1
É a perda de elétrons
2
É o ganho de elétrons
Na
3
+
Cl
–
É o número que mede
a carga real ou aparente
de uma espécie química
Nox = + 1
Nox = – 1
4
Na
+
–
Cl
É a perda de elétrons
ou
aumento do Nox
5
É o ganho de elétrons
ou
diminuição do Nox
6
7
8
9
10
11
Ba
(+2)
12
2
As 2 O 7
x
(– 2)
Na N O 2
(+1)
13
x
(– 2)
PO
x
14
3–
4
(– 2)
P2O
x
4–
7
(– 2)
Exercícios de fixação:
Determine o número de oxidação do elemento
destacado em cada um dos compostos a seguir:
15
01. S8
02. ZnS
03. HBrO4
04. NaHCO3
05. BaH2
06. K2 Cr2 O7
07. Ca3 (PO4)2
08. PbI2
09. CH2 Cl2
10. HCOOH
11. Co2+
12. NH41+
13. CN114. MnO4215. P2O54-
As reações que apresentam os fenômenos de
OXIDAÇÃO e REDUÇÃO
são denominadas de
16
reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox).
Reações de Oxirredução
 Ocorrem por transferência de elétrons;
 1 oxidação e 1 redução;
17
 Perde elétrons (e–);
» Oxidação  Aumenta o Nox;
 Agente redutor;
e–
» Redução
 Ganha elétrons (e–);
 Diminui o Nox;
 Agente oxidante;
H2C2O4
+
KMnO4
+3
Oxidação: C
+7
Redução: Mn
18
CO2 +
MnO + K2O + H2O
+4
C Agente Redutor: H2C2O4
+2
Mn Agente Oxidante: KMnO4
Balanceamento por oxirredução
 Efetuar o Nox de todos os elementos;
 Encontrar o oxidante e o redutor;
 Calcular o e–;
 e– = No de elétrons trocados na reação;
 e– = (maior Nox – menor Nox) . maior no de átomos
do elemento no processo;
19
 Inverter os valores do e– para o lado com
maior no de átomos do elemento que sofre a
reação;
 Terminar o balanceamento pelo método das
tentativas;
+1 +3 -2
5 H2C2O4
+1 +7 -2
+ 2 KMnO4
+4 -2
+2 -2
20
+1 -2
10CO2 + 2 MnO +1K2O +5H2O
e– = 7 – 2 = 5 . 1 = 5
e– = 4 – 3 = 1 . 2 = 2
+1 -2
+6
-2
+1
+2
Cr2O7–2 + 6Fe+2 + 14H+
+12 -14
+3
+3
+1 -2
2 Cr+3 + 6Fe+3 + 7 H2O
+2 -2
e– = 6 – 3 = 3 . 2 = 6
e– = 3 – 2 = 1 . 1 = 1
Fe+2
21
Cr+6
Fe+3 Agente Redutor: Fe+2
Cr+3 Agente Oxidante: Cr2O7-2
Exercícios de fixação:
1- Faça o balanceamento da equação a seguir:
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)
22
2- Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação
representada pela equação abaixo, não balanceada:
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4
a) Acerte os coeficientes estequiométricos pelo método da
oxidorredução.
b) Indique o elemento que se oxida mostrando a variação dos
números de oxidação.
Exercícios de fixação:
3- Observe a seguinte reação:
3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 +
2K2SO4 + 11H2O
Na reação acima, quais são as substâncias oxidante e redutora? E o
agente oxidante e o redutor?
23
4- Faça o balanceamento das equações abaixo:
a) Au + H2SO4  Au2(SO4)3 + H2
b)Bi2O3 + NaClO + NaOH  NaBiO3 + NaCl + H2O
c) Br2 + NaOH  NaBr + NaBrO3 + H2O
d)Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + H2O + NO
e) Fe3O4 + CO  Fe + CO2
Exercícios de fixação:
1- 2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)
2- 1 CS2 + 2 H2S + 8 Cu → 4 Cu2S + 1 CH4
3- oxidante (agente redutor) K2Cr2O7 e redutora (agente oxidante)CH3CH2OH
24
25
A eletroquímica estuda o aproveitamento da
transferência de elétrons entre diferentes
substâncias para converter energia química
em energia elétrica e vice-versa.
26
27
28
Pilhas ou Célula Galvânica são dispositivos eletroquímicos
que transformam reações químicas em energia elétrica.
Alessandro Giuseppe Volta
Este físico italiano, foi um dos
precursores
dos estudos de
fenômenos elétricos e conseguiu gerar
eletricidade por meio de reações
químicas.
29
30
Volta construiu um estranho
aparelho com moedas de cobre,
discos de zinco e discos de feltro
banhados com uma solução ácida,
que servia para produzir com
continuidade um movimento de
cargas elétricas através de um
condutor. Esse aparelho era
chamado pilha porque as moedas
de cobre, os discos de feltro e os
discos de zinco eram empilhados
uns sobre os outros.
A pilha de Alessandro Volta
31
PILHA DE DANIELL
32
O químico inglês John Frederic Daniell
construiu
uma
pilha
diferente,
substituindo
as
soluções
ácidas
utilizadas por Volta - que produziam
gases tóxicos – por soluções de sais
tornando as experiências com pilhas
menos arriscadas.
33
34
35
36
37
38
39
Ponte salina
K2SO4
40
A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos
eletricamente neutros através da migração de íons
(corrente iônica).
41
42
43
RESUMINDO...
Após certo tempo de funcionamento da pilha, teremos as
seguintes conseqüências:
44
 A chapa de zinco (eletrodo de zinco) fica corroída.
 A solução de ZnSO4 fica concentrada.
 A massa da chapa de cobre (eletrodo de cobre) aumenta.
 A solução de CuSO4 fica diluída.
 Ponte Salina mantém eletrodos neutros
Catodo pólo positivo (redução)
Anodo pólo negativo (oxidação)
45
46
47
48
49
50
51
REPRESENTAÇÃO DE UM ELETRODO PADRÃO
DE HIDROGÊNIO
52
Todos os metais foram confrontados com esse eletrodo-padrão e organizados
em uma tabela chamada de Potenciais-Padrão de Eletrodo ou PotenciaisPadrão de oxi-redução
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Cálculo da DDP ou Força Eletromotriz
(Fem)
Na tabela de Potenciais-Padrão de Eletrodo,
encontramos:
54
Como o potencial padrão de redução do cobre (Cu)
é maior do que o potencial padrão do zinco (Zn),
aquele reduz obrigando este a oxidar, assim
teremos:
Semi reação de redução ou reação
catódica.
Semi reação de oxidação ou reação
anódica.
A equação global fica:
A variação dos potenciais padrão (O cálculo da
DDP) pode ser feito da seguinte maneira:
55
Obs. O resultado de uma DDP ou Fem sempre
será um valor positivo. Isto evidência que o
processo é espontâneo.
56
Dica. Para o cálculo da DDP ou Fem, se você
estiver com dúvidas sobre quem é o oxidante ou
o redutor, basta fazer o maior potencial padrão
de redução menos o menor potencial padrão de
redução. Dará o mesmo resultado!
57
58