Apostila de Química 14 – Óxido

Apostila de Química 14 – Óxido-Redução
1.0 Número de Oxidação (Nox)
Mudança de carga elétrica das espécies químicas numa reação global ou semiglobal.
O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente.
Nos compostos moleculares, o Nox é uma carga imaginária.
O Nox negativo é atribuído ao átomo de maior eletronegatividade (o átomo que
atrai/recebe os elétrons).
1.1 Regras para a Determinação de Nox
Nox de cada átomo de substâncias simples – Zero (possuem a mesma
eletronegatividade).
Nox de um íon monoatômico – A sua carga elétrica.
Nox Fixos:
Nox dos metais alcalinos (Família 1A) e metais alcalinos terrosos (Família 2A) –
+1 e +2 respectivamente.
Nox do zinco (Zn), da prata (Ag) e do alumínio (Al) – +2, +1 e +3,
respectivamente
Nox do elemento hidrogênio em substâncias compostas – Geralmente +1; em
hidretos metálicos (hidrogênio ligado a metais) é -1.
Nox do elemento oxigênio em substâncias compostas – Geralmente -2; no
fluoreto de oxigênio (OF2) é +2 ( o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio);
em peróxidos (compostos binários: oxigênio e elementos da família 1A ou 2A) é
-1; em superóxidos é -1/2.
Nox dos halogênios (Família 7A) em compostos binários nos quais são mais
eletronegativos – -1.
A soma dos Nox dos átomos de um composto iônico ou molecular – Zero.
A soma dos Nox dos átomos de um íon composto – A sua carga elétrica.
1.2 Variação do Nox nas reações de Óxido-Redução
Semi-reação em que ocorre perda de elétrons – Reação de oxidação.
Semi-reação em que ocorre ganho de elétrons – Reação de redução.
Átomos que sofrem oxidação são chamados de agente redutor, pois, ao cederem
os elétrons a outro átomo, provocam sua redução.
Átomos que sofrem redução são chamados de agente oxidante, pois, ao
receberem os elétrons a outro átomo, provocam sua oxidação.
2.0 Balanceamento das Equações
Balancear uma equação é igualar o número de elétrons perdidos e recebidos,
balanceando os coeficientes das espécies.
O objetivo é igualar as massas do primeiro e do segundo membros, para que não
haja ganho ou perda de da mesma.
2.1 Método Direto (“Tentativas”)
Escolhe-se um elemento químico que apareça em uma única fórmula no
primeiro e no segundo membros.
Caso existam dois ou mais elementos na mesma situação, escolhe-se o elemento
de maior índice.
Exemplo:
H3PO4 + Ca(OH)2 – Ca3(PO4)2 + H2O
Escolhe-se o Ca.
H3PO4 + 3Ca(OH)2 – 1Ca3(PO4)2 + H2O
Além do Ca, determinou-se os coeficientes de “P” e parte de “O” e “H”.
2H3PO4 + 3Ca(OH)2 – 1Ca3(PO4)2 + H2O
Agora, determinou-se os coeficientes de “H” e o restante de “O”.
2H3PO4 + 3Ca(OH)2 – 1Ca3(PO4)2 + 6H2O
2.2 Oxi-Redução
Determina-se o Nox dos elementos.
Calcula-se a variação do Nox.
Multiplica pelo maior índice.
Inverte os coeficientes encontrados.
Exemplo
Al + Cu2+ – Al3+ + Cu
Nox:
Al = 0 | Al3+ = +3. 3 elétrons x 1 = 3
Cu2+ = +2 | Cu = 0. 2 elétrons x 1 = 2
2Al + 3Cu2+ – 2Al3+ + 3Cu
Al = 2.
Cu = 3.
2.3 Casos Especiais
2.3.1 Auto Oxi-Redução
Um elemento se oxida e se reduz.
Encontra-se os coeficientes normalmente e faz o acerto deles onde o elemento
aparece 2 vezes.
2.3.2 Oxidação ou Redução
Existem três ou mais elemento que variam o Nox.
Antes de inverter os coeficientes, somar os elementos que se oxidam e os que se
reduzem, se trocá-los.
2.3.3 Reação com H2O2
Lembra-se que o Nox do oxigênio no H2O2 é -1.
Quando o H2O2 reagir e gerar H2O: Variação de Nox de -1 para -2.
Quando o H2O2 reagir e gerar O2: Variação de Nox -1 para 0.
2.3.4 Oxidação ou Redução Parcial
Um elemento se oxida ou se reduz parcialmente, ou seja, uma parte varia o Nox,
enquanto a outra reage sem sofrer variação de Nox.
Nesse caso, trabalhe com os átomos que variaram seu Nox.
2.3.5 Equação na Forma Iônica
Deve-se fazer um balanço de cargas, de modo que a carga elétrica total dos
reagentes seja igual a dos produtos.