Resumo de Química - 2º Bimestre

Reações de oxirredução basicamente é o enferrujamento, não apenas de ferro e metais, mas qualquer coisa que aconteça entre duas substancias.

Quando uma substancia perde elétrons em uma reação, o processo é chamado de Oxidação, e a substancia de Agente Redutor.
Quando uma substancia ganha elétrons em uma reação, o processo é chamado de Redução, e a substancia de Agente Oxidante.

Algumas regras básicas para essa matéria são:
1- Atribuição dos números de oxidação
2- Oxidação / Redução -> Ag. Redutor (Ag. Oxidante)
3- Balanceamento do numero de elétrons
4- Para acertar o número de átomos de oxigênio -> H2O
5- Para acertar o numero de átomos de hidrogênio -> H+
6- Toda substancia tem nox= 0
7- 1A -> nox= +1
    2A -> nox= -1
8- Hidrogênio = H + Ametal => nox= +1
                           H + Metal => Nox= -1
9- Oxigênio = Nox= -2
                       Ph acido => F2O2 nox= -1
                       OF2 = nox/ +2

Regras para balanceamento de reações de oxirredução

Para balancear uma equação de oxirredução é necessário obter o nox de cada elemento químico e molécula envolvidos na reação e transformar as cargas de moléculas em, no total, zero (com exceção dos íons, que terão a carga resultante do nox igual a carga do íon). Logo após isso, precisa-se calcular o número de elétrons perdidos e ganhos em cada substância. Balanceia-se esse numero até toda reação ter nenhum erro de conta (ter zero elétrons faltando e zero elétrons sobrando). Coloque o número de balanceamento e verifique se não há oxigênio ou hidrogênio faltando, nestes casos, o número de oxigênios é balanceado com águas e o número de hidrogênios é balanceado com os íons H+. Agora, a reação está balanceada.

Espontaneidade de reações de oxirredução

Através de um tabelamento de potências de redução pode-se avaliar a espontaneidade de uma reação, pois quanto maior o potencial (E⁰) de um elemento maior a tendência em ganhar elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. Para o potencial de oxidação, quanto maior o potencial (E⁰) maior a tendência em perder elétrons. Portanto ele cede elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.

Exemplo:

           

Dados:

Cu²⁺ + 2 e^– Cu°             E = + 0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^– Zn°              E = – 0,76 V

Critério de comparação entre os elementos:

25 ºC,1 atm e concentração  igual a 1,0 mol/L.

Para verificar se a reação é espontânea ou não, adotar as seguintes condutas:

è Verificar se no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação está perdendo elétron(s) e a espécie que sofre redução está ganhando elétron(s).

è Se a espécie que sofre redução apresentar um potencial maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea, caso contrário não.

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O fato de o íon Cu²⁺ apresentar um potencial de redução maior significa que ele possui capacidade de atrair elétrons do Zn_(s), e, sendo assim, a reação será espontânea.

Verificando reação:

Redução: Cu²⁺ + 2e => Cu°

Oxidação: Zn° - 2e => Zn²⁺

Global: Zn° + Cu²⁺ => Cu° + Zn²⁺