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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 redutor
REDUÇÃO: 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
1) Alcalinos e Ag
2) Alcalinos-terrosos e
Zn
3)alumínio
4) hidrogênio
5) hidrogênio
6) oxigênio
7) oxigênio
8) calcogênios
9)halogênios
CONDIÇÕES
NOX
EXEMPLOS
Em qualquer substância
composta
Em qualquer substância
composta
+1
NaCl K2SO4
AgCl
BaCl2 CaO
ZnSO4 ZnO
Em qualquer substância
composta
Em qualquer substância
composta
Em hidretos metálicos
Em qualquer substância
composta
Nos peróxidos
+3
Al2(SO4)3
+1
H2O
-1
-2
NaH, CaH2
H2O
-1
H2O2, Na2O2
Quando estiver à direita
do composto
Quando estiver à direita
do composto ou quando
formar compostos
binários
-2
CO, H2S
-1
HF, HCl
+2
 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 +4
3) Au = +1 e +3
9) Co= +2 e +3
4) Pb = +2 e +4
5) Sn = +2 e +4
6) 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 +
+1
+7
-2
HCl 
+1
redução:
KCl +
+1 -1
Nox =5
MnCl2 +
-1
Cl2
+
H2O
+1 -2
+2
oxidação :
Nox =1
0
-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.
Cl2
HCl
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.
Elétrons perdidos
Elétrons recebidos
1 KMnO4 = 5 e1Cl2 = 2 e2 KMnO4 = 10 e5Cl2 = 10 eAgora, 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→
EXEMPLO 4:
H2S + HNO3
EXEMPLO 5:
H2S + HNO3
I2 +
H2SO4+
H2SO4+
MnO2 +
KOH
NO + H2O
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:
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 + H2O
Assinale 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 hidrogênio
e) 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.
Cu
-2
SO4
Zn
K+ K+ SO4 -2
+2
Cu
-2
SO4
+2
Zn
Ânodo: Zn0→Zn+2 + 2 eCátodo: 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 Oxidação
A→ Ax+ + x eocorre a corrosão
pólo negativo: eletrodo que emite elétrons .
Cátodo
Ocorre Redução
Bx+ + x e-→ B
Ocorre a deposição
Cátodo: elétrodo que recebe elétrons do circuito
Sentido em que as semi-reações ocorrem
Representação convencionada pela IUPAC Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Zn0/Zn+2 / Cu+2/ Cu0
Ânodo
Cátodo
Oxidação
Redução
Sentido em que as semi-reações ocorrem
EXEMPLOS
1-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
Al
Cr
+3
Al
a)
b)
c)
d)
0
+3
Cr
Que eletrodo constitui o ânodo?
Qual a equação da reação global da pilha?
Qual a solução tem uma concentração aumentada?
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
A
B
0
+
B
A+
a) Que eletrodo constitui o ânodo?
d) Dê a representação estabelecida pela
b) Qual a equação da reação global da pilha?
IUPAC?
c) Qual a solução tem uma concentração
aumentada?
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?
0
X
d) Dê a representação estabelecida pela
IUPAC?
0
W
+
X
+
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 = Ecátodo
─
∆E0 = E red (maior) ─ Ered
E ânodo
( menor)
EXEMPLO 1:
Observe a tabela:
E0 red
Semi-reação
Al + 3 e → Al
Co3+ + 3 e-→ Co0
3+
-
0
-1,66v
-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+2Cu(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 = -1,18V
Zn+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 = +0,34V
Zn+2 +2 e-→ Zn0 E0 red = -0,76
Represente 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 V
O 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+ + eE = -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 espontâneas
e) Somente II e III são espontâneas
Os testes 10-14 refere-se às seguintes semi-reações dos eletrodos:
Al+3 + 3 e-↔ Al 0
Pb+2 +2 e-↔ Pb0
E0= -1,66V
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 1,53V
e) 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 = -0,35V
Ag→ Ag+ + eE = -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+