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Balanceamento de reações de óxi-redução. Quando um átomo :. ele se oxida. seu nox aumenta. perde elétrons. ganha elétrons. ele se reduz. seu nox diminui. oxidação, nox aumenta => -4 -3 -2 -1 0 1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 <= redução, nox diminui.
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Balanceamento de reações de óxi-redução Quando um átomo: elese oxida seu nox aumenta perde elétrons ganha elétrons elese reduz seu nox diminui oxidação, nox aumenta => -4 -3 -2 -1 0 1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 <= redução, nox diminui Quem se oxida é agente redutor e quem se reduz é agente oxidante.
Exemplo 1 NaBr + MnO2 + H2SO4=>MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4 2 1 2 1 1 2 2 0 +1 -1 +4 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 redução oxidação Br = 1.2 = 2 1 Mn = 2.1 = 2 1 Oxidante (agente) : MnO2 Redutor (agente) : NaBr
Exemplo 2 4 3 8 3 3 2 CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + NO + H2O +2 -2 +1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2 redução oxidação S = 2.1 = 2 3 N = 3.1 = 3 2 Oxidante (agente) : HNO3 Redutor (agente) : CuS
Exemplo 3 1 NaOH + Cl2 => NaClO + NaCl + H2O 2 1 1 1 +1 -2 +1 -2 +1 0 +1 +1 -2 +1 -1 redução oxidação Reação auto-redox: o mesmo elemento oxida e reduz, deve-se usar o índice onde aparecem separados, ou seja, nos produtos. Cl = 1.1 = 1 Cl = 1.1 = 1 Oxidante (agente) : Cl2 Um dos cloro é oxidante... O outro cloro é o redutor. Redutor (agente) : Cl2
Exemplo 4 A água oxigenada atuando como OXIDANTE. 2 1 2 2 2 FeCl2 + H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O +1 -1 +1 -1 +3 -1 +1 -2 +2 -1 redução oxidação Redução = ganhou 1 elétron Oxidação = perdeu 1 elétron Fe = 1.1 = 1 2 O = 1.2 = 2 1 Oxidante (agente) : H2O2 Redutor (agente) : FeCl2
Exemplo 5 A água oxigenada atuando como REDUTOR. 2 5 3 1 2 8 5 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 +1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2 O redução oxidação Mn = 5.1 = 5 2 O = 1.2 = 2 5 Oxidante (agente) : KMnO4 Redutor (agente) : H2O2