OXIDAÇÃO - REDUÇÃO. - Oxidantes e redutores; - Pares conjugados; - Número de oxidação; - Acerto de equações redox; -Série eletroquímica;

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1 OXIDAÇÃO - REDUÇÃO - Oxidantes e redutores; - Pares conjugados; - Número de oxidação; - Acerto de equações redox; -Série eletroquímica; - Proteção de metais.

2 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO O termo oxidação foi usado pela 1ª vez por Lavoisier, para referir a reação de substâncias com o oxigénio; A combustão completa do carvão, é uma reação de oxidação: C (s) + O 2(g) CO 2(g) Inicialmente, o termo oxidação significava combinação com o oxigénio e o termo redução significava remoção do oxigénio. O oxidação do mercúrio a óxido de mercúrio(ii): 2Hg (l) + O 2(g) 2HgO (s) O redução de óxido de mercúrio(ii) a mercúrio: 2HgO (s) 2Hg (l) + O 2(g)

3 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO REDUÇÃO Há outras reações muito semelhantes nas quais o oxigénio não participa; O sódio reage de uma forma idêntica numa atmosfera de oxigénio e numa atmosfera de cloro: 4 Na (s) + O 2(g) 2 Na 2 O (s) 2Na (s) +Cl 2(g) 2NaCl (s) O que acontece aos átomos de sódio?

4 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO Oxidação do sódio numa atmosfera de oxigénio Oxidação do sódio numa atmosfera de cloro

5 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO Oxidação é o processo no qual uma espécie química liberta eletrões, aumentando a carga do elemento; Redução é o processo no qual uma espécie química capta eletrões, diminuindo a carga do elemento químico; Oxidação - redução é o processo global, envolvendo a oxidação de uma espécie (libertação de eletrões) e a redução de outra (captação dos eletrões libertados). Oxidação Aumento da carga positiva Cedência de eletrões Redução Diminuição da carga positiva Ganho de eletrões

6 OXIDANTE E REDUTOR A formação do cloreto de potássio a partir do potássio e do cloro é uma reação de oxidação redução: 2 K (s) + Cl 2 (g) 2 KCl (s) Cloro Oxidante (capta eletrões); Potássio Redutor (cede eletrões)

7 OXIDANTE E REDUTOR

8 OXIDANTE E REDUTOR Uma oxidação é sempre acompanhada de uma redução, uma vez que uma espécie química só pode ser reduzida (captação de eletrões) se existir outra que seja oxidada (libertação de eletrões). As extensões das reações de oxidação e de redução têm que ser iguais, uma vez que o número de eletrões libertados pelo redutor tem que ser igual ao número de eletrões captados pelo oxidante.

9 OXIDANTE E REDUTOR A + B + A + + B Espécie Terminologia A Oxida-se Provoca a redução de outra espécie B + Reduz-se Provoca a oxidação de outra espécie É redutora É oxidante

10 OXIDANTE E REDUTOR Cl 2(g) + Cu (s) 2Cl - (aq) + Cu 2+ (aq) Pares conjugados de oxidação redução: Cl 2 /Cl - e Cu 2+ /Cu Um par conjugado oxidante - redutor é o conjunto de um oxidante e de um redutor que se podem converter um no outro por transferência de eletrões; Para que uma reação de oxidação redução ocorra é necessária a presença de um oxidante e de um redutor.

11 NÚMERO DE OXIDAÇÃO

12 NÚMERO DE OXIDAÇÃO Oxidação há libertação parcial ou total de eletrões; Redução há captação parcial ou total de eletrões.

13 NÚMERO DE OXIDAÇÃO Número de oxidação - diferença entre o nº de eletrões que existem no átomo do elemento e o nº de eletrões que o elemento tem no estado combinado: Nºoxidação(n.o) = nºé no átomo nºé no estado combinado ou Nºoxidação(n.o) = nºév no átomo nºév no estado combinado

14 REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O Regras Exemplos Um elemento no estado livre tem n.o igual a zero O 2 0 O 0 Nos catiões monoatómicos, os elementos têm n.o que é igual à carga do ião Os iões dos metais alcalinos (G1) têm carga 1+, pelo que o n.o do elemento no ião é +1. Os iões dos metais alcalino - terrosos (G 2) têm carga 2+, pelo que o n.o do elemento no ião é +2. O n.o do alumínio (G13) no ião Al 3+ é igual a +3. Metais 0 Na + +1 Mg 2+ +2

15 REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O Regras Os não metais têm n.o negativo (como são eletronegativos têm + afinidade para os és) O n.o do oxigénio é -2, exceto no caso dos peróxidos em que é -1; No estado combinado, os halogéneos apresentam n.o -1; quando estão ligados ao oxigénio têm n.o positivos, com exceção do flúor; O n.o do hidrogénio é: +1 quando ligado a não metais (+ eletronegativos) e -1, quando ligado a metais (- electonegativos). Exemplos H 2 O n.o(o)=-2 n.o(h)=+1 H 2 O 2 n.o(o)= -1 n.o(h)= +1 HF n.o(f)= -1 n.o(h)= +1 NaH n.o(na)=+1 n.o(h)=-1

16 REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O A soma de todos os números de oxidação dos elementos presentes numa molécula ou num ião é igual à respetiva carga (portanto, nas moléculas é igual a zero); Os metais de transição podem apresentar vários estados de oxidação.

17 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 1.Identificar os elementos que sofrem variação de número de oxidação e determinar os seus números de oxidação: MnO H 2 O 2 Mn 2+ + O 2 (meio ácido) O Mn foi reduzido: o seu n.o passou de +7 para +2; O O foi oxidado: o seu n.o passou de -1 para 0.

18 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 2. Escrever, separadamente, as semi-reações de oxidação e redução: H 2 O 2 O 2 Equação da semi - reação de oxidação MnO 4 - Mn 2+ Equação da semi- reação de redução

19 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 3.Em cada equação de semi-reação, acertar o número de átomos dos elementos que sofrem oxidação e redução. H 2 O 2 O 2 Equação da semi - reação de oxidação MnO - 4 Mn 2+ Equação da semi- reação de redução Neste caso, o número de átomos dos elementos, em cada membro da equação já é igual.

20 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 4.Em cada equação, adicionar eletrões de forma a acertar a variação dos números de oxidação. H 2 O 2 O 2 + 2é Semi - reação de oxidação MnO é Mn 2+ Semi- reação de redução O n.o do Mn passou de +7 para +2, sendo portanto necessário acrescentar 5é ao primeiro membro; O n.o do O passou de -1 para 0, é necessário acrescentar 2 és ao segundo membro da equação (1 é por cada átomo);

21 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 5.Em meio ácido Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº necessário de iões H + ao membro onde estão os és. (1) H 2 O 2 O 2 + 2é + 2H + Semi - reação de oxidação (2) MnO é + 8H + Mn 2+ Semi- reação de redução (1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de adicionar 2 iões H + ao 2º membro para anular a carga elétrica; (2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6, é necessário adicionar 8 iões H + ao 1º membro para que a carga passe a ser +2.

22 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 5.1. Em meio alcalino Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº necessário de iões HO - ao membro oposto ao que tem os és. (1) H 2 O 2 + 2HO - O 2 + 2é Semi - reação de oxidação (2) MnO é Mn HO - Semi- reação de redução (1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de adicionar 2 iões HO - ao 1º membro para que a carga passe a -2; (2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6, é necessário adicionar 8 iões HO - ao 2º membro para que a carga passe a ser -6.

23 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 6.Em meio ácido Acertar as equações das semi-reações quanto às massas (átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número conveniente de moléculas de H 2 O ao membro oposto de H +. (1) H 2 O 2 O 2 + 2é + 2H + Oxidação (2) MnO é + 8H + Mn H 2 O Redução (1) Não é necessário adicionar água, pois a equação esta acertada quanto às massas; (2) Foi necessário adicionar 4 moléculas de água, para acertar os átomos de H e de O.

24 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 6.1.Em meio alcalino Acertar as equações das semi-reações quanto às massas (átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número conveniente de moléculas de H 2 O ao membro oposto de HO -. (1) H 2 O 2 + 2HO - O 2 + 2é + 2H 2 O Oxidação (2) MnO é + 4H 2 O Mn HO - Redução (1) Foi necessário adicionar 2 moléculas de água, para acertar os átomos de H e O; (2) Foi necessário adicionar 4 moléculas de água, para acertar os átomos de H e de O.

25 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 7.Em meio ácido Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas duas equações. (1) (x5) H 2 O 2 O 2 + 2é + 2H + Oxidação (2) (x2) MnO é + 8H + Mn H 2 O Redução

26 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 7.1.Em meio alcalino Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas duas equações. (1) (x5) H 2 O 2 + 2HO - O 2 + 2é + 2H 2 O Oxidação (2) (x2) MnO é + 4H 2 O Mn HO - Redução

27 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 8.Em meio ácido Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando os termos semelhantes. (1) 5 H 2 O 2 5 O é + 10 H + Oxidação (2) 2 MnO é + 16H + 2Mn H 2 O Redução 5 H 2 O MnO H + 2Mn H 2 O + 5O 2

28 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 8.1.Em meio alcalino Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando os termos semelhantes. (1) 5 H 2 O HO - 5 O é + 10 H 2 O Oxidação (2) 2 MnO é + 8 H 2 O 2Mn HO - Redução 5 H 2 O MnO 4-2Mn H 2 O + 5O HO -

29 ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX 9. Verificar se a equação global está certa quanto às cargas e quanto às massas. Meio Ácido 5 H 2 O MnO H + 2Mn H 2 O + 5O 2 Meio Alcalino 5 H 2 O MnO 4-2Mn H 2 O + 5O HO -

30 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES Experiência 1 Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião magnésio. Não se observam alterações O cobre não tem tendência para reagir com o catião magnésio.

31 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES Experiência 2 Colocação de uma fita de magnésio numa solução de catião cobre(ii); Mg (s) + Cu 2+ (aq) Mg 2+ (aq) + Cu (s)

32 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES Experiência 2 A fita de magnésio é corroída e forma-se um depósito de cobre. O magnésio reage com o catião cobre(ii) Magnésio Redutor, o seu n.o passa de 0 a +2; Cobre Oxidante, o seu n.o passa de +2 para 0. Pares conjugados redox: Cu 2+ /Cu e Mg 2+ /Mg

33 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES O oxidante Mg 2+ não tem força suficiente para oxidar o cobre; O oxidante Cu 2+ tem força suficiente para oxidar o Mg; O Cu 2+ é um oxidante mais forte do que o Mg 2+ Ambas as reações podem ocorrer, mas a oxidação do Mg pelo Cu 2+ tem mais tendência a dar-se do que a oxidação do Cu pelo Mg 2+.

34 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES Experiência 3 Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião prata. Cu (s) + 2Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2Ag (s)

35 FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES O oxidante Ag + tem força suficiente para oxidar o redutor Cu; O oxidante Cu 2+ não tem força suficiente para oxidar o redutor Ag. Ag + > Cu 2+ > Mg 2+ Poder oxidante Mg > Cu > Ag Poder redutor

36 SÉRIE ELETROQUÍMICA

37 SÉRIE ELETROQUÍMICA

38 CORROSÃO DOS METAIS A chuva ácida é capaz de corroer o ferro, causando prejuízos incalculáveis em muitas estruturas metálicas; A corrosão do ferro e mais alguns metais pelos ácidos é uma reação de oxidação - redução, em que o redutor é o metal e o oxidante é o H 3 O + (aq).

39 CORROSÃO DOS METAIS Pode usar-se a série eletroquímica para identificar quais os elementos capazes de ser oxidados pelos ácidos. Os metais situados na série acima do hidrogénio são redutores mais fortes do que ele, pelo que são capazes de reduzir o hidrónio a H 2, ao mesmo tempo que se corroem; Os metais situados na série eletroquímica abaixo do H 2 são redutores mais fracos, pelo que não reagem com os ácidos.

40 CORROSÃO DOS METAIS Assim, metais como o ferro, o zinco e o magnésio não podem ser utilizados em aplicações em que se pretenda uma grande durabilidade e haja exposição a meios ácidos; Metais como o cobre, o mercúrio, a prata e o ouro não têm tendência a reagir com soluções aquosas de ácidos, pelo que podem ser utilizados em joalharia, mas também no revestimento de contactos elétricos, em circuitos de baixa tensão usados em computadores, em fios elétricos condutores.

41 CORROSÃO DOS METAIS - FERRUGEM 1ª Fase O O 2 oxida o Fe a catião Fe(II), em especial se o meio for ácido; 2ª Fase O catião ferro(ii) é oxidado a catião ferro(iii): A ferrugem, em vez de ficar agarrada ao ferro, solta-se, deixando uma nova porção de ferro livre para ser oxidada.

42 EVITAR A CORROSÃO DOS METAIS

43 EVITAR A CORROSÃO DOS METAIS

44 EVITAR A CORROSÃO DOS METAIS

45 EVITAR A CORROSÃO DOS METAIS