Leis de kirshoff

Reações de Óxido Redução – Química Inorgânica ( Teoria )

  Professor: Ricardo Canatto

Oxidantes e Redutores

Numa reação em que se processa uma transferência de elétrons tem que existir simultaneamente um átomo que cede elétrons e outro átomo que os recebe; a perda e o recebimento de elétrons devem ser processos simultâneos.

A espécie química que perde elétrons é oxidada e atua como redutora.

A espécie química que recebe elétrons é reduzida e atua como oxidante.

Assim, um redutor é doador de elétrons e um oxidante é receptor de elétrons.

Resumindo:

• QUEM SOFRE OXIDAÇÃO ( PERDA DE e- ) É AGENTE REDUTOR
• QUEM SOFRE REDUÇÃO ( GANHO DE e- ) É AGENTE OXIDANTE

Exemplo:

K2+Cr26+O72-  +  14H+Br-  →  2K+Br-  +  2Cr3+Br3-  +  7H2+O2-  +  3Br20

Quem sofre oxidação é o bromo pois teve o seu Nox aumentado. Logo o bromo é agente redutor.

Quem sofre redução é o cromo pois teve o seu Nox diminuído. Logo o cromo é agente oxidante.

Fe0  +  Cu2+  →  Fe2+  +  Cu0

Quem se oxida ? → Fe0 ( logo é o agente  redutor )

Quem se reduz ?  → Cu2+ ( logo é o agente oxidante )

Semi-Reações de Óxido-Redução

Numa reação de óxido-redução, os processos de oxidação e redução podem ser considerados separadamente, isto é, pode-se dividir a reação total em duas semi-reações:

Exemplo:

Fe0  +  Cu2+  →  Fe2+  +  Cu0[pic 1]

             Fe0  →  Fe2+  +  2e-         ( semi-reação de oxidação )[pic 2]

Cu2+  +  2e-  →  Cu0                                  ( semi-reação de redução )[pic 3]

Fe0  +  Cu2+ →  Fe2+  +  Cu0

Balanceamento Redox – Método Íon-Elétron

Existem duas situações de balanceamento de reações de óxi-redução.

Meio Ácido

Primeiro caso, quando a reação ocorre em meio ácido. Sempre é mencionado o meio onde a reação ocorre. Exemplo:

                                          CrO42-  +  I-  →  Cr3+  +  I2

Inicialmente, deve-se montar dois sistemas de reações ( devem ser montados sistemas onde as espécies químicas são semelhantes ):

                                                  CrO42-  →  Cr3+                                                         (1)

                                                           I-  →  I2                                                                                           (2)

Analisando a semi-reação (1), as seguintes regras devem ser seguidas:

Balancear os elementos químicos diferentes de oxigênio e hidrogênio.

                                                   CrO42-  →  Cr3+

Balancear o oxigênio com moléculas de água ( H2O ).

                                                   CrO42-  →  Cr3+ + 4H2O

Balancear o hidrogênio com H+.

                                          CrO42- + 8H+  →  Cr3+ + 4H2O

Finalmente, deve ser feito o balanceamento de cargas, utilizando elétrons ( e- ).

                                 CrO42- + 8H+ + 3e-  →  Cr3+ + 4H2O

Observar que o total de cargas do lado dos reagentes deve ser igual ao dos produtos ( não considerar que deve ser zero ).

Como a espécie química está recebendo elétrons para que ocorra a reação, a reação é denominada SEMI-REAÇÃO DE REDUÇÃO ( SRR ).

Repete-se o procedimento para a semi-reação (2):

                                                               I-  →  I2

                                                             2I-  →  I2

                                                              2I- →  I2 + 2e-

Nesse caso onde os elétrons estão sendo gerados pela reação, denomina-se SEMI-REAÇÃO DE OXIDAÇÃO ( SRO ).

Feito esse tratamento, somam-se as duas semi-reações: