Resumo e Listas Exercicios

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1 Resumo e Listas Exercicios OXIDAÇÃO E REDUÇÃO As reações de oxidação e redução envolvem a perda e ganho de elétrons. Algumas dessas reações são muito importantes para o nosso cotidiano, para a manutenção da vida, fotossíntese e metabolismo da glicose no corpo. OXIDAÇÃO: É a perda de elétrons por parte de um átomo ou radical. Ocorre o aumento do nox perda de elétrons. REDUÇÃO: É a aquisição de elétrons por parte de um átomo ou radical. Ocorre o diminuição do nox ganho de elétrons Logo, Agente Oxidante é o elemento ou substância que provoca oxidação, ele próprio se reduz. Agente Redutor é o elemento ou substância que provoca redução, ele próprio se oxida. RESUMO: OXIDAÇÃO:Ocorre o aumento do nox perda de elétrons agente redutor REDUÇÃO: Ocorre o diminuição do nox ganho de elétrons agente oxidante Número de Oxidação(NOX) : É a carga que o átomo adquire quando participa de uma ligação química. REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX: Ø Substância simples tem nox sempre igual a ZERO. EX.: Cl 2,H 2, O 2 Ø Nos íons simples(constituídos por um só elemento), o nox do elemento coincide com a carga do íons. EX.: K +,Ba +2,N 3-. Ø Em um íon a soma dos nox é igual à carga do íon. Ø O nox de cada átomo deve ser determinado isoladamente. 1

2 Ø A soma dos nox de todos os átomos constituintes de um composto tem que ser igual a zero. ELEMENTOS QUE NESSAS CONDIÇÕES APRESENTAM NOX FIXO: ELEMENTOS CONDIÇÕES NOX EXEMPLOS 1) Alcalinos e Ag Em qualquer substância +1 NaCl K 2 SO 4 2) Alcalinos-terrosos e Zn 3)alumínio composta Em qualquer substância composta Em qualquer substância composta AgCl +2 BaCl 2 CaO ZnSO 4 ZnO +3 Al 2 (SO 4 ) 3 4) hidrogênio Em qualquer substância +1 H 2 O composta 5) hidrogênio Em hidretos metálicos -1 NaH, CaH 2 6) oxigênio Em qualquer substância -2 H 2 O composta 7) oxigênio Nos peróxidos -1 H 2 O 2, Na 2 O 2 8) calcogênios Quando estiver à direita 9)halogênios do composto Quando estiver à direita do composto ou quando formar compostos binários -2 CO, H 2 S -1 HF, HCl Ø Nos compostos moleculares o nox negativo é atribuído ao átomo mais eletronegativo. Número de oxidação ou nox é a carga elétrica real ou aparente que um átomo adquire quando faz ligações químicas. Para determinação do nox em moléculas em grupamento iônico pode-se fazer o uso da tabela a seguir: 2

3 ELEMENTOS QUE POSSUI NOX VARIAVÉL 1) Cu = +1 e +2 7) Ni= +2 e + 3 2) Fe = +2 e +3 8) Pt =+2 e +4 3) Au = +1 e +3 9) Co= +2 e +3 4) Pb = +2 e +4 5) Sn = +2 e +4 6) C = -4, -3, -2, -1,,+1, +2, +3, +4 BALANCEAMENTO DE UMA REAÇÃO DE OXIDO-REDUÇÃO. 1-Calcula-se o nox de cada átomo. 2- Identificar os elementos que sofreram mudança de nox determinado a sua variação total( ) do NOX do oxidante e do redutor. Δ= variação do nox do elemento X maior número de elementos do composto. 3-Colocar o Δ do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa. Os valores de devem ser invertidos no membro em que estiver o maior nº de átomos que sofrem oxirredução, se não puder ser observado o maior nº de espécie químicas. 4-Acertar os demais coeficientes pelo método de tentativas. E por último acertar os coeficiente dos hidrogênio e do oxigênio. EXEMPLOS: Quando uma solução aquosa de permanganato ele potássio, KMnO 4 de cor violeta, e gotejada sabre uma solução de acido clorídrico, HCl, ela sofre uma descoloração, ou seja, torna-se incolor. Essa reação pode ser representada por: KMnO 4 + HCl à KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O Inicialmente, determinamos a variação do nox, Δ NOX, de cada elemento: 3

4 KMnO 4 + HCl à KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O redução: Nox =5 +2 oxidação : Nox =1-1 Todo o manganês, Mn, presente no KMnO 4 se reduziu, originando o MnCl 2. Δ NOx=5 KMnO 4 à MnCl 2 O Cloro presente no HCl originou o KCl, MnCl 2 e Cl 2, sendo que somente uma parte dos seus átomos se oxidou, originando o Cl 2 que é a parte que nos interessa. HCl Cl2 KCl MnCl2 Relacionando a ΔNox com a quantidade de Cl 2 formada, notamos que cada cloro que forma Cl 2 perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl 2, nessa formação foram perdidos 2 elétrons. Assim, temos: ü KMnO 4 = Δ NOx=5 ü Cl 2 =2 Δ NOx=2 A seguir, determinamos os coeficientes para cada espécie em que houve variação do Nox, sabendo que isso pode ser feito simplesmente atribuindo o Δ Nox de uma espécie como coeficientes da outra espécie. Assim, temos: ü KMnO 4 = Δ Nox =5 5 será o coeficiente do Cl 2. ü Cl 2 =2 Δ NOx= 2 2 será o coeficiente do KMnO 4. Na equação, temos: 2 KMnO 4 + HCl à KCl + MnCl 2 + 5Cl 2 + H 2 O Observe que o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos. Elétrons perdidos Elétrons recebidos 1Cl 2 = 2 e - 1 KMnO 4 = 5 e - 5Cl 2 = 1 e - 2 KMnO 4 = 1 e - Agora, conhecendo os coeficientes do KMnO4 e o Cl 2, podemos determinar os outros pelo método das tentativas, e teremos a equação balanceada: 2 KMnO HCl à 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5Cl H 2 O EXEMPLO 2: KClO 3 à KCl+ KClO 4 4

5 EXEMPLO 3: KI + KMnO 4 + H 2 O I 2 + MnO 2 + KOH EXEMPLO 4: H 2 S + HNO 3 à H 2 SO 4 + NO + H 2 O EXEMPLO 5: H 2 S + HNO 3 à H 2 SO 4 + NO + H 2 O 6) (UFRS) No composto Mn 2 O 3, o manganês apresenta o mesmo nox igual ao fósforo( P) no composto: a) PH 3 b) H 3 PO c) H 3 PO 4 d) H 4 P 2 O 5 e) H 4 P 2 O 7 7) Na equação não balanceada de òxido-redução abaixo: K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O A soma dos coeficientes das substância que se oxidam: a) 3 b) 2 c) 17 d) 14 e) n.d.a 8) (Unicruz-RS) Na equação química não balanceada: Bi 2 O 3 + NaClO + NaOH NaBiO 3 + NaCl +H 2 O, o elemento que se oxida e o que se reduz são respectivamente: a) bismuto e oxigênio b) oxigênio e bismuto c) bismuto e cloro d) Cl e O e) Cl e Bi 9) Pode-se afirmar que o nox do átomo de: ( )enxofre no íon S 2 O 4 2- é igual a +6 ( )iodo na molécula de I 2 é igual a -1 ( )arsênio no composto H 3 AsO 3 é igual a +5 ( )ferro no composto Fe 2 O 3 é igual a +2 ( )fósforo no composto Na 4 P 2 O 7 é igual a +5 ( )nitrogênio no composto H 2 N 2 O 2 é igual a -1 ( )manganês no composto KMnO 4 é igual a +3 1)(UESC) Para equação não balanceada: MnO 2 + KClO 3 + KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O Assinale a alternativa incorreta. a) a soma de todos os coeficientes estequiométricos, na proporção mínima de números inteiros, é 17. b) O agente oxidante é o KClO 3. c) O agente redutor é o MnO 2. d) O número de oxidação do manganês é duas vezes o número de oxidação do hidrogênio e) Cada átomo de cloro ganha seis elétrons. 11) (PUC-RS)Em relação à equação de óxido-redução não- balanceada Fe +CuSO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu pode-se afirmar que o: a) número de oxidação do cobre no sulfato cúprico é +1. b) átomo de ferro perde 2 elétrons. c) Cobre sofre oxidação. d) Ferro é o agente oxidante e) Ferro sofre oxidação 5

6 ELETROQUÍMICA Pilha e baterias são qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. A primeira pilha elétrica foi criada em 18 pelo cientista italiano Alessandro Volta, em 1836 Daniell aperfeiçoa em dois eletrodos metálicos unidas por uma ponte salina. Ø A pilha apresenta o seguinte aspecto: Ø Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ø Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha. Cu K+ K+ SO4-2 Zn Ânodo: Zn Zn e- Cátodo: Cu +2 +2e - Cu -2 SO4 +2 Cu SO Zn Reação global: zn (s) + Cu +2 Zn +2 + Cu A placa de zinco fica corroída; A concentração de zn +2 aumenta; A massa da placa de cobre aumenta; A concentração de cu +2 diminui. Ânodo Ocorre Oxidação A A x+ + x e - ocorre a corrosão pólo negativo: eletrodo que emite elétrons. Cátodo Ocorre Redução B x+ + x e - B Ocorre a deposição Cátodo: elétrodo que recebe elétrons do circuito Sentido em que as semi-reações ocorrem Representação convencionada pela IUPAC Zn/Zn 2+// Cu 2+/ Cu Zn /Zn +2 / Cu +2 / Cu Ânodo Cátodo Oxidação Redução Sentido em que as semi-reações ocorrem EXEMPLOS 1-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de alumínio e cromo. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de alumínio para o cromo: Al Cr +3 Al +3 Cr a) Que eletrodo constitui o ânodo? 6

7 b) Qual a equação da reação global da pilha? c) Qual a solução tem uma concentração aumentada? d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC? 2-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de A e B. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de A para o B: A B A+ + B a) Que eletrodo constitui o ânodo? b) Qual a equação da reação global da pilha? c) Qual a solução tem uma concentração aumentada? d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC? 3-Observando o esquema de uma pilha com eletrodos de X e W. Sabendo que os elétrons fluem do eletrodo de X para o W: a) Que eletrodo constitui o ânodo? b) Qual a equação da reação global da pilha? c) Qual a solução tem uma concentração aumentada? d) Dê a representação estabelecida pela IUPAC? X + X + W W POTENCIAL DAS PILHAS POTENCIAL DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO: Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução são igual a 1 mol/l e a temperatura é de 25 C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero: REAÇÃO DE ÓXIDO REDUÇÃO ESPONTÂNEA: E especie que recebe elétrons E especie que perde elétrons > REAÇÃO DE ÓXIDO REDUÇÃO NÃO-ESPONTÂNEA: E ESPECIE QUE RECEBE ELÉTRONS E ESPECIE QUE PERDE ELÉTRONS < A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução. A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semi-pilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo Ered se quer medir. Ø Quanto maior for o Ered, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante. 7

8 E = E oxidação + E redução ou E = E red (maior) E red ( menor) E = E cátodo E ânodo EXEMPLO 1: Observe a tabela: Semi-reação Al e - Al -1,66v Co e - Co -,28v a) Qual dele se reduz mais facilmente? b) Qual deles se oxida mais facilmente? E red c) Qual o melhor agente redutor? d) Qual o melhor agente oxidante? EXEMPLO 2: Um eletrodo genérico A /A 2+ apresenta E oxi =+,2V.Qual o valor do E red desse eletrodo? E = E oxi + E red EXEMPLO 3: Vamos considerara uma pilha formada por eletrodos de alumínio e cobre, cujos E red são: E Al +3, Al(s) = -1,68V E Cu +2 Cu(s) = +,34V EXEMPLO 4: E red Fe +3, Fe(s) = +,77V E red Pb +2 Pb(s) = -,13 V Ex5: Na tabela de potenciais, observamos que: Mn e - Mn E red = -1,18V Zn e - Zn E red = -,76 Represente a reação global,bem como a representa da pilha e o valor do seu potencial(ddp): EX.:6 Na tabela de potenciais, observamos que: Cu e - Cu E red = +,34V Zn e - Zn E red = -,76 Represente a reação global, bem como a representa da pilha e o valor do seu potencial: EX7.: Na pilha eletroquímica Zn /Zn2 + //Cu 2+/ Cu pode-se afirmar que: a) no pólo (-) a oxidação de Cu a Cu +2 b) no pólo( +) a oxidação de Cu a Cu +2 c) no pólo( -) a oxidação de Zn a Zn +2 d) no pólo( +) a oxidação de Zn a Zn +2, ocorre reações de óxido-redução.nesse sistema EX8.: Considere as seguintes semi-reações e os seus respectivos potenciais normais de redução: Ni e - Ni E = -,25 V 8

9 Au e - Au E = +1,5 V O potencial da pilha formada pela junção dessas semi-reações será: a)+1,25 V b) -1,25V c)+1,75 V d) -1,75 V d) -1,75V e) +3,75 V 8.1-Dê a reação global,bem como a representação da pilha EX9.: São dadas as seguintes semi-reações: Mg Mg e - E = +2,34 V Ni Ni e - E = -,25 V Considere agora as seguintes reações I. Mg + Ni +2 Mg +2 + Ni II. Ni + Cu +2 Ni +2 + Cu III. 2Ag + + Mg Mg Ag IV. Ni Ag Ni +2Ag + Analise das equações I,II,III,IV nos permite concluir que: a) Somente I,II e III são espontâneas b) todas são espontâneas c) Somente I e II são espontâneas Cu Cu e - E = -,35V Ag Ag + + e - E = -,8V d) Somente III e IV são espontâneas e) Somente II e III são espontâneas Os testes 1-14 refere-se às seguintes semi-reações dos eletrodos: Al e - Al E = -1,66V Pb e - Pb E red = -,13V 1-Em uma pilha com eletrodos de chumbo e alumínio,pode-se prever que: a) O eletrodo de alumínio é o catodo. b)o eletrodo de chumbo é o pólo negativo. c) a massa da placa de chumbo diminuirá. d) E vale 1,53V e) a concentração de Al +3 diminuirá 11- Em uma lista de potenciais, o melhor agente oxidante é a espécie que possui maior tendência a sofrer redução.nas semi-reações dadas, ao melhor agente oxidante é: a) Pb +2 b) Al +3 c) Pb d ) Al e) Pb +2 ou Al Nessa lista, o melhor agente redutor é: a) Pb +2 b) Al +3 c) Pb d ) Al e) Pb +2 ou Al A reação global das semi-reações e a representação oficial: 14- Indique o ânodo e o cátodo: Os testes refere-se às seguintes semi-reações dos eletrodos: Cu Cu e - E = -,35V Ag Ag + + e - E = -,8V 15-Em uma pilha com eletrodos de chumbo e prata,pode-se prever que: a) O eletrodo de prata é o catodo. b) E vale,45v c) a massa da placa de cobre diminuirá. d) O eletrodo de cobre é o pólo negativo. e) a concentração de Ag + diminuirá 9

10 16- Em uma lista de potenciais, o melhor agente oxidante é a espécie que possui maior tendência a sofrer redução.nas semi-reações dadas, ao agente redutor é: a) Cu +2 b) Ag + c) Cu d ) Ag e)cu +2 ou Ag + 17-Nessa lista, o melhor agente oxidante é: a) Cu +2 b) Ag + c) Cu d ) Ag e)cu +2 ou Ag + 1

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