Sebenta q5 parte 1-2

Sebenta q5 parte 1-2

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  Módulo Q5 Equilíbriode Oxidação–Redução 1 EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO 1. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO Antigamente: Oxidação: combinação com o oxigénio. Redução: perda de oxigénio. Estes conceitos evoluíram e hoje com a Teoria Atómica, define-se Reacção de Oxidação – Redução como uma reacção química em que ocorre transferência de electrões. Redução: ganha 2e– Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) Oxidação: perde 2 e– Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e– Semi–equação de redução: Cu2+ (aq) + 2e– Cu(s) Eq. Global de Oxidação-Redução Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) (Redox) Assim, O Zn é a espécie Redutora, porque: – cede electrões – sofre oxidação. O Cu2+ é a espécie Oxidante, porque: – capta electrões – sofre redução.
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  Módulo Q5 Equilíbriode Oxidação–Redução 2 2. NÚMEROS DE OXIDAÇÃO: As reacções redox são fáceis de identificar, quando nela participam espécies iónicas. Mas, nem sempre isso acontece, podendo ocorrer também em espécies moleculares. Ex: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) Nos compostos covalentes a transferência de electrões é apenas parcial, então, os químicos desenvolveram uma notação própria, que atribui a cada átomo um n.º capaz de descrever o seu estado de carga eléctrica. Tal número é chamado de: Número de Oxidação. Carga que um átomo adquiriria, se os electrões, de cada ligação, fossem atribuídos ao átomo mais electronegativo. Ex: + – H – Cl +1 –1 Assim, podemos considerar: Oxidação: Aumento do n.º de oxidação. Redução: Diminuição do n.º de oxidação. Reacção Redox: reacção em que ocorre variação do n.º de oxidação ( nox 0) oxidação H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 0 0 +1 –1 redução
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  Módulo Q5 Equilíbriode Oxidação–Redução 3 3. REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DOS NÚMEROS DE OXIDAÇÃO – 0 número de oxidação de qualquer elemento no seu estado elementar é zero. Ex.: n.ox.(Zn) = 0; n.ox.(O2) = 0 – 0 número de oxidação dos metais alcalino e alcalino–terrosos, é respectivamente +1 e +2. – 0 número de oxidação dos halogéneos é geralmente –1, exceptuando os casos em que estes se encontram ligados a átomos mais electronegativos. – 0 número de oxidação do hidrogénio é geralmente +1, exceptuando os casos em que este se encontra ligado a átomos menos electronegativos. Ex.: Hidretos iónicos - NaH (Na+ + H– ). n° de oxidação (Na) = +1 n.º de oxidação (H) = –1 – 0 número de oxidação do átomo de oxigénio é geralmente –2, excepto nos peróxidos (02 2– ) em que é –1. – A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa molécula é igual a zero. – A soma algébrica dos números da oxidação de todos os átomos num ião é igual à carga do ião.
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  Módulo Q5 Equilíbriode Oxidação–Redução 4 4. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO. AGENTE REDUTOR E OXIDANTE, PARES CONJUGADOS. Número de Oxidação 0 +2 +2 0 Equação Química Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ + Cu(s) Aumento do n.º de oxidação: Oxidação Diminuição do n.º de Oxidação: Redução Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e Semi–equação de redução: Cu2+ (aq) + 2e– Cu(s) Eq. Global de Oxidação -Redução Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) (Redox) Zn (s) + Cu2+ (aq) J Zn2+ (aq) + Cu(s) Agente redutor red1 Agente Oxidante ox2 Agente Oxidante ox1 Agente Redutor red2 Pares conjugados de oxidação-redução são pares que envolvem uma mesma espécie em estados de oxidação diferentes. Cu2+ /Cu; Zn2+ /Zn Notas: Oxidações e reduções ocorrem simultaneamente: Na oxidação há cedência de electrões o N° Ox. de uma espécie aumenta nox > 0 Na redução há captação de electrões o N° Ox. de uma espécie diminui nox < 0 O agente oxidante oxida a outra espécie e, portanto, é reduzido. O agente redutor reduz a outra espécie e, portanto, é oxidado.