Pratica De Oxirredução

ENSAIOS DE ÓXIDO-REDUÇÃO

Lab. de Química Inorgânica – Profª Francisca

I. Objetivos

Montar uma pilha de Daniell.

Estudar experimentalmente a eletrólise de uma solução aquosa de KI.

Estudar as reações químicas relacionadas com a oxidação do ferro.

II. Introdução teórica

TEMA: Eletroquímica

Eletroquímica é o ramo da química que estuda as interações entre a química e a eletricidade. O ponto principal da eletroquímica é a geração de eletricidade a partir de reações químicas espontâneas e também o uso da eletricidade para forçar reações químicas não-espontâneas acontecerem.

Reações químicas como revelação de fotografias usam reações químicas em solução que envolve a transferência de elétrons.

Todas as reações químicas que envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias em processo são conhecidas como reações de oxidação.

Numa reação de oxirredução há sempre uma substância que ganha e outra de perde elétrons. Oxidação é a perda de elétrons e redução é o ganho de elétrons. Uma reação redox é uma combinação de oxidação e redução.

Número de oxidação

O número de oxidação de um átomo pode ser considerado representante do número de elétrons ganhados, perdidos ou compartilhados desigualmente por um átomo. O número de oxidação pode ser zero, positivo ou negativo. Quando o número de oxidação de um átomo é zero, o átomo tem, atribuído a ele, o mesmo número de elétrons que existem no átomo neutro livre. Quando o número de oxidação é positivo, o átomo tem menos elétrons atribuídos a ele do que existem no átomo neutro. Quando o número de oxidação for negativo, o átomo tem mais elétrons atribuídos a ele do que existem no átomo neutro. (HEIN, 1996 p. 404)

O número de oxidação de um átomo que tenha ganhado ou perdido elétrons para formar um íon é o mesmo que a carga positiva ou negativa do íon. No composto iônico NaCl, os números de oxidação são facilmente estabelecidos como +1 para o íon Na+ e

-1 para o íon Cl- . O íon Na+ tem um elétron a menos do que o átomo neutro de Na, e o íon Cl- tem um elétron a mais do que o átomo neutro de Cl. No MgCl2 dois elétrons foram transferidos do átomo de Mg para os átomos de Cl; assim, o número de oxidação do Mg é igual a +2.

Nas substâncias ligadas covalentemente, onde os elétrons são compartilhados entre dois átomos, os números de oxidação são atribuídos através de um sistema baseado nas eletronegatividades relativas. Para as moléculas covalentes simétricas, tais como H2 e Cl2 , a cada átomo é atribuído um número de oxidação zero, uma vez que o par de elétrons ligantes está igualmente compartilhado entre dois átomos idênticos, dos quais nenhum é mais eletronegativo do que o outro.

Quando a ligação covalente envolve dois átomos diferentes, os elétrons ligantes são compartilhados de maneira desigual, porque o elemento mais eletronegativo exerce maior atração sobre eles. Nesse caso, os números de oxidação são determinados atribuindo-se ambos os elétrons ao elemento mais eletronegativo.

Assim, nos compostos com ligações covalentes, tais como NH3 e H2O, os pares de elétrons são compartilhados de maneira desigual entre os átomos e são atraídos em direção aos elementos mais eletronegativos, N e O. Esse compartilhamento desigual faz com que os átomos de N e O sejam negativos em relação aos átomos de H. Ao mesmo tempo isso torna os átomos de H positivos em relação aos átomos de N e O. No H2O, os dois pares de elétrons compartilhados são atribuídos ao átomo de O, dando a este dois elétrons a mais do que ao átomo de O neutro. Ao mesmo tempo, cada átomo de H passa a ter um elétron a menos do que o átomo neutro de H. Portanto, ao átomo de O se atribui o número de oxidação -2 e a cada átomo de H o número de oxidação +1. No NH3 os três pares de elétrons compartilhados são atribuídos ao átomo de N, dando a eles três elétrons a mais do que no átomo neutro de N. Além disso, cada átomo de H tem um elétron a menos que o átomo neutro. Portanto, ao átomo de N se atribui um número de oxidação -3 e a cada átomo de H um número de oxidação +1.

Atribuir os números corretos aos elementos é essencial para o equilíbrio de reações de oxirredução.

Para encontrar o número de oxidação de um elemento num composto utilize as seguintes etapas:

Etapa 1 – Escreva o n úmero de oxidação de cada átomo conhecido abaixo do átomo na fórmula;

Etapa 2 – Multiplique cada número de oxidação pelo número de átomos do elemento no composto;

Etapa 3 – Escreva uma equação indicando a soma de todos os números de oxidação no composto. Lembre-se de que a soma de todos os números de oxidação num composto deve ser igual a zero.

Exemplo 1: Determine o número de oxidação do carbono no dióxido de carbono:

CO2

Etapa 1: -2

Etapa 2: (-2)2

Etapa 3: C + (-4) = 0

C = +4 (número de oxidação do carbono)

Exemplo 2: Determine o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico:

H2SO4

Etapa 1: +1 -2

Etapa 2: 2(+1) = 2 4(-2) = -8

Etapa 3: +2 + S + (-8) = 0

S = +6

Agora é com você:

Determine o número de oxidação de cada elemento no KNO3 e no SO42- .

K+ +NO3‾‾ KNO3; 2K+ + SO4‾K2SO4

Equilibrando equações de oxirredução

Um método sistemático para o equilíbrio das equações de oxirredução se baseia na transferência de elétrons entre os agentes oxidantes e redutores. Considere a equação:

Na0 + Cl20 Na+ + Cl-

Nessa