REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO. (Oxirredução)

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1 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO (Oxirredução) São reações que envolvem a transferência de elétrons entre as substâncias químicas na reação, resultando na mudança no número de oxidação dos elementos das substâncias envolvidas. A perda de elétrons é chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução. Regras para a determinação do número de oxidação Vejamos: Agente Oxidante e Redutor Agente Oxidante - É a espécie reagente que contém o elemento que sofre redução. Agente Redutor - É a espécie reagente que contém o elemento que sofre oxidação. Exemplo: Balanceamento por Oxirredução Balancear uma reação de oxirredução é fazer com que o número total de elétrons cedidos pelo redutor seja igual ao número total de elétrons recebidos pelo oxidante. Fe 3+ sofreu redução, logo, Fe 2O 3 é o agente oxidante (oxidante). C 2+ sofreu oxidação, logo, CO é o agente redutor (redutor). Resumindo: Procedimento Determinar o nox de todos os elementos das substâncias reagentes e produtos da reação. Calcular a variação total do nox dos elementos que sofreram a oxidação e a redução. Multiplicar as variações do nox de cada elemento pela maior atomicidade com que o elemento aparece na equação. Tomar a variação final do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa.

2 Escolha o membro da equação em que os coeficientes serão colocados. Finalizar o balanceamento pelo método das tentativas. EXERCÍCIOS DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 01) (UFPR) Balancear uma equação química é determinar os valores dos seus coeficientes de modo a satisfazer certas condições. Considere a equação química não balanceada: Cr 2O 7 2- (aq) + Fe 2+ (aq) + H + (aq) Cr 3+ (aq) + Fe 3+ (aq) + H 2O(liq) Com base no exposto, é correto afirmar que a equação acima, quando balanceada, deve satisfazer as condições: 01. A soma das massas dos produtos deve ser igual à soma das massas dos reagentes. 02. O número de átomos de um elemento químico deve ser conservado durante a reação química. 04. O número total de íons entre os produtos deve ser igual ao número total de íons entre os reagentes. 08. A soma dos coeficientes dos produtos deve ser igual à soma dos coeficientes dos reagentes. 16. A soma das cargas elétricas dos produtos deve ser igual à soma das cargas elétricas dos reagentes. 32. O total de elétrons cedidos pelo agente redutor deve ser igual ao total de elétrons recebidos pelo agente oxidante. 02) (UEPG PR) Sobre a equação abaixo, que representa a formação da ferrugem, assinale o que for correto. 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2O O ferro metálico é reduzido para Fe O ferro metálico é o agente redutor. 04. O oxigênio é oxidado. 08. O oxigênio é um agente oxidante. 16. A soma dos estados de oxidação dos reagentes é zero. 03) Na reação esquematizada pela equação, não-balanceada: H 2O 2 +KMnO 4 +H 2SO 4 K 2SO 4 +MnSO 4 + H 2O + O 2 a) O peróxido de hidrogênio e o permanganato de potássio agem, respectivamente, como oxidante e redutor. b) O coeficiente mínimo e inteiro do ácido sulfúrico é 6, na equação balanceada. c) O manganês do permanganato de potássio perde 5 elétrons. d) O manganês do permanganato de potássio se reduz, enquanto o oxigênio do peróxido de hidrogênio se oxida. e) O coeficiente mínimo e inteiro do peróxido de hidrogênio é 2, na equação balanceada. 04) Considere-se a equação química não balanceada representada a seguir: MnO H 2O 2 + H + Mn 2+ + H 2O + O 2 Com base nos conhecimentos sobre reações químicas, funções inorgânicas e fases da matéria e considerando-se a equação acima, balanceada com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, pode-se afirmar: 01. A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que balanceiam a equação é O volume de gás desprendido durante essa reação, nas CNTP, é de 100 L. 04. São necessários 5 mols de H + (aq) com 118,9g de MnO 4 (aq). 08. O MnO 4 é o agente redutor. 16. H 2O 2 é um peróxido molecular. para reagir 32. Todo oxigênio do MnO 4 (aq), nessa reação, é transformado em O 2(g). 64. MnO 4 (aq) é o ânion permanganato. 05) (UEL PR) O peróxido de hidrogênio puro é líquido, incolor, xaroposo e muito reativo. É comercializado como reagente químico em solução

3 aquosa e, dependendo da concentração, pode ser empregado como antisséptico ou como alvejante. Considere as duas seguintes equações não equilibradas, como exemplos de reações que ocorrem ao se utilizar o peróxido de hidrogênio, e analise as afirmativas a seguir: 1ª. H 2O 2 + KMnO 4 + H 2SO 4 KHSO 4 + MnSO 4 + H 2SO 4 + H 2O + O 2 2ª. H 2O 2 + KI I 2 + KOH I. O peróxido de hidrogênio é agente redutor em ambas as equações. II. O peróxido de hidrogênio atua como agente redutor na primeira reação e como agente oxidante na segunda reação. III. O número de elétrons envolvidos na semireação do peróxido de hidrogênio na segunda reação é 2. IV. A soma algébrica dos coeficientes mínimos inteiros para a primeira reação equilibrada é 26. São corretas as afirmativas: a) I, III e IV. b) II, III e IV. c)ii e III. d) I e III. e) II e IV. 06) (UFMS) O cobre metálico sofre oxidação na presença de ácido nítrico, de acordo com a equação não balanceada: Cu + HNO3 Cu(NO3) 2 + NO + H2O. A respeito dessa reação, é correto afirmar: 01. O cobre recebe dois elétrons. 02. O nitrogênio é o agente oxidante. 04. O nitrogênio sofre oxidação. 08. O cobre é o agente redutor. 16. A soma dos coeficientes dos reagentes e produtos da equação é igual a ) (UEPG PR) A pessoa que é submetida ao teste do bafômetro assopra num tubo desse aparelho, que conduz o ar para um analisador contendo uma solução ácida de dicromato de potássio. Assim, se houver álcool no ar expirado, ele é convertido em ácido acético, conforme a equação química nãobalanceada: H 3C H 2C OH + K 2Cr 2O 7 + H 2SO 4 H 3C COOH + Cr 2(SO 4) 3 + K 2SO 4 + H 2O Sobre esta equação, assinale o que for correto. 01. Constitui uma reação de auto-redox. 02. O íon cromo sofre redução. 04. A equação balanceada apresenta, em seqüência, os seguintes coeficientes para os reagentes: 3, 2 e O Nox do carbono permanece invariável. 16. O oxigênio do K 2Cr 2O 7 recebe elétrons. 08) (UEM PR) Dadas as equações químicas abaixo, não balanceadas, assinale o que for correto. I) akmno 4 + bfeso 4 + ch 2SO 4 dk 2SO 4 + emnso 4 + ffe 2(SO 4) 3 + gh 2O II) ak 2Cr 2O 7 + bna 2C 2O 4 + ch 2SO 4 dk 2SO 4 + ecr 2(SO 4) 3 + fna 2SO 4 + gh 2O + hco Na equação I, o agente oxidante é o KMnO 4 e o número de oxidação do potássio varia de +7 para Na equação II, o número de oxidação do cromo passa de +6, no K 2Cr 2O 7, para +3, no Cr 2(SO 4) Na equação II, o carbono é oxidado de +3 para Na equação I, o agente redutor é o sulfato ferroso e o número de oxidação do ferro varia de +2 para O somatório dos coeficientes a, b, c, d, e, f, g e h na equação II, em menores números inteiros, é ) (UNIOESTE-PR) Com relação a reação química mostrada abaixo podemos afirmar que: CuSO 4 (aq) + Fe (s) FeSO 4 (aq) + Cu (s) a) O cobre e oxidado. b) O ferro e reduzido. c) A variação do numero de oxidação do enxofre e de +6 a +4. d) CuSO 4 e o agente oxidante. e) A variação do numero de oxidação do ferro e de +2 a zero.

4 10) Em um laboratório, um grupo de estudantes colocou um pedaço de palha de aço em um prato cobrindo-o com água sanitária. Após 10 minutos, eles observaram, no fundo do prato, a formação de uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é Fe 2O 3. A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro (Fe) e o hipoclorito de sódio (NaClO), presentes na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação nãobalanceada: Fe(s) + NaClO(aq) Fe 2O 3(s) + NaCl(aq) Considerando-se essas informações, é INCORRETO afirmar: a) O hipoclorito de sódio atua como o redutor. b) O ferro sofre uma oxidação. c) A soma dos coeficientes das substâncias que participam da reação é igual a 9. d) O átomo de cloro do hipoclorito de sódio ganhou 2 elétrons. PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS Pilhas são sistemas que possuem capacidade de produzir energia elétrica a partir de uma reação química de oxidação e de redução. 1- Semi reações de oxidação e redução Zn 0 Zn e - semi-reação de oxidação Cu e - Cu 0 semi-reação de redução 2- Potencial de eletrodo (E) - Grandeza que mede a tendência de uma semi-reação ocorrer no sentido de oxidação ou redução. Determinado em função do eletrodo Padrão de hidrogênio. Representa a diferença entre o potencial elétrico de um eletrodo e um eletrodo normal de hidrogênio. 3- Eletrodo Padrão de Hidrogênio GABARITO 01) V-V-F-F-V-V 02) 26 03) D 04) ) C 06) 24 07) 06 08) 14 09) D 10) A ELETROQUÍMICA Eletroquímica Estudo da conversão de energia química em energia elétrica e vice-versa. Reações no eletrodo de Hidrogênio: Perda de e - : H 2(g) 2 H + (aq) + 2e E 0 = 0,00 V Ganho de e : 2 H + (aq) + 2e H 2(g) E 0 = 0,00 V 4- Propriedades dos potenciais 1º Invertendo-se o sentido de uma semi-reação, troca-se o sinal do potencial. Al o Al e - Al e - Al o E= + 1,66 V E= - 1,66 V 2º Quando uma semi-reação é multiplicada ou dividida por um número, o valor do potencial não se altera.

5 3º O sinal positivo do potencial indica espontaneidade no sentido indicado. Zn 0 Zn e- E= + 0,76V (oxidação espontânea) Zn e- Zn 0 espontânea) E= - 0,76V (redução não 4º Quanto maior o potencial, maior é a tendência de semi-reação de ocorrer no sentido em que está escrita. O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo. A solução de ZnSO 4 vai ficando mais concentrada. O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada. A solução de CuSO 4 vai ficando mais diluída. Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado para o outro através da ponte salina. Pilha de Daniel Potenciais de redução de do zinco e do cobre Zn o Zn +2 +2e - E= + 0,76V Cu o Cu e - E= - 0,34V Equação geral da pilha e a DDP Como o cobre tem um maior potencial normal de redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e o zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação. Cu e Cu + 0,34V Ponte Salina- A função da ponte salina é manter o equilíbrio elétrico de cargas positivas e negativas nas soluções dos eletrodos. No condutor existe uma corrente de elétrons. Na ponte salina existe uma corrente de íons. Zn Zn e - + 0,76V Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ E 0 = + 1,10 V Zn o / Zn 2+ (1M) // Cu 2+ (1M) / Cu o Medindo a ddp de uma pilha A ddp de uma pilha depende de dois fatores: da natureza da reação na pilha; das concentrações das espécies que participam da reação.

6 o sistema, descarrega os íons, e provoca uma reação química (não espontânea) de óxido-redução. Vejamos: Proteção Catódica A proteção catódica é um método de combate à corrosão que consiste na transformação da estrutura para proteger o catodo de uma célula eletroquímica ou eletrolítica, seja pela introdução de corrente contínua galvânica, utilizando-se anodos de sacrifício, seja por impressão direta em sua superfície de corrente contínua com uso de retificadores. Os íons negativos são atraídos pelo polo positivo (ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos migram através do circuito externo até o polo negativo (cátodo). Lá, estes serões ganhos pelos íons positivos (redução). Tipos de eletrólise Eletrólise ígnea (ausência de água) Eletrólise em meio aquoso Algumas aplicações dos sistemas de proteção catódica Tubulações enterradas ou submersas; Tanques de armazenamento; Estacas metálicas de fundações; Pontes e torres metálicas; Equipamento de estações de tratamento de água e esgotos Tanques de armazenamento de combustíveis em postos de abastecimento. ELETRÓLISE ELETRÓLISE - É a reação de oxirredução que é provocada pela corrente elétrica. Consiste em uma reação de oxirredução não espontânea. É o inverso de uma pilha. Na eletrólise há a necessidade de uma fonte externa de corrente elétrica (contínua) para que uma reação não espontânea ocorra. O recipiente em que se realiza a eletrólise recebe o nome de célula eletrolítica ou cuba eletrolítica. Como Funciona a Eletrólise Para que um sistema sofra e l e t r ó l i s e é necessária a presença de íons livres, os quais como já vimos serão descarregados durante o processo. Na eletrólise a corrente elétrica atravessa Eletrólise ígnea - A eletrólise ígnea é a eletrólise feita em ausência de água, normalmente são compostos iônicos fundidos. É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente elétrica. Exemplo Eletrólise ígnea do NaCl: Eletrólise aquosa com eletrodos inertes Eletrólise aquosa É a eletrólise que se processa com o eletrólito em solução. Além da ionização ou dissociação do eletrólito, deve-se considerar a ionização da água em H + e OH -. Assim, o cátion do eletrólito compete com H + e o ânion do eletrólito compete com OH -.

7 REAÇÃO GLOBAL: 2 NaCl + 2 H 2O 2 NaOH + H 2 + Cl 2 Exemplo - Eletrólise de solução de CuSO 4 Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas um tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto ele estiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo. CuSO 4 (aq) Cu 2+ 2 (aq) + SO 4 (aq) H 2O H + (aq) + OH (aq) Reação que ocorre no ânodo: 2 OH (aq) H 2O (g) + 1/2 O 2 (g) + 2e - (oxidação) Reação que ocorre no cátodo: Cu e - Cu (s) (redução) Reação global CuSO 4 Cu +2 + (SO 4) -2 2 H 2O 2H OH - 2 OH - H 2O + ½ O e - Considerações 1) A descarga de um cátion produz o metal correspondente ou o hidrogênio gasoso. 2 e - + Fe +2 Fe 2 e H +1 H 2(g) 2) A descarga de um ânion simples libera o próprio elemento. 2Cl - Cl e - 3) A descarga da oxidrila libera água e oxigênio gasoso. 2 (OH) - H 2O + ½ O e - Exemplo Eletrólise da solução aquosa de NaCl Cu e - Cu CuSO 4 + H 2O Cu + ½ O H + + (SO 4) -2 ELETRÓLISE COM ELETRODOS ATIVOS Neste caso quem sofre a oxidação (perda de elétrons) é o próprio ânodo (eletrodo positivo). Isso ocorre porque o eletrodo tem mais facilidade para se oxidar que os ânions do eletrólito. Eletrólise do CuSO 4 com eletrodos de cobre em solução aquosa CuSO H 2O --> Cu +2 + SO H OH - No ânodo: O cobre tem mais facilidade para perder elétrons que os ânions presentes. Cu 0-2 elétrons --> Cu +2 No cátodo: Entre os cátions Cu +2 e H + a facilidade do cobre em receber elétrons é maior, ocorrendo à descarga do íon Cu +2 DISSOCIAÇÃO DO SAL: 2 NaCl 2 Na + +2 Cl - IONIZAÇÃO DA ÁGUA: 2 H 2O 2 H + + OH - REAÇÃO NO CÁTODO: 2H e - H 2 REAÇÃO NO ÂNODO: 2 Cl - Cl e - Cu elétrons --> Cu 0 Analisando o processo verifica-se que não ocorreu nenhuma reação química, apenas uma transferência de cobre do ânodo para o cátodo. Como no processo não ocorre à passagem das impurezas, este tipo de eletrólise é utilizado para a purificação

8 de metais como cobre e outros. O metal purificado obtido é de altíssima pureza. 2º Lei de Faraday: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional a seu equivalente-grama m = K 2. E Equação Geral da Eletrólise E. i. t m = F = C = 1 mol de elétrons m = E GALVANIZAÇÃO Ato de recobrir uma superfície de metal com uma camada fina de outro metal. Processo usado para proteger objetos metálicos contra corrosão ou para melhorar sua aparência. PROCEDIMENTO 1. Objeto a ser recoberto como cátodo. 2. O metal que irá recobri-lo como ânodo. 3. Solução aquosa deverá conter um sal desse metal. 4. Ocorre a migração do metal do ânodo (que se desgasta) para o catado onde ocorre a eletrodeposição. ELETRÓLISE QUANTITATIVA - LEIS DE FARADAY 1º Lei de Faraday: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga elétrica que atravessa o sistema. m = K 1. Q m = K 1. i. t