bases - Alfa Toledo

 A soma dos nox de todos os átomos de um
composto iônico ou molecular é igual a zero.
 A soma dos nox de todos os átomos de um
íon é igual à carga do próprio íon.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos
Segundo Arrhenius – Meio aquoso - São
compostos moleculares que dissolvidos em
água, sofrem ionização e liberam como único
cátion o íon H+ ou o íon H3O+ (hidrônio ou
hidroxônio) e um ânion qualquer. Vejamos:
H2SO4  2H+ + SO42H2SO4 + H2O  2H3O+ + SO42HNO3 →
HNO3 + H2O →
1- Nomenclatura dos ácidos
1.1
- Hidrácidos
Ácido + elemento + ídrico
a) Regras para os grupos 13, 14,15 e 16.
 Quando o nox do elemento central for igual
ao número de sua família: Ácido + elemento +
ico.
 Quando o nox do elemento central for duas
unidades menores que sua família: Ácido +
elemento +oso.
 Quando o nox do elemento central for quatro
unidades menores que sua família: Ácido + hipo
+ elemento + oso.
Exemplos:









H2CO3 –
H3BO3 –
H2SO3 –
H2SO4 –
HNO2 –
HNO3 –
H3PO4–
H3PO3–
H3PO2–
b) Para elementos do grupo 17elemento:




Nóx do
+7 – Ác.+ Per+ elemento + ico
+ 5 – Ác. + elemento + ico
+ 3 – Ác. + elemento +oso
+ 1 – Ác. + Hipo+ elemento + oso
Exemplos:
2.2 – Oxiácido - Pela determinação do nóx do
elemento central do ácido
Regras para a determinação do nox
 Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2,
P4.
 Nox de um íon monoatômico é igual a sua
própria carga. Ex: Na1+
 Em substâncias compostas os metais
alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O.
 Em substâncias compostas os metais
alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex:
CaO, ZnCl2.
 Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl,
H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-.
Ex: NaH.
 Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO.
Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2,
H2O2.




HClO –
HClO2 –
HClO3 –
HClO4 –
c) Quanto grau de hidratação:
 Ácido orto (ico) – H2O + Ácido +Meta +
elemento + ico
 2 x Ácido orto (ico) – H2O + Ácido + Piro +
elemento + ico
Exemplos:
 H3PO4 – ácido ortofosfórico
 HPO3 – ácido metafosfórico
 H4P2O7 – ácido pirofosfórico
2 – Classificação dos Ácidos
2.1- Quanto à presença de oxigênio
Ácidos fracos: demais.
 Hidrácidos – não possuem oxigênio. Ex: HCl,
H2S, HCN.
 Oxiácidos – possuem oxigênio. Ex: HNO3 ,
HClO4 , H2SO4.
 Oxiácidos - Sendo HxEOy a fórmula de um
ácido de um elemento E qualquer, temos que a
força do ácido é evidenciada pela relação:
2.2- Quanto ao número de hidrogênios
ionizáveis
 Monoácidos (monoprótico) – apresentam um
hidrogênio ionizável. Exemplos: HCl, HBr, HClO 3
, H3PO2 (exceção).
 Diácidos (diprótico) – apresentam dois
hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2SO4, H3PO3
(exceção).
 Triácidos (triprótico) – apresentam três
hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H3PO4, H3BO3.
 Tetrácidos (tetraprótico) – apresentam quatro
hidrogênios
ionizáveis.
Exemplos:
H4SiO4,
H4[Fe(CN)6]
2.3- Quanto
químicos
ao
número
de
elementos
F=Y–X
Y = número de oxigênios na fórmula
X = número de hidrogênios ionizáveis
F
F
F
F
=
=
=
=
0
1
2
3
→
→
→
→
ácido
ácido
ácido
ácido
fraco. Ex: HClO
moderado. Ex: HNO2
forte. Ex: H2SO4
muito forte. Ex: HClO4
Exceção: H2CO3 – ácido fraco.
BASES
1- Fórmula Química
Cátion (OH)x
2– Nomenclatura
 Binário – dois elementos químicos diferentes.
Exemplos: HBr, HI.
Hidróxido de +nome do cátion
 Ternário
–
três
elementos
químicos
diferentes. Exemplos: HNC, HBrO3 , H2SO3 .
 Quaternário – quatro elementos químicos
diferentes. Exemplos: HCNO, H4[Fe(CN)6].
2.4- Quanto
ebulição)
à
volatilidade
(ponto
de
 Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição,
evaporam rapidamente. Exemplos: HCl, H2S,
HCN, HNO3.
 Fixos – possuem alto ponto de ebulição.
Exemplos: H2SO4, H3PO4.
2.5- Força do ácido – Esta associado com a
facilidade de ionização do ácido em meio
aquoso, é descrita pelo grau de ionização ():
=
número de ácidos ionizados
número total de ácidos
Ácidos fortes:  > 50%
Ácidos moderados: 5%    50%
Ácidos fracos:  < 5%
2.6- Regra Prática para Determinação da
Força de um Ácido
 Hidrácidos
Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.
Ácido moderado: HF.
FÓRMULA
NOMENCLATURA
NaOH
Hidróxido de sódio
Soda cáustica
KOH
Hidróxido de
potássio
Potassa
NH4OH
Hidróxido de
amônio
Amônia
aquoso ou
amoníaco
Mg(OH)2
Hidróxido de
magnésio
Leite de
magnésia
Ca(OH)2
Hidróxido de cálcio
Cal apagada,
cal extinta ou
cal hidratada
Ba(OH)2
Hidróxido de bário
Barita
CuOH
Hidróxido de cobre
I
Hidróxido
cuproso
Cu(OH)2
Hidróxido de cobre
II
Hidróxido
cúprico
Fe(OH)2
Hidróxido de ferro
II
Hidróxido
ferroso
Hidróxido de ferro
III
Hidróxido
férrico
Fe(OH)3
LiOH + H2CO3  LiHCO3 + H2O
 Reação de neutralização parcial de base
Mg(OH)2 + HClO3  MgOHClO3 + H2O
1- Nomenclatura
Nome do Ânion + de + Nome do Cátion
3-Classificação das Bases
3.1 - Quanto ao número de hidroxilas (OH–)
 Monobases: possuem uma hidroxila.
Exemplo: NaOH, LiOH
Para obter o nome do ânion a partir do nome do
ácido, utilizar o quadro, onde a terminação do
ácido é trocada.
 Dibases: possuem duas hidroxilas.
Exemplo: Ca (OH)2, Fe(OH)2
 Tribases: possuem três hidroxilas.
Exemplo: Al (OH)3, Ni(OH)3
 Tetrabases: possuem quatro hidroxilas.
Exemplo: Sn(OH)4, Pb(OH)4
Exemplos:
3.2 - Quanto à força
KNO2 – Nitrato de Potássio;
 Bases fortes: o grau de ionização é
praticamente 100% - metais alcalinos e alcalinoterrosos.
Exemplo:
NaOH,
KOH,
Ca(OH)2,Ba(OH)2
 Bases fracas: o grau de ionização é menor
que 5%. Todas as demais bases. Exemplo:
NH4OH, Al(OH)3
NH4NO3 – Nitrato de Amônio;
NaCl – Cloreto de Sódio;
NaNO2 – Nitrito de Sódio ;
FeCℓ2 – Cloreto de Ferro (II) ou Cloreto Ferroso;
Fe(NO3)3 – Nitrato de Ferro (III) ou Nitrato
Férrico;
Fe2S3 – Sulfeto de Ferro (III) ou Sulfeto Férrico;
3.3 - Quanto à solubilidade em água
CuSO4 – Sulfato de Cobre (II) ou Sulfato
 Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e
amônio.
 Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinoterrosos.
 Insolúveis: os demais hidróxidos.
Cúprico;
Mg3(PO4)2 – Fosfato de Magnésio.
NaHCO3 – (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio
ou bicarbonato de sódio;
SAIS
Al(OH)Cl2 – (mono-)hidróxi-cloreto de alumínio
É todo composto que apresenta um
cátion proveniente de uma base e um ânion
proveniente de um ácido.
ou cloreto (mono)básico de alumínio
2- Classificação dos Sais
(C)+x (A)-y  CyAx
A reação ácido e base é denominada
neutralização ou salificação. Exemplo:
 Reação de neutralização total
HCl + KOH  KCl + H2O
 Reação de neutralização parcial de ácido
de
2.1- Quanto à presença de íons H+ e OH Sais normais – NaCl, CaCO3, NaH2PO2 ,
CaHPO3.
 Hidrogeno sal – NaHCO3, KHSO4.
 Hidróxi sal - CaOHCl, AlOHSO4
2.2
- Solubilidade dos sais
2- Classificação
 Óxido Ácido ou anidrido – Óxidos
moleculares, geralmente gasosos, formados por
ametais de nox igual ou superior a 4+.
Exemplos: CO2, SO2, SO3, N2O5.
Reações
a) Óxido ácido + água → ácido
SO2 + H2O →H2SO3
CO2 + H2O →H2CO3
b) Óxido ácido + Base → Sal + água
SO2 + 2 KOH → K2SO3 + H2O
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
ÓXIDOS
 Óxidos Básicos – Óxidos iônicos com
metais geralmente de nox igual ou menor a
4+.
Exemplos: Na2O,CaO,FeO, Fe2O3.
Reações
Os óxidos são compostos binários oxigenados,
sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo
da molécula.
1- Nomenclatura
 Óxidos iônicos
a) Óxido básico + água → base
Na2O + H2O → 2 NaOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
b) Óxido básico + ácido → Sal + água
Na2O + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2O
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
Óxido + nome do metal
Exemplos:
CaO – óxido da cálcio (cal virgem ou cal viva)
MgO – óxido de magnésio ( leite de magnésia)
Al2O3 – óxido de alumínio (alumina)
FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico
(hematita)
 Óxidos moleculares
Prefixo + óxido + nome do elemento
Exemplos:
CO – monóxido de carbono
SO2 – dióxido de enxofre
SO3 – trióxido de enxofre
N2O5 – pentóxido de dinitrogênio
Cl2O7 – heptóxido de dicloro
 Óxidos
Neutros
ou
indiferentes
–
Geralmente óxidos moleculares que não reagem
com água, nem com ácidos, nem com bases.
Exemplos: CO, NO, SO, N2O.
 Óxidos Anfóteros - São óxidos que
apresentam duplo comportamento ácido-base,
estes podem reagir tanto com ácidos como com
bases. Exemplos: ZnO, Al 2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO,
SnO2, PbO, PbO2, MnO2.
ZnO + H2SO4 →ZnSO4 + H2O
ZnO + 2KOH →K2ZnO2 + H2O
 Óxidos duplos, mistos e salinos - Quando
se reage um óxido duplo com um ácido, o
produto formado é composto de dois sais de
mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais
água. Uma característica de óxidos mistos é o
metal nox fracionário. Exemplos: Fe3O4, Pb3O4,
Mn3O4.
Fe3O4 +8 HCl → 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O
 Óxidos Peróxidos - São os óxidos formados
por cátions de metais alcalinos e metais
alcalinos terrosos e pelo oxigênio com nox médio
igual a 1-. Exemplos: Na2O2, CaO2, H2O2.
Reações
3 - Reações de Deslocamento ou Simples
Troca – Reação em que um determinado
elemento desloca por maior reatividade outro
elemento
de
outra
substância.
Reação
obrigatoriamente de oxido redução. Exemplos:
a) Óxido peróxido + água → base + H2O2
Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2
b) Óxido peróxido + ácido → sal + H2O2
Reatividade dos Metais
Na2O2 + 2 HCl → 2NaCl + H2O2
Óxido Superóxidos – Óxidos que apresenta
nox médio para o oxigênio igual a –1/2.
Exemplos: Li2O4, Na2O4, CaO4.
Reações
Reatividade dos Ametais
a) Óxido peróxido + água → base + H2O2 + O2
F > O > Cl > Br > I > S > C
Fe + 2 AgNO3  1 Fe(NO3)2 + 2 Ag
2 Na2O4 + 4 H2O → 4 NaOH + 2 H2O2 + 2
O2
b) Óxido peróxido + ácido → sal + H2O2
F2 + 2 NaCl  2 NaF + Cl2
4- Reações de dupla troca – Reação de
mecanismo iônico, onde existe troca de cátions
e ânions entre os reagentes. Para que ela
ocorra, um dos produtos formados deve ser:
Na2O4 + 2 HCl → 2NaCl + H2O2 + O2
a) Produto Insolúvel ou precipitado
REAÇÕES INORGÂNICAS
1 - Reação de Síntese ou Adição - Reação em
que dois ou mais regentes formam um único
produto. Exemplos:
NaCl + AgNO3 →NaNO3 + AgCl
b) Produto gasoso
CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2O + CO2(g)
c) Produto menos ionizável que os reagentes
2H2 + O2 →2H2O
HCl + NaOH → NaCl + H2O
H2O + CO2 →H2CO3
ATIVIDADES
2- Reações de Análise ou Decomposição Reações em que um reagente se desdobra em
dois ou mais produtos. Exemplos:
H2CO3(aq)  CO2(g) + H2O(liq)
a) Fotólise: Decomposição pela ação da luz.
b) Pirólise: Decomposição pela ação do calor.
CaCO3  CaO + CO2
NaCl(s)  Na(s) + ½ Cl2(g)
(aq)
+ NaCl(aq)  AgCl(s) +
+
III. C12H22O11(s)
O2(g)


12 C(s)
2 MgO(s)
+
11 H2O(l)
IV. 2 HCl(aq) + Ba(OH)2(aq)  BaCl2(aq) + 2 H2O(l)
H2O2 + luzH2O + ½ O2
produzida
I. AgNO3
NaNO3(aq)
II. 2 Mg(s)
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
c) Eletrólise: Decomposição
passagem de corrente elétrica.
01) As reações químicas
pela
Podem
como:
ser
classificadas,
respectivamente,
a)
reação de óxido-redução, reação de
combustão, reação de decomposição, reação de
precipitação.
b)
reação de neutralização, reação de
decomposição, reação de síntese, reação de
precipitação.
c)
reação de precipitação, reação de
combustão, reação de decomposição, reação de
óxido-redução.
d)
reação de precipitação, reação de óxidoredução, reação de decomposição, reação de
neutralização.
e)
reação de condensação, reação de óxidoredução, reação de combustão, reação de
neutralização.
02) Em um processo de avaliação experimental,
um aluno recebeu 4 rótulos contendo,
separadamente, informações sobre os seguintes
reagentes: Fe(NO3)2, AgNO3, KCl e Na2CO3.
Recebeu, também, 4 frascos cada um contendo
um desses reagentes, porém, sem identificação.
Com o objetivo de rotulá-los adequadamente, o
aluno numerou-os de 1 a 4, conforme figura a
seguir, e fez alguns testes com amostras das
soluções de cada frasco, obtendo as seguintes
informações:
I. Com a adição de ácido clorídrico, houve
desprendimento de gás na amostra do frasco 1 e
formação de um precipitado na amostra do
frasco 2.
I.
2 Ag + 2 HCl  2 AgCl + H2
II.
Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2
III.
2 Al + 6 HCl  2 AlCl3 + 3 H2
IV.
Al + 3 KCl  AlCl3 + 3 K
V.
Cu + MgCl2  2 CuCl2 + Mg
a)
III.
somente I e IV
c)
I, II e V
e)
I, II, IV e V
b) somente II e
d)
II, IV e V
04) A reação de hidratação de um certo óxido é
representada pela equação: X2O + H2O  2
XOH, onde X é um elemento desconhecido.
a)
Classifique o óxido X20.
b)
A reação de neutralização de XOH com
um acido produz sal e água. Sabendo que 112g
de XOH reagem com 73g de ácido clorídrico,
apresente o nome do sal formado nesta
neutralização.
IV. Com a adição de ácido clorídrico, cloreto de
sódio e hidróxido de sódio, nenhuma reação de
precipitação ocorreu em amostras do frasco 3.
05) Em uma bancada de laboratório encontramse 4 frascos, numerados de 1 a 4. Cada um
deles contém apenas uma das quatro soluções
aquosas das seguintes substâncias: nitrato de
prata (AgNO3), cloreto férrico (FeCl 3), carbonato
de sódio (Na2CO3) e ácido clorídrico (HCl), não
necessariamente na ordem apresentada. Um
estudante, com o objetivo de descobrir o
conteúdo de cada frasco, realizou alguns
experimentos no laboratório de química, à
temperatura ambiente, e verificou que:
De acordo com os resultados dos testes
realizados, os frascos 1, 2, 3 e 4 contêm,
respectivamente:
I.
A substância contida no frasco 1 reagiu
com a substância contida no frasco 4,
produzindo efervescência.
a) Fe(NO3)2, AgNO3, KCl, Na2CO3
II.
II. Com adição de cloreto de sódio, observou
formação de precipitado na amostra do frasco 2.
III. Com adição de hidróxido de sódio, observou
formação de precipitado nas amostras dos
frascos 2 e 4.
b) Na2CO3 , AgNO3 , Fe(NO3)2, KCl
c) KCl, Na2CO3 , Fe(NO3)2 , AgNO3
d) Na2CO3 , AgNO3 , KCl, Fe(NO3)2
e) Fe(NO3)2 , KCl, AgNO3 , Na2CO3
03) Verifique as equações abaixo e assinale a
alternativa que indica somente aquelas que
representam reações que realmente ocorrem
espontaneamente:
A substância contida no frasco 1 não
reagiu com a substância contida no frasco 3.
Com base nos dois experimentos realizados, é
correto afirmar que os frascos 1, 2, 3 e 4
contêm, respectivamente, soluções aquosas de:
a)
Ácido clorídrico, nitrato de prata, cloreto
férrico e carbonato de sódio.
b)
Cloreto férrico, ácido clorídrico, nitrato de
prata e carbonato de sódio.
c)
Ácido clorídrico, cloreto férrico, nitrato de
prata e carbonato de sódio.
d)
Ácido
clorídrico,
nitrato
de
carbonato de sódio e cloreto férrico.
prata,
e)
Carbonato de sódio, cloreto
nitrato de prata e ácido clorídrico.
férrico,
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + C u
Zn
0
+ Cu
2+
→ Zn
2+
+Cu
0
CONCLUSÃO
O zinco sofreu oxidação: perdeu elétrons e
seu número de oxidação aumentou.
O íon Cu2+ sofreu redução: recebeu elétrons e
Gabarito
seu número de oxidação diminuiu.
Agente Redutor: Zn
01)
02)
03)
04)
05)
D
D
B
a) Óxido básico
b) KCl
A
Reação de Óxido-Redução
Reação de óxido-redução é uma reação
onde ocorre transferência de elétrons,
evidenciada quando um ou mais elementos
sofrem alterações em seus números de
oxidação durante a reação.
Oxidação – Fenômeno em que existe a perda de
elétrons por uma espécie química, tendo seu
número de oxidação aumentado.
Redução – Fenômeno em que existe o ganho de
elétrons por uma espécie química, tendo seu
número de oxidação diminuído.
Agente redutor - Espécie química que provoca a
redução de um elemento. (substância que
contém o átomo que sofreu a oxidação)
Agente oxidante - Espécie química que provoca a
oxidação de um elemento. (substância que
contém o átomo que sofreu a redução)
Vejamos: Uma lâmina de zinco mergulhada em
uma solução de sulfato de cobre.
Agente Oxidante: CuSO4
Balanceamento de reções de oxi-redução
1)
Determine o número de oxidação de
todos os elementos da reação.
2)
Determine por meio do número de
oxidação quais foram os átomos que sofreram
a oxidação e redução.
3)
Colocar o número de elétrons perdidos x
a maior atomicidade do átomo oxidado como
coeficiente
da
substância
oxidante
(substância que contém o átomo que se
reduz), e o número de elétrons recebidos x a
maior atomicidade do átomo reduzido como
coeficiente
da
substância
redutora
(substância que contém o átomo que se
oxida) da reação.
4)
Determinar os demais coeficientes da
reação pelo método da conservação dos
átomos.
Regras para a determinação do nox
 Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2,
P4.
 Nox de um íon monoatômico é igual a sua
própria carga. Ex: Na1+
 Em substâncias compostas os metais
alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O.
 Em substâncias compostas os metais
alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex: CaO,
ZnCl2.
 Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl,
H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-. Ex:
NaH.
 Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO.
Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2,H2O2 .
 A soma dos nox de todos os átomos de um
composto iônico ou molecular é igual à zero.
 A soma dos nox de todos os átomos de um
íon é igual à carga do próprio íon.
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:
Cr2O7 (aq) + Fe (aq) + H (aq) 
Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(liq)
2-
2+
+
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

2 Fe2O3
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
potássio perde 5 elétrons.
de
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 química não
balanceada representada a seguir:
MnO4 -  H2O2  H
+
 Mn
2+
 H2O  O2
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.

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
01.
O ferro metálico é reduzido para Fe3+
02.
O ferro metálico é o agente redutor.
reação, é transformado em O2(g).
04.
O oxigênio é oxidado.
64.
08.
O oxigênio é um agente oxidante.
oxigênio
do
MnO 4 (aq) ,
nessa
MnO 4 (aq) é o ânion permanganato.
03) Na reação esquematizada pela equação,
não-balanceada:
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.
H2O2 +KMnO4 +H2SO4 K2SO4 +MnSO4 +
H2O + O2
Considere as duas seguintes equações não
equilibradas, como exemplos de reações que
16. A soma dos estados de oxidação dos
reagentes é zero.
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
semi-reação 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)
III.
I, III e IV.
d)
I e III.
b) II, III e IV.
c)II e
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.
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 não-balanceada:
H3C–COOH
+
+
K2Cr2O7
Cr2(SO4)3 +
+
H2SO4
K2SO4
+
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  dK2SO4 +
eMnSO4 + fFe2(SO4)3 + gH2O
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.
16.
A soma dos coeficientes dos reagentes e
produtos da equação é igual a 20.
H3C–H2C–OH
01.

H2O
Sobre esta equação, assinale o que for correto.
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
entre o ferro (Fe) e
(NaClO), presentes na
ser representada pela
balanceada:
esse composto ocorreu
o hipoclorito de sódio
água sanitária, e pode
seguinte equação não-
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.
d) O átomo de cloro do hipoclorito de sódio
ganhou 2 elétrons.
11) Uma placa de zinco foi totalmente
mergulhada em um recipiente contendo 50 mL
de solução 4,5 molL–1 de ácido sulfúrico, à
temperatura
ambiente.
Observou-se,
inicialmente, que havia o desprendimento de
bolhas da superfície da placa e, após algumas
horas, que a placa havia sido totalmente
consumida. Sobre o experimento descrito,
assinale o que for correto.
01.
O zinco metálico foi oxidado e liberado na
forma de vapor.
02.
O processo de dissolução da placa
metálica em ácido forte é um fenômeno físico.
04.
Na reação entre a placa e o ácido ocorre
variação do nox do zinco, que passa de (0) a
(+2).
08.
As bolhas observadas se devem
formação e desprendimento de H2(g).
à
16.
Ocorre uma reação de deslocamento, que
permite a formação do composto ZnSO4(aq).