• Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO. Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2, H2O2. • A soma dos nox de todos os átomos de um composto iônico ou molecular é igual a zero. • A soma dos nox de todos os átomos de um íon é igual à carga do próprio íon. FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos Segundo Arrhenius – Meio aquoso - São compostos moleculares que dissolvidos em água, sofrem ionização e liberam como único cátion o íon H+ ou o íon H3O+ (hidrônio ou hidroxônio) e um ânion qualquer. Vejamos: H2SO4 2H+ + SO42H2SO4 + H2O 2H3O+ + SO42HNO3 → HNO3 + H2O → a) Regras para os grupos 13, 14,15 e 16. Quando o nox do elemento central for igual ao número de sua família: Ácido + elemento + ico. Quando o nox do elemento central for duas unidades menores que sua família: Ácido + elemento +oso. Quando o nox do elemento central for quatro unidades menores que sua família: Ácido + hipo + elemento + oso. Exemplos: 1- Nomenclatura dos ácidos 1.1 - Hidrácidos Ácido + elemento + ídrico • • • • • • • • • H2CO3 – H3BO3 – H2SO3 – H2SO4 – HNO2 – HNO3 – H3PO4– H3PO3– H3PO2– b) Para elementos do grupo 17elemento: Nóx do +7 – Ác.+ Per+ elemento + ico + 5 – Ác. + elemento + ico + 3 – Ác. + elemento +oso + 1 – Ác. + Hipo+ elemento + oso Exemplos: 2.2 – Oxiácido - Pela determinação do nóx do elemento central do ácido • • • • HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 – Regras para a determinação do nox c) Quanto grau de hidratação: • Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2, P4. • Nox de um íon monoatômico é igual a sua própria carga. Ex: Na1+ • Em substâncias compostas os metais alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O. • Em substâncias compostas os metais alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex: CaO, ZnCl2. • Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl, H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-. Ex: NaH. Ácido orto (ico) – H2O + Ácido +Meta + elemento + ico 2 x Ácido orto (ico) – H2O + Ácido + Piro + elemento + ico Exemplos: • H3PO4 – ácido ortofosfórico • HPO3 – ácido metafosfórico • H4P2O7 – ácido pirofosfórico 2 – Classificação dos Ácidos Ácidos fortes: HI > HBr > HCl. Ácido moderado: HF. Ácidos fracos: demais. 2.1- Quanto à presença de oxigênio Hidrácidos – não possuem oxigênio. Ex: HCl, H2S, HCN. Oxiácidos – possuem oxigênio. Ex: HNO3 , HClO4 , H2SO4. Oxiácidos - Sendo HxEOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos que a força do ácido é evidenciada pela relação: 2.2- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis Monoácidos (monoprótico) – apresentam um hidrogênio ionizável. Exemplos: HCl, HBr, HClO3 , H3PO2 (exceção). Diácidos (diprótico) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2SO4, H3PO3 (exceção). Triácidos (triprótico) – apresentam três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H3PO4, H3BO3. Tetrácidos (tetraprótico) – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H4SiO4, H4[Fe(CN)6] 2.3- Quanto químicos ao número de elementos F=Y–X Y = número de oxigênios na fórmula X = número de hidrogênios ionizáveis F F F F = = = = 0 1 2 3 → → → → ácido ácido ácido ácido fraco. Ex: HClO moderado. Ex: HNO2 forte. Ex: H2SO4 muito forte. Ex: HClO4 Exceção: H2CO3 – ácido fraco. BASES 1- Fórmula Química Cátion (OH)x 2– Nomenclatura Binário – dois elementos químicos diferentes. Exemplos: HBr, HI. Hidróxido de +nome do cátion Ternário – três elementos químicos diferentes. Exemplos: HNC, HBrO3 , H2SO3 . Quaternário – quatro elementos químicos diferentes. Exemplos: HCNO, H4[Fe(CN)6]. 2.4- Quanto ebulição) à volatilidade (ponto de Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição, evaporam rapidamente. Exemplos: HCl, H2S, HCN, HNO3. Fixos – possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H2SO4, H3PO4. 2.5- Força do ácido – Esta associado com a facilidade de ionização do ácido em meio aquoso, é descrita pelo grau de ionização (α): α= número de ácidos ionizados número total de ácidos Ácidos fortes: α > 50% Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50% Ácidos fracos: α < 5% 2.6- Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido Hidrácidos FÓRMULA NOMENCLATURA NaOH Hidróxido de sódio Soda cáustica KOH Hidróxido de potássio Potassa NH4OH Hidróxido de amônio Amônia aquoso ou amoníaco Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio Leite de magnésia Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio Cal apagada, cal extinta ou cal hidratada Ba(OH)2 Hidróxido de bário Barita CuOH Hidróxido de cobre I Hidróxido cuproso Cu(OH)2 Hidróxido de cobre II Hidróxido cúprico Fe(OH)2 Hidróxido de ferro II Hidróxido ferroso Fe(OH)3 Hidróxido de ferro III Hidróxido férrico Reação de neutralização parcial de ácido LiOH + H2CO3 LiHCO3 + H2O Reação de neutralização parcial de base Mg(OH)2 + HClO3 MgOHClO3 + H2O 1- Nomenclatura Nome do Ânion + de + Nome do Cátion 3-Classificação das Bases 3.1 - Quanto ao número de hidroxilas (OH–) Para obter o nome do ânion a partir do nome do ácido, utilizar o quadro, onde a terminação do ácido é trocada. Monobases: possuem uma hidroxila. Exemplo: NaOH, LiOH Dibases: possuem duas hidroxilas. Exemplo: Ca (OH)2, Fe(OH)2 Tribases: possuem três hidroxilas. Exemplo: Al (OH)3, Ni(OH)3 Exemplos: Tetrabases: possuem quatro hidroxilas. Exemplo: Sn(OH)4, Pb(OH)4 NaCl – Cloreto de Sódio; KNO2 – Nitrato de Potássio; 3.2 - Quanto à força Bases fortes: o grau de ionização é praticamente 100% - metais alcalinos e alcalinoterrosos. Exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2,Ba(OH)2 Bases fracas: o grau de ionização é menor que 5%. Todas as demais bases. Exemplo: NH4OH, Al(OH)3 NH4NO3 – Nitrato de Amônio; NaNO2 – Nitrito de Sódio ; FeCℓ2 – Cloreto de Ferro (II) ou Cloreto Ferroso; Fe(NO3)3 – Nitrato de Ferro (III) ou Nitrato Férrico; Fe2S3 – Sulfeto de Ferro (III) ou Sulfeto Férrico; CuSO4 – Sulfato de Cobre (II) ou Sulfato 3.3 - Quanto à solubilidade em água Cúprico; Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amônio. Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinoterrosos. Insolúveis: os demais hidróxidos. SAIS (C)+x (A)-y CyAx Reação de neutralização total HCl + KOH KCl + H2O NaHCO3 – (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio; Al(OH)Cl2 – (mono-)hidróxi-cloreto de alumínio É todo composto que apresenta um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido. A reação ácido e base é denominada neutralização ou salificação. Exemplo: Mg3(PO4)2 – Fosfato de Magnésio. ou cloreto (mono)básico de alumínio 2- Classificação dos Sais 2.1- Quanto à presença de íons H+ e OH- de Sais normais – NaCl, CaCO3, NaH2PO2 , CaHPO3. Hidrogeno sal – NaHCO3, KHSO4. Hidróxi sal - CaOHCl, AlOHSO4 Cl2O7 – heptóxido de dicloro 2.2 - Solubilidade dos sais 2- Classificação Óxido Ácido ou anidrido – Óxidos moleculares, geralmente gasosos, formados por ametais de nox igual ou superior a 4+. Exemplos: CO2, SO2, SO3, N2O5. Reações a) Óxido ácido + água → ácido SO2 + H2O →H2SO3 CO2 + H2O →H2CO3 b) Óxido ácido + Base → Sal + água SO2 + 2 KOH → K2SO3 + H2O CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O ÓXIDOS Óxidos Básicos – Óxidos iônicos com metais geralmente de nox igual ou menor a 4+. Exemplos: Na2O,CaO,FeO, Fe2O3. Reações Os óxidos são compostos binários oxigenados, sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo da molécula. 1- Nomenclatura Óxidos iônicos Óxido + nome do metal Exemplos: CaO – óxido da cálcio (cal virgem ou cal viva) MgO – óxido de magnésio ( leite de magnésia) Al2O3 – óxido de alumínio (alumina) FeO – óxido de ferro II ou óxido ferroso Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico (hematita) Óxidos moleculares Prefixo + óxido + nome do elemento Exemplos: CO – monóxido de carbono SO2 – dióxido de enxofre SO3 – trióxido de enxofre N2O5 – pentóxido de dinitrogênio a) Óxido básico + água → base Na2O + H2O → 2 NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2 b) Óxido básico + ácido → Sal + água Na2O + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2O CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O Óxidos Neutros ou indiferentes – Geralmente óxidos moleculares que não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. Exemplos: CO, NO, SO, N2O. Óxidos Anfóteros - São óxidos que apresentam duplo comportamento ácido-base, estes podem reagir tanto com ácidos como com bases. Exemplos: ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2. ZnO + H2SO4 →ZnSO4 + H2O ZnO + 2KOH →K2ZnO2 + H2O Óxidos duplos, mistos e salinos - Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Uma característica de óxidos mistos é o metal nox fracionário. Exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4. Fe3O4 +8 HCl → 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O Óxidos Peróxidos - São os óxidos formados por cátions de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos e pelo oxigênio com nox médio igual a 1-. Exemplos: Na2O2, CaO2, H2O2. 3 - Reações de Deslocamento ou Simples Troca – Reação em que um determinado elemento desloca por maior reatividade outro elemento de outra substância. Reação obrigatoriamente de oxido redução. Exemplos: Reações a) Óxido peróxido + água → base + H2O2 Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 Reatividade dos Metais b) Óxido peróxido + ácido → sal + H2O2 Na2O2 + 2 HCl → 2NaCl + H2O2 Óxido Superóxidos – Óxidos que apresenta nox médio para o oxigênio igual a –1/2. Exemplos: Li2O4, Na2O4, CaO4. Reatividade dos Ametais Reações F > O > Cl > Br > I > S > C a) Óxido peróxido + água → base + H2O2 + O2 2 Na2O4 + 4 H2O → 4 NaOH + 2 H2O2 + 2 O2 b) Óxido peróxido + ácido → sal + H2O2 Na2O4 + 2 HCl → 2NaCl + H2O2 + O2 Fe + 2 AgNO3 1 Fe(NO3)2 + 2 Ag F2 + 2 NaCl 2 NaF + Cl2 4- Reações de dupla troca – Reação de mecanismo iônico, onde existe troca de cátions e ânions entre os reagentes. Para que ela ocorra, um dos produtos formados deve ser: a) Produto Insolúvel ou precipitado REAÇÕES INORGÂNICAS 1 - Reação de Síntese ou Adição - Reação em que dois ou mais regentes formam um único produto. Exemplos: NaCl + AgNO3 →NaNO3 + AgCl b) Produto gasoso CaCO3 + H2SO4 →CaSO4 + H2O + CO2(g) c) Produto menos ionizável que os reagentes HCl + NaOH → NaCl + H2O 2H2 + O2 →2H2O ATIVIDADES H2O + CO2 →H2CO3 01) As reações químicas 2- Reações de Análise ou Decomposição Reações em que um reagente se desdobra em dois ou mais produtos. Exemplos: I. AgNO3 NaNO3(aq) (aq) II. 2 Mg(s) H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(liq) + NaCl(aq) AgCl(s) + + III. C12H22O11(s) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a) Fotólise: Decomposição pela ação da luz. 12 C(s) 2 MgO(s) + 11 H2O(l) IV. 2 HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) BaCl2(aq) + 2 H2O(l) Podem como: H2O2 + luz→H2O + ½ O2 O2(g) ser classificadas, respectivamente, b) Pirólise: Decomposição pela ação do calor. CaCO3 → CaO + CO2 c) Eletrólise: Decomposição passagem de corrente elétrica. produzida NaCl(s) Na(s) + ½ Cl2(g) pela a) reação de óxido-redução, reação de combustão, reação de decomposição, reação de precipitação. b) reação de neutralização, reação de decomposição, reação de síntese, reação de precipitação. c) reação de precipitação, reação de combustão, reação de decomposição, reação de óxido-redução. d) reação de precipitação, reação de óxidoredução, reação de decomposição, reação de neutralização. e) reação de condensação, reação de óxidoredução, reação de combustão, reação de neutralização. 02) Em um processo de avaliação experimental, um aluno recebeu 4 rótulos contendo, separadamente, informações sobre os seguintes reagentes: Fe(NO3)2, AgNO3, KCl e Na2CO3. Recebeu, também, 4 frascos cada um contendo um desses reagentes, porém, sem identificação. Com o objetivo de rotulá-los adequadamente, o aluno numerou-os de 1 a 4, conforme figura a seguir, e fez alguns testes com amostras das soluções de cada frasco, obtendo as seguintes informações: I. Com a adição de ácido clorídrico, houve desprendimento de gás na amostra do frasco 1 e formação de um precipitado na amostra do frasco 2. II. Com adição de cloreto de sódio, observou formação de precipitado na amostra do frasco 2. III. Com adição de hidróxido de sódio, observou formação de precipitado nas amostras dos frascos 2 e 4. IV. Com a adição de ácido clorídrico, cloreto de sódio e hidróxido de sódio, nenhuma reação de precipitação ocorreu em amostras do frasco 3. De acordo com os resultados dos testes realizados, os frascos 1, 2, 3 e 4 contêm, respectivamente: II. Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 III. 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2 IV. Al + 3 KCl AlCl3 + 3 K V. Cu + MgCl2 2 CuCl2 + Mg a) III. somente I e IV c) I, II e V e) I, II, IV e V b) somente II e d) II, IV e V 04) A reação de hidratação de um certo óxido é representada pela equação: X2O + H2O → 2 XOH, onde X é um elemento desconhecido. a) Classifique o óxido X20. b) A reação de neutralização de XOH com um acido produz sal e água. Sabendo que 112g de XOH reagem com 73g de ácido clorídrico, apresente o nome do sal formado nesta neutralização. 05) Em uma bancada de laboratório encontramse 4 frascos, numerados de 1 a 4. Cada um deles contém apenas uma das quatro soluções aquosas das seguintes substâncias: nitrato de prata (AgNO3), cloreto férrico (FeCl3), carbonato de sódio (Na2CO3) e ácido clorídrico (HCl), não necessariamente na ordem apresentada. Um estudante, com o objetivo de descobrir o conteúdo de cada frasco, realizou alguns experimentos no laboratório de química, à temperatura ambiente, e verificou que: I. A substância contida no frasco 1 reagiu com a substância contida no frasco 4, produzindo efervescência. II. A substância contida no frasco 1 não reagiu com a substância contida no frasco 3. a) Fe(NO3)2, AgNO3, KCl, Na2CO3 b) Na2CO3 , AgNO3 , Fe(NO3)2, KCl c) KCl, Na2CO3 , Fe(NO3)2 , AgNO3 d) Na2CO3 , AgNO3 , KCl, Fe(NO3)2 e) Fe(NO3)2 , KCl, AgNO3 , Na2CO3 03) Verifique as equações abaixo e assinale a alternativa que indica somente aquelas que representam reações que realmente ocorrem espontaneamente: I. 2 Ag + 2 HCl 2 AgCl + H2 Com base nos dois experimentos realizados, é correto afirmar que os frascos 1, 2, 3 e 4 contêm, respectivamente, soluções aquosas de: a) Ácido clorídrico, nitrato de prata, cloreto férrico e carbonato de sódio. b) Cloreto férrico, ácido clorídrico, nitrato de prata e carbonato de sódio. c) Ácido clorídrico, cloreto férrico, nitrato de prata e carbonato de sódio. d) Ácido clorídrico, nitrato de carbonato de sódio e cloreto férrico. prata, e) Carbonato de sódio, cloreto nitrato de prata e ácido clorídrico. férrico, CONCLUSÃO O zinco sofreu oxidação: perdeu elétrons e seu número de oxidação aumentou. O íon Cu2+ sofreu redução: recebeu elétrons e seu número de oxidação diminuiu. Gabarito Agente Redutor: Zn 01) 02) 03) 04) 05) Agente Oxidante: CuSO4 D D B a) Óxido básico b) KCl A Balanceamento de reções de oxi-redução Reação de Óxido-Redução Reação de óxido-redução é uma reação onde ocorre transferência de elétrons, evidenciada quando um ou mais elementos sofrem alterações em seus números de oxidação durante a reação. Oxidação – Fenômeno em que existe a perda de elétrons por uma espécie química, tendo seu número de oxidação aumentado. Redução – Fenômeno em que existe o ganho de elétrons por uma espécie química, tendo seu número de oxidação diminuído. Agente redutor - Espécie química que provoca a redução de um elemento. (substância que contém o átomo que sofreu a oxidação) Agente oxidante - Espécie química que provoca a oxidação de um elemento. (substância que contém o átomo que sofreu a redução) Vejamos: Uma lâmina de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de cobre. 1) Determine o número de oxidação de todos os elementos da reação. 2) Determine por meio do número de oxidação quais foram os átomos que sofreram a oxidação e redução. 3) Colocar o número de elétrons perdidos x a maior atomicidade do átomo oxidado como coeficiente da substância oxidante (substância que contém o átomo que se reduz), e o número de elétrons recebidos x a maior atomicidade do átomo reduzido como coeficiente da substância redutora (substância que contém o átomo que se oxida) da reação. 4) Determinar os demais coeficientes da reação pelo método da conservação dos átomos. Regras para a determinação do nox • Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2, P4. • Nox de um íon monoatômico é igual a sua própria carga. Ex: Na1+ • Em substâncias compostas os metais alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O. • Em substâncias compostas os metais alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex: CaO, ZnCl2. • Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl, H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-. Ex: NaH. • Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO. Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2,H2O2 . • A soma dos nox de todos os átomos de um composto iônico ou molecular é igual à zero. • A soma dos nox de todos os átomos de um íon é igual à carga do próprio íon. EXERCÍCIOS DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO Zn + CuSO4 → ZnSO4 + C u Zn 0 + Cu 2+ → Zn 2+ +Cu 0 01) (UFPR) Balancear uma equação química é determinar os valores dos seus coeficientes de modo a satisfazer certas condições. Considere a equação química não balanceada: Cr2O72-(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(liq) b) O coeficiente mínimo e inteiro do ácido sulfúrico é 6, na equação balanceada. c) O manganês do permanganato potássio perde 5 elétrons. de Com base no exposto, é correto afirmar que a equação acima, quando balanceada, deve satisfazer as condições: d) O manganês do permanganato de potássio se reduz, enquanto o oxigênio do peróxido de hidrogênio se oxida. 01. A soma das massas dos produtos deve ser igual à soma das massas dos reagentes. e) O coeficiente mínimo e inteiro do peróxido de hidrogênio é 2, na equação balanceada. 02. O número de átomos de um elemento químico deve ser conservado durante a reação química. 04. O número total de íons entre os produtos deve ser igual ao número total de íons entre os reagentes. 04) Considere-se a equação química não balanceada representada a seguir: MnO4 - + H2O2 + H + → Mn 2+ + H2O + O2 08. A soma dos coeficientes dos produtos deve ser igual à soma dos coeficientes dos reagentes. Com base nos conhecimentos sobre reações químicas, funções inorgânicas e fases da matéria e considerando-se a equação acima, balanceada com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, pode-se afirmar: 16. A soma das cargas elétricas dos produtos deve ser igual à soma das cargas elétricas dos reagentes. 01. A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que balanceiam a equação é 28. 32. O total de elétrons cedidos pelo agente redutor deve ser igual ao total de elétrons recebidos pelo agente oxidante. 02. O volume de gás desprendido durante essa reação, nas CNTP, é de 100 L. 04. 02) (UEPG PR) Sobre a equação abaixo, que representa a formação da ferrugem, assinale o que for correto. 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 01. O ferro metálico é reduzido para Fe3+ 02. O ferro metálico é o agente redutor. 04. O oxigênio é oxidado. 08. O oxigênio é um agente oxidante. 16. A soma dos estados de oxidação dos reagentes é zero. 03) Na reação esquematizada pela equação, não-balanceada: H2O2 +KMnO4 +H2SO4 →K2SO4 +MnSO4 + H2O + O2 a) O peróxido de hidrogênio e o permanganato de potássio agem, respectivamente, como oxidante e redutor. + São necessários 5 mols de H (aq) para − reagir com 118,9g de MnO 4 (aq) . 08. O MnO −4 é o agente redutor. 16. H2O2 é um peróxido molecular. 32. Todo oxigênio do − MnO 4 (aq) , nessa reação, é transformado em O2(g). 64. − MnO 4 (aq) é o ânion permanganato. 05) (UEL PR) O peróxido de hidrogênio puro é líquido, incolor, xaroposo e muito reativo. É comercializado como reagente químico em solução aquosa e, dependendo da concentração, pode ser empregado como antisséptico ou como alvejante. Considere as duas seguintes equações não equilibradas, como exemplos de reações que ocorrem ao se utilizar o peróxido de hidrogênio, e analise as afirmativas a seguir: 1ª. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → KHSO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O + O2 04. A equação balanceada apresenta, em seqüência, os seguintes coeficientes para os reagentes: 3, 2 e 8. 2ª. H2O2 + KI → I2 + KOH 08. O Nox do carbono permanece invariável. I. O peróxido de hidrogênio é agente redutor em ambas as equações. 16. O oxigênio do K2Cr2O7 recebe elétrons. II. O peróxido de hidrogênio atua como agente redutor na primeira reação e como agente oxidante na segunda reação. 08) (UEM PR) Dadas as equações químicas abaixo, não balanceadas, assinale o que for correto. III. O número de elétrons envolvidos na semi-reação do peróxido de hidrogênio na segunda reação é 2. I) aKMnO4 + bFeSO4 + cH2SO4 → dK2SO4 + eMnSO4 + fFe2(SO4)3 + gH2O II) aK2Cr2O7 + bNa2C2O4 + cH2SO4 → dK2SO4 IV. A soma algébrica dos coeficientes mínimos inteiros para a primeira reação equilibrada é 26. São corretas as afirmativas: a) III. I, III e IV. d) I e III. b) II, III e IV. c)II e e) II e IV. 06) (UFMS) O cobre metálico sofre oxidação na presença de ácido nítrico, de acordo com a equação não balanceada: Cu + HNO3 → Cu(NO3 ) 2 + NO + H 2 O . A respeito dessa reação, é correto afirmar: 01. O cobre recebe dois elétrons. 02. O nitrogênio é o agente oxidante. 04. O nitrogênio sofre oxidação. 08. O cobre é o agente redutor. H3C–COOH + K2Cr2O7 Cr2(SO4)3 + + 02. Na equação II, o número de oxidação do cromo passa de +6, no K2Cr2O7, para +3, no Cr2(SO4)3. 04. Na equação II, o carbono é oxidado de +3 para +4. 08. Na equação I, o agente redutor é o sulfato ferroso e o número de oxidação do ferro varia de +2 para +3. 09) (UNIOESTE-PR) Com relação a reação química mostrada abaixo podemos afirmar que: 07) (UEPG PR) A pessoa que é submetida ao teste do bafômetro assopra num tubo desse aparelho, que conduz o ar para um analisador contendo uma solução ácida de dicromato de potássio. Assim, se houver álcool no ar expirado, ele é convertido em ácido acético, conforme a equação química não-balanceada: + 01. Na equação I, o agente oxidante é o KMnO4 e o número de oxidação do potássio varia de +7 para +2. 16. O somatório dos coeficientes a, b, c, d, e, f, g e h na equação II, em menores números inteiros, é 58. 16. A soma dos coeficientes dos reagentes e produtos da equação é igual a 20. H3C–H2C–OH + eCr2(SO4)3 + fNa2SO4 + gH2O + hCO2 H2SO4 K2SO4 + → H2O Sobre esta equação, assinale o que for correto. 01. Constitui uma reação de auto-redox. 02. O íon cromo sofre redução. CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s) a) O cobre e oxidado. b) O ferro e reduzido. c) A variação do numero de oxidação do enxofre e de +6 a +4. d) CuSO4 e o agente oxidante. e) A variação do numero de oxidação do ferro e de +2 a zero. 10) Em um laboratório, um grupo de estudantes colocou um pedaço de palha de aço em um prato cobrindo-o com água sanitária. Após 10 minutos, eles observaram, no fundo do prato, a formação de uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é Fe2O3. A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro (Fe) e o hipoclorito de sódio (NaClO), presentes na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação nãobalanceada: Fe(s) + NaClO(aq) → Fe2O3(s) + NaCl(aq) Considerando-se essas INCORRETO afirmar: informações, é a) O hipoclorito de sódio atua como o redutor. b) O ferro sofre uma oxidação. c) A soma dos coeficientes das substâncias que participam da reação é igual a 9. d) O átomo de cloro do hipoclorito de sódio ganhou 2 elétrons. 11) Uma placa de zinco foi totalmente mergulhada em um recipiente contendo 50 mL de solução 4,5 mol⋅L–1 de ácido sulfúrico, à temperatura ambiente. Observou-se, inicialmente, que havia o desprendimento de bolhas da superfície da placa e, após algumas horas, que a placa havia sido totalmente consumida. Sobre o experimento descrito, assinale o que for correto. 01. O zinco metálico foi oxidado e liberado na forma de vapor. 02. O processo de dissolução da placa metálica em ácido forte é um fenômeno físico. 04. Na reação entre a placa e o ácido ocorre variação do nox do zinco, que passa de (0) a (+2). 08. As bolhas observadas se devem formação e desprendimento de H2(g). à 16. Ocorre uma reação de deslocamento, que permite a formação do composto ZnSO4(aq).