+ 2 NO

Oxidação/redução em processos inorgânicos
Reações de Oxidação – Redução
Caracterizam-se pela transferência
elétrons entre as espécies envolvidas.
Oxidação: uma espécie química
aumento do seu estado de oxidação.
de
sofre
Redução: uma espécie química sofre redução
do seu estado de oxidação.
Oxidação/redução em processos inorgânicos
Reações de Oxidação – Redução
Reações redox
duas semi-reações simultâneas.
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons)
Assim, o agente oxidante é aquele que se reduz.
Agente redutor é aquele que se oxida.
Oxidação/redução em processos inorgânicos
Agentes oxidantes e redutores importantes
em Química Inorgânica
Oxidantes
Redutores
 KMnO4
• SO2
 K2Cr2O7
• H2SO3
 HNO3
• H2S
 Halogênios
• HI
 Água régia: ácido nítrico e
ácido clorídrico (1:3)
• SnCl2
 H2O2
• Zn, Fe e Al
Oxidação/redução em processos inorgânicos
Agentes oxidantes e redutores importantes
em Química Orgânica
Oxidantes
Redutores
 KMnO4
• LiAlH4
 K2CrO4
• NaBH4
 KIO4
Oxidação/redução em processos inorgânicos
Reações de Oxidação – Redução
Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons.
Agente redutor se oxida porque doa elétrons.
Exemplos:
1) 2Fe3+ + Sn2+ ⇆ 2 Fe2+ + Sn4+
Semi – reações:
2 Fe3+ + 2e-  2 Fe2+ Agente oxidante
Sn2+ ⇆ Sn4+ + 2e- Agente redutor
Oxidação/redução em reações inorgânicas
Reações de Oxidação – Redução
Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons.
Agente redutor se oxida porque doa elétrons.
Exemplos:
2) 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ ⇆ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
Semi – reações:
MnO4- + 8H+ + 5e- ⇆ Mn2+ + 4 H2O Agente oxidante
5 Fe2+ ⇆ 5 Fe3+ + 5e- Agente redutor
Oxidação/redução em reações inorgânicas
Reações de compostos de brometo
- são oxidados a bromo pelo KMnO :
Em meio
ácido,
os
íons
Br
4
+7
-1
2MnO4 (aq) + 10Br-(aq) + 16H+(aq)
2Mn2+ (aq) + 5Br2(l) + 8H2O(l)
+2
=
0
Se for adicionado um solvente orgânico apolar, como o CCl4 ou
clorofórmio, haverá a formação de uma fase orgânica colorida, que vai
do alaranjado (pouco Br2 presente) até marrom (muito Br2 presente).
A cor da solução de KMnO4 deve desaparecer, devido à formação de
íons Mn2+.
Reações de compostos de iodeto
Reação com H2SO4 concentrado:
A reação de ácido sulfúrico com íons I- é análoga à reação com íons Br-.
-1
+6
0
+4
KI (s) + 2H2SO4 (aq) = I2(s) + SO2(g) + H2O(l) + K+(aq) + HSO4-(aq)
Reação com água de cloro (Cl2 aquoso):
Esse teste é baseado nos diferentes valores dos potenciais
padrão de redução dos pares:
I2/I- (+0,535 V) e Cl2/Cl- (+1,360 V) da reação:
2I-(aq) + Cl2(aq) = I2(s) + 2Cl-(aq)
Reações de compostos de iodeto
Semi-reações redox:
Cl2 (aq) + 2e- = 2Cl- (aq)
2I- (aq) = I2 (aq) + 2e-
+1,360 Volts
- 0,535 Volts
---------------------------------------------------------------------------------------------------
Cl2 (aq) + 2I- (aq) = 2Cl- (aq) + I2 (aq) +0,825 Volts
O valor positivo de + 0,825 V para o potencial final indica
que esta reação é espontânea.
Continuando-se a adicionar água de cloro, a coloração violeta do I2
deverá desaparecer devido à formação do ácido iódico (HIO3):
I2 (aq) + 5Cl2 (aq) + 6H2O (l) = 10Cl- (aq) + 12H+ (aq) + 2IO3- (aq)
Reações de compostos de iodeto
Reação com íons NO2-:
Íons I- são facilmente oxidados a iodo por íons NO2- na presença de
H2SO4, HCl ou HAc:
2I-(aq) + 2NO2-(aq) + 4H+(aq) = I2(s) + 2NO(g)(g) + 2H2O(l)
-1
+5
0
+2
Reações de compostos de iodeto
Íons Br- não interferem neste teste porque não são
oxidados pelos íons NO2-, pela observação dos potenciais
padrão de redução dos pares NO2-/NO (+1,000 V) e Br2/Br(+1,065 V).
2NO2- (aq) + 2H+(aq) + 2e- = 2NO(g) + 2H2O(l)
2Br- (aq) = Br2(l) + 2e-
+ 1,000 Volts
- 1,065 Volts
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
2NO2- (aq) + 2H+(aq) + 2Br-(aq) = Br2(l) + 2NO(g) + 2H2O(l) - 0,065 Volts
Reação não espontânea !
Reações de óxido-redução
envolvendo HNO3
Reação com sulfato ferroso:
Como todos os sais de Fe(II), o sulfato ferroso é um agente
redutor. Ele reduz o ácido nítrico a oxido nitroso:
+5
+2
6 Fe2+(aq) + 6 H+(aq)+2 HNO3 (aq) → 6 Fe3+(aq) + 4 H2O(l) + 2 NO (g)
Reações de óxido-redução
envolvendo HNO3
Reação do enxofre com HNO3
S8(s) + 2 HNO3(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq) + 2 NO (aq)
Reação paralela em fase gasosa:
NO + O2 → 2 NO2
Pequenas quantidades de NO2 também são formadas
junto com NO.
Reações de óxido-redução
envolvendo HNO3
Usando-se ácido nítrico concentrado:
Cu(s) + 4 H+(aq) + 2 NO3−(aq) → Cu2+(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(g)
Usando-se ácido nítrico diluído:
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(g)
2 NO(g) + 3 O2(g) → 2 NO2(g)
Somente metais com E.I. baixas reagem com o ácido nítrico:
Mg(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + H2(g)
Reações de óxido-redução
envolvendo HNO3
Reações com não-metais
Reage com esses elementos oxidando-os aos seus estados de
oxidação mais elevados, com formação de óxido de nitrogênio e
dióxido de nitrogênio, dependendo da sua concentração em
solução.
C(s) + 4 HNO3 (CONC.) → CO2(g) + 4 NO2(g) + 2 H2O(g)
ou
3 C(s) + 4 HNO3 (DILUÍDO) → 3 CO2(g) + 4 NO(g) + 2 H2O(g)