+2 no

Reacções Redox
Reacções de oxidação-redução - reacção em que há transferência de eEx:
Mg (s) + Cl2 (g)
MgCl2 (s)
(composto iónico: Mg2+; Cl-)
Reacções de eléctrodo: semi-reacções.
-semi-reacção de oxidação: Mg
Mg2+ + 2e-
Mg cede 2e- oxidação do magnésio  Mg é redutor (produz a
redução da outra espécie)
-semi-reacção de redução: Cl2 + 2e-
(Cl-)2
Cl recebe 1e- redução do cloro  Cl é oxidante (produz a
oxidação da outra espécie)
Equação redox:
Mg (s) + Cl2 (g)
Mg2+ + (Cl-)2 (s)
Numa reacção redox há sempre uma espécie que sofre oxidação e
outra que sofre redução
A espécie que se oxida
cede e- a outra espécie,
reduzindo-a - sendo o
redutor
A espécie que se reduz
capta e- de outra espécie,
oxidando-a - sendo o
oxidante
-Pares conjugados de oxidação redução:
2e-
Mg2+/Mg
Mg (s) + Cl2 (g)
Redutor 1
Oxidante 2
Oxidação
Mg2+ + (Cl-)2 (s)
Oxidante 1 Redutor 2
Cl2 / Cl-
Redução
-Variação do poder oxidante e redutor ao longo da T.P.
Aumenta o poder oxidante
Aumenta o poder redutor
Número de oxidação - é o nº de electrões que esse átomo perde ou
ganha na ligação iónica, ou que perderia ou ganharia se, na ligação
covalente os electrões da ligação fossem transferidos para o átomo
mais electronegativo.
Regras para determinar o Número de oxidação:
1- O n.o. de um átomo na estado elementar é zero. Ex: Fe, C, H2, P4...
2- O n.o. de um ião monoatómico é igual à respectiva carga.
Ex: MgCl2 (Mg2+, 2Cl-)
n.o. (Mg2+) = +2
n.o. (Cl-) = -1
Nos iões poliatómicos, constituídos por uma única espécie de
átomos, o n.o. é igual ao quocienteentre a carga do ião e o nº de
átomos que o constituem.
Ex: n.o. (Hg22+)= +2/2 = +1
n.o. (O22-) = -2/2 = -1
3- A soma dos n.o. dos átomos numa molécula é zero.
4- A soma dos n.o. dos átomos num ião poliatómico é igual à carga
do ião.
n.o. mais vulgares de alguns elementos em compostos:
1- Os átomos dos elementos do grupo 1 da T.P. têm sempre n.o.= +1.
Ex: Li, Na, K, ...
2- Os átomos dos elementos do grupo 2 da T.P. têm sempre n.o.= +2.
Ex: Mg, Ca, Sr, Ba ...
3- O hidrogénio apresenta n.o. = +1, excepto nos hidretos em que
n.o. = -1
(-1)
(+1)
Ex: HCl (cloreto de hidrogénio)
NaH (hidreto de sódio)
4- O oxigénio apresenta n.o. = -2, excepto nos peróxidos em que
n.o.= -1, e com fluoreto de oxigénio em que n.o.= +2
(-2)
Ex:
(-1)
H2 O
H 2 O2
(+2)
OF2
5- Os halogéneos (grupo 17), quando formam iões negativos, têm
n.o.= -1
(-1)
Ex:
NaCl
Variação do n.o. nas reacções de oxidação-redução
redução
2Mg (s) + O2 (g)  2MgO (s)
Redutor
Espécie
Um átomo reduz-se
Quando o seu n.o. diminui
reduzida
n.o.
0
0
+2 -2
Átomos de Mg cedem e- às moléculas de O2  reduz o O2
Mg  é redutor ou espécie oxidada
oxidação
2Mg (s) + O2 (g)  2MgO (s)
Espécie
oxidante
Um átomo oxida-se
Quando o seu n.o. aumenta
oxidada
n.o.
0
0
+2 -2
As moléculas de O2 ganham e- dos átomos de Mg  oxida o Mg
O2  é oxidante ou espécie reduzida
Força relativa de oxidantes e redutores
Nas reacções redox:
um redutor forte tem
um oxidante conjugado fraco
um oxidante forte tem
um redutor conjugado fraco
Pares conjugados de oxidação-redução: ião metálico / metal
Zinco (Zn)
Sol. aq. de Sulfato
de cobre
(Cu2+;SO42-)
A solução de sulfato de cobre é azul, mas
passado algum tempo, a solução fica mais
clara devido à diminuição de iões Cu2+, há
deposição de cobre na barra de zinco que fica
avermelhada.
O Zinco conseguiu reduzir o Cu2+
Zn (s) + Cu2+ (aq) --> Zn2+ (aq) + Cu (s)
redutor
oxidante
Cobre (Cu)
Sol. aq. de Sulfato
de zinco
(Zn2+;SO42-)
Zn2+ (aq) + Cu (s) --> não há reacção
oxidante redutor
O Cobre não conseguiu reduzir o Zn2+
O Poder redutor do zinco é superior ao poder redutor do cobre
Poder oxidante
crescente
Cu2+ ----------------------- Cu
Zn2+ ----------------------- Zn
Poder redutor
crescente
Pares conjugados de oxidação-redução: ácido / metal
Fazendo reagir o ácido sulfúrico com zinco, liberta-se hidrogénio:
Zn (s) + 2H+ (aq) --> Zn2+ (aq) + H2 (g)
Mas se passar uma corrente de H2 numa solução de sulfato de zinco, nada
acontece:
Zn2+ (aq) + H2 (g) --> nada acontece
Zn é melhor redutor que H2; o ião H+ é melhor oxidante do que o ião
Zn2+
Verificou-se com este tipo de ensaios que o H2 pode ser oxidado a
H+ por alguns metais e não por outros.
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