Reações Redox Número de Oxidação Semi

Química Geral e Inorgânica
QGI0001
Enga. de Produção e Sistemas
Profa. Dra. Carla Dalmolin
Reações Redox
Número de Oxidação
Semi-Reações
Reações Redox
 Reações onde ocorre a transferência de elétrons entre átomos
 Fluxo de elétrons entre reagentes e produtos
Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu(s) + ZnSO4(aq)
Fluxo de e-
 Reações que ocorrem no sentido espontâneo geram corrente elétrica que
pode ser aproveitada para realização de trabalho. Ex.: pilhas
 Corrosão metálica: reação redox espontânea (não pode ser evitada, mas pode
ser controlada)
 Reações que não ocorrem espontaneamente podem ser obtidas através de
trabalho elétrico. Ex.: galvanização
Número de Oxidação
 O Número de Oxidação (NOX) de um elemento químico é a carga
que ele recebe em uma reação química.
 Para os compostos iônicos: a própria carga que o íon adquire ao
realizar a ligação iônica.
 NaCl = Na+ + ClVizinhança
+
 Na : 11 prótons + 10 elétrons = 1 carga positiva: NOX = +1
 Cl-: 17 prótons + 18 elétrons = 1 carga negativa: NOX = -1
 Os compostos moleculares não perdem nem recebem elétrons,
portanto, o seu Nox é considerado como a carga elétrica teórica que
o elemento adquiriria se a ligação covalente fosse rompida e o par
de elétrons ficasse com o elemento mais eletronegativo.
 HCl = H – Cl, onde o Cl é o elemento mais eletronegativo
 NOX do H = +1
 NOX do Cl = -1
Regras para NOX
 O número de oxidação de um elemento não-combinado com
outro elementos é zero.
 Fe
C
 He
 O número de oxidação de substâncias simples (formadas por
um mesmo átomo) é zero
 O2
 H2
 N2
Regras para NOX
 No caso dos íons simples, o NOX equivale à sua própria carga
elétrica.




Fe3+ : NOX = +3
O2- : NOX = -2
Al3+ : NOX = +3
Mn2+ : NOX = +2
Fe2+: NOX = +2
Mn4+: NOX = +4
Mn6+: +6
Regras para NOX
 A soma dos NOXs de todos os átomos de uma molécula é zero.
 Numa molécula, o NOX do H, Ag e de todos os metais alcalinos é +1
 Numa molécula, o NOX de todos os metais alcalinos terrosos é +2
Família 1A: metais alcalinos
NaOH: NOX do Na = +1
NOX do H = +1
Rb2O: NOX do Rb = +1
Família 2A: metais alcalinos terrosos
MgO: NOX do Mg = + 2
Ba(OH)2: NOX do Ba = +2
NOX do H = +1
Por exclusão:
NOX do O = -2
em todas as
moléculas ao lado
Regras para NOX
 Alumínio (Al): nox +3
 Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -2
 Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!):
nox -2
 Halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!):
nox -1
Família 6A (calcogênios)
O – S – Se – Te – Po
Família 7A (halogênios)
F – Cl – Br – I - At
CuO: NOX do O = -2
NOX do Cu = +2
Fe2O3: NOX do O = -2
NOX do Fe = +3
LiPF6: NOX do Li = +1
NOX do F = -1
NOX do P = +5
Regras para NOX
 Íons compostos: o NOX total é igual à carga do íons:

SO42-: NOX total = -2 NOX do O = -2
NOX do S = +6

NO3- : NOX total = -1 NOX do O = -2
NOX do N = +2
Regras para NOX
 Determine o número de oxidação de cada átomo nas moléculas ou íons
abaixo:
a) SO2
b) SO42c) H2S
d) P4O6
e) NO3f) SO32g) NO3h) HClO3
Reações Redox
 Transferência de elétrons
 Alteração do NOX dos átomos que participam da troca de elétrons
 Ex.: Combustão do Mg em fogos de artifício
2 Mg(s) + O2(g) → 2 Mg2+(s) + 2 O2-(s), como 2 MgO(s)
 Reação de oxidação (reação com o oxigênio)
 Os átomos do Mg perdem e- para formar o íon Mg2+
 Os átomos do O2 ganham e- para formar o íon O2-
 Para que haja uma perda de e-, outra substância deve receber estes
mesmos e-.
Mg(s) + Cl2(g) → Mg2+(s) + 2 Cl-(s), como MgCl2(s)
Reações Redox
 Ex.: Produção do ferro a partir do minério de ferro
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
 Reação de redução (extração de um metal a partir dos seus
minérios)
 Os íons Fe3+ recebem e- e são convertido em Fe metálico
 Estes e- vieram do CO, que se oxida para CO2
 O NOX do C passou de +2 no CO para +4 no CO2
Oxidação: processo de perda de e- / aumento de NOX
Redução: processo de ganho de e- / redução de NOX
Os dois processos precisam ocorrer simultaneamente!!!!
Oxidantes e Redutores
Agente Oxidante: espécie que provoca a oxidação numa reação redox. É a
espécie que sofre redução.
Agente Redutor: espécie que provoca a redução numa reação redox. É a
espécie que sofre oxidação.
2 Mg(s) + O2(g) → 2 Mg2+(s) + 2 O2-(s)
O2: NOX do O passou de 0 para -2
sofreu redução
agente oxidante
Mg: NOX passou de 0 para +2
sofreu oxidação
agente redutor
Oxidantes e Redutores
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Fe2O3: NOX do Fe passou de +3 para 0
Sofreu redução
Agente oxidante
CO: NOX do C passou de +2 para +4
Sofreu oxidação
Agente redutor
Cr2O72-(aq) + 6 Fe2+(aq) + 14 H+(aq) → 6 Fe3+(aq) + 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)
Agente Oxidante:
Agente Redutor:
Semi-Reações
 Reações Redox podem ser separadas nas suas semi-reações de redução
e oxidação:
 Semi-reação de oxidação: Mg(s) → Mg2+(s) + 2 e Semi-reação de redução: Cl2(g) + 2e- → 2 Cl-(s)
 A soma das semi-reações é a reação redox completa:
 Reação completa: Mg(s) + Cl2(g) → Mg2+(s) + 2 Cl-(s)
 As espécies reduzida e oxidada em cada semi-reação formam um par
redox:
 Mg2+/Mg
 Cl2/2 Cl-
Balanceamento de Equações Redox
 Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente
no início da reação deve estar presente no final.
 Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma reação
química.
 Para balancear a reação redox:
Sn2+(aq) + Fe3+(aq)  Sn4+(aq) + Fe2+(aq)
utilizamos as semi-reações:
 oxidação: Sn2+(aq)  Sn4+(aq) +2e redução: Fe3+(aq) + e-  Fe2+(aq)
2 Fe3+(aq) + 2e-  2Fe2+(aq)
 Reação completa:
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq)  Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)