sábado, 14 de março de 2015

Oxirredução

Conceito

As transformações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos:

- reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação; são reações sem oxirredução.

- reações nas quais um ou mais elementos têm alterados seus números de oxidação; são reações com oxirredução.

Exemplo:

Na primeira reação, o número de oxidação do Zn é alterado de zero (Zn) para +2 (Zn(OH)₂), e o átomo de mercúriopassa de +2 (HgO) para zero (Hg). Na segunda reação, todos os elementos conservam seus números de oxidação.

Oxidantes e Redutores

Oxidação é o aumento do número de oxidação, e redução é a diminuição do número de oxidação. Vejamos uma reação bem simples, que ocorre em meio aquoso:

É uma reação de oxirredução, pois os elementos tiveram seus números de oxidação alterados. O Zn, ao passar para Zn²⁺, perdeu dois elétrons, sofrendo oxidação:

Zn – 2e- → Zn²⁺

O Cu²⁺, ao passar para Cu, ganhou dois elétrons, sofrendo redução:

Cu²⁺ + 2e- → Cu

Os fenômenos de oxidação e redução são concomitantes: se existe substâncias que ganham elétrons, deve haver substâncias que perdem elétrons; as primeiras provocam oxidação, e as outras, redução.

Dá-se o nome de oxidante ao elemento ou à substância que provoca oxidação, e de redutor, ao elemento ou substância que provoca redução.

Resumindo:

O oxidante ganha elétrons e se reduz, e o redutor perde elétrons e se oxida. A oxidação, portanto, corresponde à perda de elétrons, e a redução, ao ganho de elétrons.

Essas conclusões são válidas quando estão envolvidos apenas íons simples. É o caso do nosso exemplo. Na maior parte das vezes, a modificação do número de oxidação não se deve a uma transferência de elétrons, mas sim a uma modificação na estrutura das substâncias. Veja, por exemplo, o caso da reação:

Cada manganês, ao ter alterado seu número de oxidação +7 para +2, abandona a estrutura MnO₄^-, passando a Mn²⁺. Cada carbono, ao passar de +3 para +4, deixa a estrutura C₂O₄^2-, passando à estrutura CO2.

Nesse caso, apesar de a variação do número de oxidação ocorrer como conseqüência de modificações estruturais, é prático considerar que houve “ganho” e “perda” de elétrons. O manganês, ao passar de +7 para +2, comportou-se como se tivesse “ganho” cinco elétrons, fato altamente improvável, já que a transferência de mais de três elétrons é muito difícil. O carbono, por sua vez, ao passar de +3 para +4, comportou-se como se tivesse “perdido” um elétron.

Ao adotar a transferência de elétrons, admitindo “ganho” ou “perda”, estamos fazendo uma simplificação útil e prática.

http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/

Balanceamento por oxirredução

TODO BALANCEAMENTO DE REAÇÕES POR OXIRREDUÇÃO LEVA EM CONTA QUE O NÚMERO DE ELÉTRONS CEDIDOS DEVE SER IGUAL AO NÚMERO DE ELÉTRONS DOADOS.

Balanceamento por oxirredução

TODO BALANCEAMENTO DE REAÇÕES POR OXIRREDUÇÃO LEVA EM CONTA QUE O NÚMERO DE ELÉTRONS CEDIDOS DEVE SER IGUAL AO NÚMERO DE ELÉTRONS DOADOS.

No balanceamento por oxirredução, o número de elétrons cedidos pela espécie redutora deve ser igual ao recebido pela espécie oxidante

O balanceamento de uma equação de oxirreduçãose baseia na igualdade do número de elétrons cedidos com o número de elétrons recebidos. Um método simples de se realizar esse balanceamento é dado pelos passos a seguir:

Passos para a realização do balanceamento por oxirredução

Vejamos na prática como aplicar esses passos, por meio do seguinte exemplo:

Reação entre uma solução aquosa de permanganato de potássio e ácido clorídrico:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

*1º passo: Determinar os números de oxidação:

Esse passo é importante porque normalmente não conseguimos visualizar rapidamente quais são as espécies que sofrem oxidação e redução.

_{+1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2}

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

*2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução:

Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o cloro (Cl) sofre oxidação.

MnCl₂ = ∆Nox = 5

Cl₂ = ∆Nox = 2

No caso do cloro, podemos notar que o HCl originou 3 compostos (KCl, MnCl₂, e Cl₂), mas o que nos interessa é o Cl_2,pois é o seu Nox que sofreu variação. Cada cloro que forma Cl₂perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl₂, são perdidos então dois elétrons.

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

Nesse passo, os valores de ∆ são trocados entre as espécies citadas, tornando-se os coeficientes delas:

MnCl₂ = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl₂

Cl₂ = ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl₂

KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

Nesse momento já é possível conhecer dois coeficientes da equação.

Observação: normalmente, na maioria das reações, essa inversão de valores é efetuada no 1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser feito no membro que tiver maior número de átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério não puder ser observado, invertemos os valores no membro que tiver maior número de espécies químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o 2º membro possui mais substâncias.

4º passo: Balanceamento por tentativa:

KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

Visto que no segundo membro há dois átomos de manganês, conforme mostrado pelo coeficiente, no primeiro também deverá haver. Portanto, temos:

2 KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

Com isso, a quantidade de potássio (K) no 1º membro ficou de 2, que será o mesmo coeficiente para esse átomo no segundo membro:

2 KMnO₄ + HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro é de 16 no total, por isso o coeficiente do HCl do 1º membro será:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

O número de hidrogênios do 1º membro é 16, por isso o coeficiente da água (H₂O) do 2º membro será igual a 8, pois a multiplicação do índice do hidrogênio (2) por 8 é igual a 16:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

Para conferir se a equação está corretamente balanceada podemos ver dois critérios:

1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos dois membros está igual:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

K =2 K =2

Mn = 2 Mn = 2

Cl = 16 Cl = 16

H = 16 H = 16

O = 8 O = 8

2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos:

Quantidade total de elétrons recebidos e perdidos

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

http://www.brasilescola.com/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.htm

Questão 1

Faça o balanceamento da equação a seguir:
K₂Cr₂O_7(aq) + H₂O_(l)+ S_(g) → KOH_(aq) + Cr₂O_3(s) + SO_2(g)
- Resposta Questão 1
  
  2 K₂Cr₂O_7(aq) + 2 H₂O_(l)+ 3 S_(g) → 4 KOH_(aq) + 2 Cr₂O_3(s) + 3 SO_2(g)
  Passos:
  1º passo: Determinar os números de oxidação:
  _{+1 +6 -2 +1 -2 0 +1 -2 +1 +3} _{-2 +4 -2}
  K₂Cr₂O_7(aq) + H₂O_(l)+ S_(g) → KOH_(aq) + Cr₂O_3(s) + SO_2(g)
  2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução:
  
  3º passo: Inversão dos valores de ∆:
  K₂Cr₂O₇= ∆Nox = 2 . 3 = 6 → 6 será o coeficiente de S
  S= ∆Nox = 1 . 4 = 4→ 4 será o coeficiente de K₂Cr₂O₇
  4K₂Cr₂O_7(aq) + H₂O_(l)+ 6 S_(g) → KOH_(aq) + Cr₂O_3(s) + SO_2(g)
  4º passo: Balanceamento por tentativa:
  4 K₂Cr₂O_7(aq) + 4 H₂O_(l)+ 6 S_(g) → 8 KOH_(aq) + 4 Cr₂O_3(s) + 6 SO_2(g)
  * Dividindo todos os coeficientes por 2 para ficar com os menores coeficiente inteiros:
  2 K₂Cr₂O_7(aq) + 2 H₂O_(l)+ 3 S_(g) → 4 KOH_(aq) + 2 Cr₂O_3(s) + 3 SO_2(g)

Questão 2

As reações a seguir representam as etapas envolvidas na obtenção de ácido acético (CH₃CO₂H) a partir de eteno (C₂H₄).
C₂H_4(aq) + O_2(g) → CH₃CHO_(l)eteno                       acetaldeído
CH₃CHO_(l)+ O_2(g) → CH₃CO₂H
acetaldeído                ácido acético
A seguir são dadas as fórmulas estruturais do eteno, acetaldeído e do ácido acético:

Determine:
a) o Nox dos átomos de carbono nos compostos orgânicos;
b) os agentes redutor e oxidante em ambas as reações;
c) balanceie as duas equações químicas.

Resposta Questão 2
a)

b) Em ambas as equações, o O₂ (sofre redução) é o agente oxidante. Na primeira equação, o agente redutor é o eteno e na segunda, o acetaldeído.
c) 2 C₂H_4(aq) + 1 O_2(g) → 2 CH₃CHO_(l)
      2 CH₃CHO_(l)+ 1 O_2(g) → 2 CH₃CO₂H

Questão 3

(PUC-SP modificada) Sabe-se que cobre metálico reage com ácido nítrico diluído e produz óxido de nitrogênio IV, água e um composto iônico no qual o cobre tem seu maior número de oxidação, dentre os dois mais comuns. Formule e ajuste a equação da reação entre cobre e ácido nítrico diluído.

Resposta Questão 3
1 Cu(s) + 4 HNO_3(aq) → 2 NO_2(g) + 1 Cu(NO₃)_2(aq) + 2 H₂O_(l)
Passos:
1º passo: Determinar os números de oxidação:
_{0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 +5 -2 +1 -2}
Cu(s) + HNO_3(aq) → NO_2(g) + Cu(NO₃)_2(aq) + H₂O_(l)
2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:
NO₂= ∆Nox = 1 . 1 = 1 → 1 será o coeficiente de Cu(NO₃)₂
Cu(NO₃)₂= ∆Nox = 1 . 2 = 2→ 2 será o coeficiente de NO₂
Cu(s) + HNO_3(aq) → 1 NO_2(g) + 2 Cu(NO₃)_2(aq) + H₂O_(l)
4º passo: Balanceamento por tentativa:
1 Cu(s) + 4 HNO_3(aq) → 2 NO_2(g) + 1 Cu(NO₃)_2(aq) + 2 H₂O_(l)

Questão 4

Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação abaixo, não balanceada:
CS₂ + H₂S + Cu → Cu₂S + CH₄
a) Acerte os coeficientes estequiométricos pelo método da oxidorredução.
b) Indique o elemento que se oxida mostrando a variação dos números de oxidação.

Resposta Questão 4
1 CS₂ + 2 H₂S + 8 Cu → 4 Cu₂S + 1 CH₄
Passos:
1º passo: Determinar os números de oxidação:
_{+4 -2 +1 -2 0 +1 -2 -4 +1}
CS₂ + H₂S + Cu → Cu₂S + CH₄

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:
CS₂= ∆Nox = 1 . 8 = 8 → 8 será o coeficiente de Cu
Cu = ∆Nox = 1 . 1 = 1→ 1 será o coeficiente de CS₂
1CS₂ + H₂S + 8Cu → Cu₂S + CH₄

4º passo: Balanceamento por tentativa:
1 CS₂ + 2 H₂S + 8 Cu → 4 Cu₂S + 1 CH₄