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OXIRREDUÇÃO

OXIRREDUÇÃO. Oxidação e Redução Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions:. Ca ( s ) + 2HCl ( aq )  CaCl 2( aq ) + H 2( g ). Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. A oxidação é a perda de elétrons.

mariel
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OXIRREDUÇÃO

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  1. OXIRREDUÇÃO

  2. Oxidação e Redução Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions: Ca(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2(g)

  3. Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. • A oxidação é a perda de elétrons. • Semi-reação de oxidação:Ca(s) Ca2+(aq) + 2e- • Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente. • Redução é o ganho de elétrons. • Semi-reação de redução:2H+ (aq) + 2e-H2 (g) • Para uma espécie sofrer oxidação outra precisa ser reduzida. • Não há oxidação sem redução.

  4. Reações de oxirredução • O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea. • Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

  5. Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) - 2 elétrons 2 × (+ 1 elétron) Zn → oxidado (sofreu oxidação), agente de redução H+ → reduzido (sofreu redução), agente de oxidação

  6. Números de Oxidação • Átomo na forma elementar e moléculas na sua forma mais pura: • Fe, P4, Cl2, H2 NOX = zero • Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação: • Al3+ NOX = +3 • Ni2+ NOX = +2 • Sn4+NOX = +4 • S2-NOX = -2 • F-NOX = -1

  7. Hidrogênio • Ligado a não-metais: HF, H2O H+NOX = +1 • Ligado a metais: CaH2 H-NOX = -1 • Oxigênio: • Íon óxido: H2O, CaO O2-NOX = -2 • Íon peróxido: H2O2, CaO2 O22-NOX = -1 • Íon superóxido: Li2O4, MgO4 O42-NOX = -½

  8. Oxidação de Metais por Ácidos e Sais • Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: • Mg(s) + 2HCl(aq)→ MgCl2(aq) + H2(g) • Os metais podem ser oxidados por outros sais: • Fe(s) + Ni(NO3)2(aq) → Fe(NO3)2(aq) + Ni(s) • Fe(s) + Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s)

  9. Série de Atividade: • Alguns metais são facilmente oxidados. • Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem decrescente (maior → menor) pela facilidade de oxidação. • Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. • Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele.

  10. Exemplo: Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)

  11. Lei da conservação de massa:a quantidade de cada elemento presente no início da reação deve ser igual àquela presente no final. Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s) 1 mol Cuo → 1 mol Cu2+ 2 mols Ag+ → 2 mols Ago Conservação da carga:os elétrons não são perdidos em uma reação química, apenas transferidos. Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s) Cuo → Cu2+ + 2e- (2 elétrons) Ag+ + 1e- → Ago (1 elétron) × 2

  12. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX • 1) Verificar o número de oxidação de cada espécie. Identificar quem se oxidou e quem se reduziu; • 2) Escrever as respectivas semi-reações; • 3) Balancear o número de elétrons; • 4) Escrever a reação global; • 5) Balancear os elementos restantes, exceto oxigênio e hidrogênio; • 6) Balancear as cargas; • 7) Balancear o oxigênio; • 8) Balancear o hidrogênio.

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