Resumão de Química : Oxirredução

Número de oxidação (Nox)

Mais conhecido como Nox de um elemento químico. É a carga que este recebe em uma reação química.

Ex:

H2SO4

O hidrogênio (H) ficará com carga +1, o oxigênio (O) com carga -2 e o enxofre (S) com carga +6. Conseguimos chegar nesse valor devido o hidrogênio estar como um ametal tendo seu nox definido como +1 e o oxigênio ter um nox fixo de -2, restando apenas descobrir o valor do enxofre e para isso fazemos a seguinte equação:

2.(1) + 1.x + 4.(-2)=0

2 +x -8=0

X= +6

Observação: A equação é igual a zero devido n ter nenhuma carga indicando o valor da soma dos valores do nox.

Ex:

(ClO4)-

Cl terá um valor de nox igual a +7 e o O um valor de -2.

X + 4(-2)= -1

X = -1 + 8

X= +7

Regras:

1. Substâncias simples têm o seu número de oxidação igual a zero, exceto quando a sua carga já veio definida.

Exs:

H2 => número de oxidação é zero

S² => número de oxidação igual a +2

2. Famílias 1ª e 2ª tem seus números de oxidação, respectivamente, iguais a +1 e +2.

3. Al => número de oxidação igual a +3

Zn=> número de oxidação igual a +2

Ag=> número de oxidação igual a +1

4. Hidrogênio : H+ como ametal tem seu nox igual a +1, mas se ele for metal o seu nox será -1 (Ex: NaH Na= +1 e H= -1)

5. Oxigênio tem seu nox igual a -2, exceto quando for um peróxido que terá seu nóx alterado para -1 (Ex: H2O2 => H=+1 e O=-1 ), e quando formar um composto com o ferro FeO.

Reações de oxidorredução

São reações onde há perda de elétrons, sofrendo uma oxidação, ou ganho de elétrons, sofrendo redução .

Ex:

Zn(s) + Cu²+(aq) + SO4²-(aq) → Cu(s) + Zn²+(aq) + SO4²-(aq)

Nesse caso o cobre sofreu redução, isto é, ele ganhou elétrons, mas já o zinco ele sofreu oxidação, uma perda de elétrons.

Nesses tipos de reações é necessário existir um agente redutor, este é o que provoca o ganho de elétrons do átomo que sofre redução, e um agente oxidante, o causador da oxidação do átomo. Ou seja, a molécula em que o átomo faz parte será o agente.

KMnO4 será o agente OXIDANTE e o HCL será o agente REDUTOR.

Regras para o balanceamento de reações de oxidorredução:

1. Atribuir o número de oxidação de cada elemento.
2. Indicar quem oxidou e quem reduziu, com seus respectivos agente redutor e agente oxidante.
3. Balanceamento do número de elétrons.
4. Para acertar o número de átomos de oxigênio vc acrescenta a molécula de água (H20)
5. Para acertar o número de átomos de hidrogênio você acrescenta o hidrogênio (H+)
   
   
   
   
   Potencial Padrão de Redução (E)
   Mede a capacidade do átomo para receber elétrons, ou seja, mede a capacidade deste de sofrer redução.
   Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior é a sua capacidade de atrair elétrons, devido a isso ele recebe elétrons de um elemento que tem um potencial de redução menor, ou seja, por aquele que oxida.
   Eoxidação > Eredução
   Semirreações:
   Indicam o processo de perda ou ganho de elétrons.
   Redução:
   X+ + e  X
   Exs:
   Cu ²+ + 2e Cuº
   F2 + 2e 2F-
   Oxidação:
   X x+ +2e ou X -2e  X+
   Exs:
   Znº  Zn²+ + 2e ou Znº - 2e Zn²+
   Liº  Li+ + 1e ou Liº - 1eLi+
   
   
   
   
   
   
   Global:
   Exs:
   Cu²+ + 2e  Cuº
   Znº - 2e  Zn²+
   Cu²+ + Znº  Cuº + Zn²+
   
   
   
   
   F2+ + 2e  2F-
   Liº  Li+ + 1e .(2)
   F2+ + 2e  2F-
   2Liº 2Li ++ 2e
   F2+ + 2Liº  2F- + 2Li+
   
   
   A reação espontânea será a reação global direta
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   Fonte:
   
   
   http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/
   http://www.brasilescola.com/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.htm
   http://pt.scribd.com/doc/4489048/POTENCIAL-DE-REDUCAO