É a perda de elétrons. É o ganho de elétrons

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Cecília Aldeia Quintão
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2 É a perda de elétrons 2 É o ganho de elétrons

3 3 Na + Cl

4 É o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química Nox = + 1 Nox = 1 4 Na + Cl

5 É a perda de elétrons ou aumento do Nox 5 É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

6 6

7 7

8 8

9 9

10 10

11 11

12 Ba As O (+2) ( 2) x 12

13 Na N O 2 (+1) ( 2) x 13

14 P O 4 3 P O x ( 2) x ( 2) 14

15 Exercícios de fixação: Determine o número de oxidação do elemento destacado em cada um dos compostos a seguir: S CH 2 Cl ZnS 10. HCOOH 03. HBrO Co NaHCO NH BaH CN K 2 Cr 2 O MnO Ca 3 (PO 4 ) P 2 O PbI 2

16 As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). 16

17 Reações de Oxirredução Ocorrem por transferência de elétrons; 1 oxidação e 1 redução; 17» Oxidação e» Redução Perde elétrons (e ); Aumenta o Nox; Agente redutor; Ganha elétrons (e ); Diminui o Nox; Agente oxidante;

18 H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 CO 2 + MnO + K 2 O + H 2 O Oxidação: C C Agente Redutor: H2 C 2 O Redução: Mn Mn Agente Oxidante: KMnO 4 18

19 19 Balanceamento por oxirredução Efetuar o Nox de todos os elementos; Encontrar o oxidante e o redutor; Calcular o e ; e = N o de elétrons trocados na reação; e = (maior Nox menor Nox). maior n o de átomos do elemento no processo; Inverter os valores do e para o lado com maior n o de átomos do elemento que sofre a reação; Terminar o balanceamento pelo método das tentativas;

20 H 2 C 2 O KMnO 4 10 CO MnO + 1 K 2 O + 5 H 2 O e = 4 3 = 1. 2 = 2 e = 7 2 = 5. 1 = 5 20

21 Cr 2 O Fe H + 2 Cr Fe H 2 O e = 6 3 = 3. 2 = 6 e = 3 2 = 1. 1 = Fe +2 Fe +3 Agente Redutor: Fe +2 Cr +6 Cr +3 Agente Oxidante: Cr 2 O -2 7

22 Exercícios de fixação: 1- Faça o balanceamento da equação a seguir: K 2 Cr 2 O 7(aq) + H 2 O (l) + S (g) KOH (aq) + Cr 2 O 3(s) + SO 2(g) Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação abaixo, não balanceada: CS 2 + H 2 S + Cu Cu 2 S + CH 4 a) Acerte os coeficientes estequiométricos pelo método da oxidorredução. b) Indique o elemento que se oxida mostrando a variação dos números de oxidação.

23 Exercícios de fixação: 3- Observe a seguinte reação: 3CH 3 CH 2 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO H 2 O Na reação acima, quais são as substâncias oxidante e redutora? E o agente oxidante e o redutor? Faça o balanceamento das equações abaixo: a) Au + H 2 SO 4 Au 2 (SO 4 ) 3 + H 2 b)bi 2 O 3 + NaClO + NaOH NaBiO 3 + NaCl + H 2 O c)br 2 + NaOH NaBr + NaBrO 3 + H 2 O d)cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + NO e) Fe 3 O 4 + CO Fe + CO 2

24 Exercícios de fixação: 1-2 K 2 Cr 2 O 7(aq) + 2 H 2 O (l) + 3 S (g) 4 KOH (aq) + 2 Cr 2 O 3(s) + 3 SO 2(g) 2-1 CS H 2 S + 8 Cu 4 Cu 2 S + 1 CH 4 3- oxidante (agente redutor) K 2 Cr 2 O 7 e redutora (agente oxidante)ch 3 CH 2 OH 24

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26 26 A eletroquímica estuda o aproveitamento da transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

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28 28 Pilhas ou Célula Galvânica são dispositivos eletroquímicos que transformam reações químicas em energia elétrica.

29 Alessandro Giuseppe Volta Este físico italiano, foi um dos precursores dos estudos de fenômenos elétricos e conseguiu gerar eletricidade por meio de reações químicas. 29

30 30 Volta construiu um estranho aparelho com moedas de cobre, discos de zinco e discos de feltro banhados com uma solução ácida, que servia para produzir com continuidade um movimento de cargas elétricas através de um condutor. Esse aparelho era chamado pilha porque as moedas de cobre, os discos de feltro e os discos de zinco eram empilhados uns sobre os outros.

31 31 A pilha de Alessandro Volta

32 PILHA DE DANIELL 32 O químico inglês John Frederic Daniell construiu uma pilha diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Volta - que produziam gases tóxicos por soluções de sais tornando as experiências com pilhas menos arriscadas.

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40 Ponte salina K 2 SO 4 40 A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos eletricamente neutros através da migração de íons (corrente iônica).

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44 RESUMINDO... Após certo tempo de funcionamento da pilha, teremos as seguintes conseqüências: 44 A chapa de zinco (eletrodo de zinco) fica corroída. A solução de ZnSO 4 fica concentrada. A massa da chapa de cobre (eletrodo de cobre) aumenta. A solução de CuSO 4 fica diluída. Ponte Salina mantém eletrodos neutros Catodo pólo positivo (redução) Anodo pólo negativo (oxidação)

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52 REPRESENTAÇÃO DE UM ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO 52 Todos os metais foram confrontados com esse eletrodo-padrão e organizados em uma tabela chamada de Potenciais-Padrão de Eletrodo ou Potenciais- Padrão de oxi-redução

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54 Cálculo da DDP ou Força Eletromotriz (Fem) Na tabela de Potenciais-Padrão de Eletrodo, encontramos: 54 Como o potencial padrão de redução do cobre (Cu) é maior do que o potencial padrão do zinco (Zn), aquele reduz obrigando este a oxidar, assim teremos: Semi reação de redução ou reação catódica. Semi reação de oxidação ou reação anódica.

55 A equação global fica: A variação dos potenciais padrão (O cálculo da DDP) pode ser feito da seguinte maneira: 55

56 Obs. O resultado de uma DDP ou Fem sempre será um valor positivo. Isto evidência que o processo é espontâneo. 56 Dica. Para o cálculo da DDP ou Fem, se você estiver com dúvidas sobre quem é o oxidante ou o redutor, basta fazer o maior potencial padrão de redução menos o menor potencial padrão de redução. Dará o mesmo resultado!

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