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sexta-feira, 7 de junho de 2013

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

  1. Al => número de oxidação igual a +3
Zn=> número de oxidação igual a +2
Ag=> número de oxidação igual a +1

  1. 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)

  1. 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 - 1eLi+



    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:





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