normal de
redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e
o zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação.
Cu2+ + Zn
Ponte Salina- A função da ponte salina é manter o
equilíbrio elétrico de cargas positivas e negativas
nas soluções dos eletrodos.
∆E0 = + 1,10 V
Zno/ Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cuo
O eletrodo de zinco vai se desgastando com o
passar do tempo.
A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada.
Medindo a ddp de uma pilha
A ddp de uma pilha depende de dois fatores:
– da natureza da reação na pilha;
– das concentrações das espécies que participam
da reação.
Proteção Catódica
A proteção catódica é um método de combate à
corrosão que consiste na transformação da estrutura
para proteger o catodo de uma célula eletroquímica
ou eletrolítica, seja pela introdução de corrente
contínua galvânica, utilizando-se anodos de
sacrifício, seja por impressão direta em sua
superfície de corrente contínua com uso de
retificadores.
Os íons negativos são atraídos pelo polo positivo
(ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os
elétrons cedidos migram através do circuito externo
até o polo negativo (cátodo). Lá, estes serões
“ganhos” pelos íons positivos (redução).
Tipos de eletrólise
• Eletrólise ígnea (ausência de água)
• Eletrólise em meio aquoso
Algumas aplicações dos sistemas de proteção
catódica
 Tubulações enterradas ou submersas;
 Tanques de armazenamento;
 Estacas metálicas de fundações;
 Pontes e torres metálicas;
 Equipamento de estações de tratamento de água
e esgotos
 Tanques de armazenamento de combustíveis em
postos de abastecimento.
ELETRÓLISE
ELETRÓLISE - É a reação de oxirredução que é
provocada pela corrente elétrica. Consiste em uma
reação de oxirredução não espontânea. É o inverso
de uma pilha. Na eletrólise há a necessidade de
uma fonte externa de corrente elétrica (contínua)
para que uma reação não espontânea ocorra. O
recipiente em que se realiza a eletrólise recebe o
nome de célula eletrolítica ou cuba eletrolítica.
Como Funciona a Eletrólise
Para que um sistema sofra e l e t r ó l i s e é
necessária a presença de íons livres, os quais
como já vimos serão descarregados durante o
processo. Na eletrólise a corrente elétrica atravessa
o sistema, descarrega os íons, e provoca uma
reação química (não espontânea) de óxido-redução.
Vejamos:
Eletrólise ígnea - A eletrólise ígnea é a eletrólise
feita em ausência de água, normalmente são
compostos iônicos fundidos. É o processo de
decomposição de uma substância iônica fundida por
meio da passagem de corrente elétrica.
Exemplo
Eletrólise ígnea do NaCl:
Eletrólise aquosa com eletrodos inertes
Eletrólise aquosa – É a eletrólise que se processa
com o eletrólito em solução. Além da ionização ou
dissociação do eletrólito, deve-se considerar a
ionização da água em H+ e OH-. Assim, o cátion do
eletrólito “compete” com H+ e o ânion do eletrólito
“compete” com OH-.
Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise
aquosa, apenas um tipo de cátion é atraído por vez
no cátodo, e, enquanto ele estiver presente na
solução, nenhuma outra espécie será atraída. O
mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo.
Cu 2+ + 2e- → Cu (s)
(redução)
Reação global
CuSO4 → Cu+2 + (SO4) -2
2 H2O → 2H+ + 2 OH2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 eCu+2 + 2 e- → Cu
CuSO4 + H2O → Cu + ½ O2 + 2 H+ + (SO4)-2
Considerações
1)
A descarga de um cátion produz o metal
correspondente ou o hidrogênio gasoso.
2 e- + Fe+2 → Fe
→ H2(g)
2 e- + 2 H+1
2)
A descarga de um ânion simples libera o
próprio elemento.
2Cl
→ Cl2 +
-
2e
-
3)
A descarga da oxidrila libera água e
oxigênio gasoso.
2 (OH)
-
→ H2O + ½ O2 + 2 e
-
Exemplo – Eletrólise da solução aquosa de NaCl
ELETRÓLISE COM ELETRODOS ATIVOS
Neste caso quem sofre a oxidação (perda de
elétrons) é o próprio ânodo (eletrodo positivo). Isso
ocorre porque o eletrodo tem mais facilidade para se
oxidar que os ânions do eletrólito.
Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de cobre em
solução aquosa
CuSO4 + 2 H2O --> Cu +2 + SO4 -2 + 2 H + + 2 OH No ânodo: O cobre tem mais facilidade para perder
elétrons que os ânions presentes.
Cu 0
-
2 elétrons
-->
Cu +2
No cátodo: Entre os cátions Cu+2 e H+ a facilidade
do cobre em receber elétrons é maior, ocorrendo à
descarga do íon Cu +2
Cu +2
DISSOCIAÇÃO DO SAL: 2 NaCl → 2 Na+ +2 ClIONIZAÇÃO DA ÁGUA: 2 H2O → 2 H + + OHREAÇÃO NO CÁTODO: 2H+ + 2 e- → H2
REAÇÃO NO ÂNODO: 2 Cl- → Cl2 + 2 eREAÇÃO GLOBAL: 2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH +
H2 + Cl2
Exemplo - Eletrólise de solução de CuSO4
CuSO4 (aq) → Cu2+(aq)
H2O → H+(aq)
+
+
SO42–(aq)
OH –(aq)
Reação que ocorre no ânodo:
2 OH –(aq) →H2O (g) + 1/2 O2 (g) + 2e- (oxidação)
Reação que ocorre no cátodo:
+ 2 elétrons -->
Cu0
Analisando o processo verifica-se que não ocorreu
nenhuma reação química, apenas uma transferência
de cobre do ânodo para o cátodo. Como no
processo não ocorre à passagem das impurezas,
este tipo de eletrólise é utilizado para a purificação
de metais como cobre e outros. O metal purificado
obtido é de altíssima pureza.
GALVANIZAÇÃO
Ato de recobrir uma superfície de metal com uma
camada fina de outro metal. Processo usado para
proteger objetos metálicos contra corrosão ou para
melhorar sua aparência.
PROCEDIMENTO
1. Objeto a ser recoberto como cátodo.
2. O metal que irá recobri-lo como ânodo.
3. Solução aquosa deverá conter um sal desse
metal.
4. Ocorre a migração do metal do ânodo (que se
desgasta) para o catado onde ocorre a
eletrodeposição.
ELETRÓLISE QUANTITATIVA - LEIS DE
FARADAY
1º Lei de Faraday: A massa da substância
eletrolisada é diretamente proporcional à carga
elétrica que atravessa o sistema.
m = K1 . Q
m = K1 . i. t
2º Lei de Faraday: A massa da substância
eletrolisada é diretamente proporcional a seu
equivalente-grama
m = K2 . E
Equação Geral da Eletrólise
E. i. t
m = -----------96500
1 F = 96500 C = 1 mol de elétrons →m = E
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