Teoria

Fala aí! Seja bem vindo ao Responde Aí! Bora conversar sobre reações redox?

Uma reação redox, também chamada de oxidação–redução é  uma reação que envolve a transferência de elétrons entre espécies químicas.

Confere aqui em baixo um vídeo com tudo o que você precisa pra entender o que é uma reação redox 👇👇👇

Ou continua comigo no textinho! 😉

O Que São Reações Redox?

Reações redox são reações onde acontece a transferência de elétrons!

Durante uma reação redox, algumas espécies sofrem oxidação, ou seja, a perda de elétrons, enquanto outras sofrem redução, ou seja, o ganho de elétrons.

Se liga no exemplo abaixo:

Reação redox: Exemplo
Reação redox: Exemplo

No exemplo a cima a gente vê o zinco saindo do estado sólido com NOX igual a zero e indo para o estado aquoso com NOX igual a . Dizemos que ele esta sofrendo oxidação!

Na reação de oxidação, o NOX da espécie química vai aumentar (porque quem perde elétrons fica mais positivo).

Já na redução, como os caras ganham elétrons, o que faz com que o NOX diminua. Acima vemos o cobre indo do NOX para , portanto ele ta se reduzindo!

Vemos que a oxidação e a redução tem que acontecer juntas!

Então durante uma reação redox, pra organizar nosso raciocínio, temos uma semi-reação de oxidação e uma semi-reação de redução acontecendo. Juntas elas formam a reação global.

Reação de oxidação:

Em uma semi-reação representamos um par redox, ou seja, dois caras do mesmo elemento mas com NOX diferentes. Representamos também os elétrons ganhos e perdidos.

Elétrons ganhos ficam nos reagentes e os perdidos ficam nos produtos, como se estivessem sendo “produzidos” na reação.

Confere esse exemplo da semi-reação de oxidação do zinco:

Semi-reação de oxidação
Semi-reação de oxidação

O zinco esta se oxidando, isso é, perdendo elétrons. Portanto chamamos ele de agente redutor!

Reação de Redução:

Agora a semi-reação de redução do cobre:

Semi-reação de redução
Semi-reação de redução

Aqui o cobre esta reduzindo, ganhando elétrons. Logo ele é o agente oxidante!

Reação Global:

A reação global é uma soma simples das semi-reações de oxidação e de redução. Na reação global NUNCA aparecem elétrons, porque os elétrons “produzidos” na reação de oxidação são “consumidos” na reação de redução. Na verdade, os elétrons são transferidos.

Reação global.
Reação global.

NOX - Número de Oxidação

O número de oxidação (NOX) de um elemento é a carga elétrica, positiva ou negativa, atribuída a esse elemento dentro de uma molécula ou composto iônico.

Podemos considerar, por exemplo, o cloreto de sódio, :

NaCl: NOX
NaCl: NOX

No cloreto de sódio, o íon tem carga positiva, seu NOX é igual a . Quando ele forma o composto iônico com o cloreto ele abre mão de um elétron para completar o octeto e atingir maior estabilidade. Com o acontece o contrário, para completar o octeto ele precisa de mais um elétron, logo quando ele “pega” esse elétron do sódio, ele também fica mais estável, por isso o seu NOX é igual a .

É importante observar que o composto é neutro, isso é, sua carga final é igual a zero!

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Como Identificar as Reações Redox?

Pra a gente entender melhor como esse negócio de reação redox funciona, vamos pegar um exemplo:

Reação de oxidação do magnésio
Reação de oxidação do magnésio

Em uma reação redox, alguém perde elétrons e alguém ganha, certo?

Então olhamos o NOX inicial de cada elemento:

Nox de cada elemento.
Nox de cada elemento.

Agora a gente pode observar quem ganhou e quem perdeu elétrons:

É muito importante observar que o magnésio perde EXATAMENTE a mesma quantidade de elétrons que o oxigênio ganha!

Podemos ver também que, como o magnésio oxida, ele é o agente redutor. Já o oxigênio que reduz é o agente oxidante!

Como determinar o NOX de um elemento?

Se você ainda ficou com dúvida de como determinar o NOX de um elemento, temos cenas pós créditos pra você! 😍

Confere só essa listinha com “regras” para o cálculo do número de oxidação em diferentes compostos:

  • Substâncias simples tem NOX igual a zero!

  • O NOX de íons é igual a sua carga!

  • Alguns elementos possuem NOX fixo:
    • Metais alcalinos têm NOX
    • Metais alcalinos terrosos, têm NOX +2

  • O hidrogênio tem NOX +1 sempre que tiver ligado a outro ametal, se tiver ligado a um metal tem NOX -1, já que tem eletronegatividade maior!

  • A soma dos NOX de moléculas neutras tem que ser igual a zero. Para íons, a soma dos NOX vai ser igual a carga do íon!
    • Ex: Sabemos que o NOX do potássio é +1, logo o NOX do cloro é -1.
    • Ex: Sabemos que o NOX do hidrogênio ligado a ametal é +1, então o NOX do nitrogênio tem que ser -3 para que a soma dos NOX seja +1:

  • Oxigênio tem NOX , exceto se estiver sozinho, ligado ao flúor ou se tiver formando compostos chamados peróxidos ou superóxidos.

  • Ametais fazendo ligações iônicas diretamente com metais tem NOX que lhe permite completar o octeto.

  • Os demais NOX são ajustados para que a carga das substâncias e íons sejam obedecidas.

Ou seja, pros outros elementos não existe muita regra. Vamos calcular o NOX da galera por diferença.

Fica tranquilo que tem exercícios de fixação resolvidinhos pra você praticar.

NOX - Número de Oxidação

Como Identificar as Reações Redox?

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Calcule os NOX nas substâncias abaixo.

a) H e ( g )

b) H 2 O 2

c) N a O 2

d) H B r O 4

e) B r 2

f) N O 3 -

g) S O 4 2 -

h) C r 3 +

i) T i O 2 +

Passo 1

a) Para o Hélio, substância simples, não tem complicação. NOX zero!

H e ⏞ 0

Passo 2

b) No H 2 O 2 , precisamos começar pela regra do hidrogênio. Começando pela do oxigênio dá ruim. Então não esquece que a do hidrogênio é mais forte que a do oxigênio, ok?

Atribuindo NOX + 1 pra cada hidrogênio, com dois hidrogênios temos + 2 . Assim, os dois oxigênios devem ter NOX total - 2 . Ou seja, cada um com NOX - 1 .

H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 1 2

Como o NOX do oxigênio nessa substância é - 1 , chamamos o H 2 O 2 de peróxido de hidrogênio.

Passo 3

c) No N a O 2 , precisamos começar pela regra dos metais alcalinos. Começando pela do oxigênio dá ruim. Então não esquece que a dos metais alcalinos é mais forte que a do oxigênio, ok?

Atribuindo NOX + 1 pro sódio, os dois oxigênios devem ter NOX total - 1 . Ou seja, cada um com NOX - 1 2 .

N a ⏞ + 1 O ⏞ - 1 / 2 2

Como o NOX do oxigênio nessa substância é - 1 2 , chamamos o N a O 2 de superóxido de sódio.

Passo 4

d) Para o H B r O 4 vamos começar pela regra do hidrogênio, que fica com NOX + 1 . Em seguida atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com quatro oxigênios temos NOX total - 8 . Considerando o + 1 do hidrogênio, o B r precisa ter NOX + 7 pra que a substância como um todo seja neutra.

H ⏞ + 1 B r ⏞ + 7 O ⏞ - 2

Passo 5

e) B r 2 não tem complicação. Em substância simples o NOX é zero.

B r ⏞ 0 2

Passo 6

f) No N O 3 - , atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com três oxigênios temos um total de - 6 . Para que a carga total do íon seja - 1 , o nitrogênio fica com NOX +5.

N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   -

Passo 7

g) No S O 4 - 2 atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com quatro oxigênios temos um total de - 8 . Para que a carga total do íon seja - 2 , o enxofre fica com NOX +6.

S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4   - 2

Passo 8

h) No C r 3 + e sempre que um cara sozinho aparecer com carga, não tem mistério. A carga é o NOX. No caso, o NOX do cromo aqui é + 3 .

C r ⏞ + 3   3 +

Passo 9

i) No T i O 2 + o oxigênio tem NOX - 2 . Para que o íon tenha carga total + 2 , o T i precisa ter NOX + 4 .

T i ⏞ + 4 O ⏞ - 2   + 2

Resposta

a) H e ⏞ 0

b) H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 1 2

c) N a ⏞ + 1 O ⏞ 2 - 1 / 2

d) H ⏞ + 1 B r ⏞ + 7 O ⏞ 4 - 2

e) B r ⏞ 2 0

f) N ⏞ + 5 O ⏞ 3   – - 2

g) S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4   - 2

h) C r ⏞ + 3   3 +

i) T i ⏞ + 4 O ⏞ - 2   + 2

Exercício Resolvido #2

Nas reações abaixo, identifique o NOX de todos os átomos, os processos de oxidação e redução e os agentes oxidante e redutor.

a) M g O + C → C O + M g

b) 2 C l - + 2 H 2 O → C l 2 + 2 O H - + H 2

c) 3 C + 2 K 2 C r 2 O 7 + 8 H 2 S O 4 → 3 C O 2 + 2 C r 2 ( S O 4 ) 3 + 2 K 2 S O 4 + 8 H 2 O

Passo 1

a) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • Nas substâncias simples C e M g , o NOX será zero.
  • O M g , como metal alcalino terroso, terá NOX + 2 .
  • O oxigênio no M g O terá NOX - 2 , para que a carga total da substância seja zero.
  • No C O o oxigênio tem o NOX “padrão” - 2 , e o carbono fica com NOX + 2 , para que a carga total da substância seja zero.
  • Assim:

    M g ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + C ⏞ 0 → C ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + M g ⏞ 0

    Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

    O M g O será o agente oxidante, uma vez que o magnésio sofre redução.

    O C será o agente redutor, porque o carbono sofre oxidação.

    Passo 2

    b) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • Nas substâncias simples C l 2 e H 2 , o NOX será zero.
  • O C l terá NOX - 1 , conforme indicado.
  • Na água ( H 2 O ), o hidrogênio tem NOX + 1 e o oxigênio, NOX - 2 .
  • Na hidroxila ( O H - ), o hidrogênio tem NOX + 1 e o oxigênio, NOX - 2 .
  • Assim:

    2 C l ⏞ - 1   - + 2 H 2 ⏞ + 1 O ⏞ - 2 → C l ⏞ 0 2 + 2 O ⏞ - 2 H ⏞ + 1   - + H ⏞ 0 2

    Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

    Tal que o C l - será o agente redutor e o H 2 O o agente oxidante.

    Passo 3

    c) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • No C , substância simples, o NOX será zero.
  • No K 2 C r 2 O 7 , cada K (metal alcalino) tem NOX + 1 e cada O tem NOX - 2 . Com 2 K e 7   O , temos NOX total - 12 . Para que a substância seja neutra, os dois cromos juntos devem ter NOX + 12 , tal que o NOX individual deles será + 6 .
  • No H 2 S O 4 , cada H tem NOX + 1 e cada O tem NOX - 2 . Com 2 H e 4   O , temos NOX total - 6 . Para que a substância seja neutra, o S deve ter NOX + 6 .
  • No C O 2 cada O tem NOX - 2 . Com dois oxigênios o carbono deve ter NOX + 4 para manter a neutralidade da substância.
  • O ânion sulfato tem carga - 2 . Portanto, nesse íon cada oxigênio tem NOX - 2 (como normalmente) e o enxofre tem NOX + 6 .
  • Como cada sulfato tem carga - 2 , com três sulfatos temos carga total - 6 , que deve ser balanceada por uma carga + 6 dos dois cromos. Assim, cada cromo fica com carga (e NOX) + 3 .
  • No K 2 S O 4 o metal alcalino fica com NOX + 1 e o sulfato fica com o NOX conforme já calculamos.
  • Na água o hidrogênio tem seu NOX normal + 1 e o oxigênio seu NOX normal - 2 .

Assim:

3 C ⏞ 0 + 2 K ⏞ + 1 2 C r ⏞ + 6 2 O ⏞ - 2 7 + 8 H ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 → 3 C ⏞ + 4 O ⏞ - 2 2 + 2 C r ⏞ + 3 2 ( S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 ) 3 + 2 K ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 + 8 H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 2

Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

Tal que o C será o agente redutor e o K 2 C r 2 O 7 , o agente oxidante.

Resposta

a) M g ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + C ⏞ 0 → C ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + M g ⏞ 0

Ag. redutor: C

Ag. oxidante: M g O

b) 2 C l ⏞ - 1   - + 2 H 2 ⏞ + 1 O ⏞ - 2 → C l ⏞ 0 2 + 2 O ⏞ - 2 H ⏞ + 1   - + H ⏞ 0 2

Ag. redutor: C l -

Ag. oxidante: H 2 O

c) 3 C ⏞ 0 + 2 K ⏞ + 1 2 C r ⏞ + 6 2 O ⏞ - 2 7 + 8 H ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 → 3 C ⏞ + 4 O ⏞ - 2 2 + 2 C r ⏞ + 3 2 ( S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 ) 3 + 2 K ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 + 8 H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 2

Ag. redutor: C

Ag. oxidante: K 2 C r 2 O 7

Exercício Resolvido #3

Dadas as semi-reações abaixo, identifique qual representa a oxidação, qual representa a redução e encontre a reação global devidamente balanceada.

a) Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -           e           C u 2 + + 2 e - → C u 0

b) Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -           e           A g 1 + + 1 e - → A g 0

c) M n O 4 - + 8 H + + 5 e - → M n 2 + + 4 H 2 O           e           H 2 C 2 O 4 → 2 C O 2 + 2 H + + 2 e -

Passo 1

a) Quando o zinco ( Z n ) passa de NOX zero para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Quando o cobre ( C u ) passa de NOX + 2 para NOX zero, ele está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Juntando as semi-reações de oxidação e de redução, formamos a reação global, conforme:

Note que os elétrons “produzidos” na oxidação são “consumidos” na redução. Na verdade eles são transferidos durante uma reação REDOX.

Na reação global nunca aparecem elétrons.

Passo 2

b) Quando o zinco ( Z n ) passa de NOX zero para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Quando a prata ( A g ) passa de NOX + 1 para NOX zero, ela está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Para juntar as duas semi-reações, no entanto, precisamos que o número de elétrons perdidos pelo zinco seja igual ao número de elétrons ganhos pela prata. Como fazemos isso? Multiplicando a semi-reação de redução pelo fator 2 .

Assim que o número de elétrons nas duas semi-reações são igualados, podemos formar a reação global.

Passo 3

c) Quando o manganês ( M n ) passa de NOX + 7 para NOX + 2 , ele está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Quando o carbono ( C ) passa de NOX + 3 para NOX + 4 , ela está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Mais uma vez, para juntar as duas semi-reações, precisamos que o número de elétrons perdidos na redução seja igual ao número de elétrons ganhos na oxidação. Como fazemos isso? Multiplicando a semi-reação de redução pelo fator 2 e a de oxidação pelo fator 5 . Assim, ambas ficarão com 10 elétrons.

Vamos ver como isso funciona:

Com os números de elétrons iguais nas duas semi-reações, formamos a reação global. Note que o número de H + também foi simplificado.

Resposta

a) Z n 0 + C u 2 + → Z n 2 + + C u 0

b) Z n 0 + 2 A g 1 + → Z n 2 + + 2 A g 0

c) 5 H 2 C 2 O 4 + 2 M n O 4 - + 6 H + → 10 C O 2 + 2 M n 2 + + 8 H 2 O

Exercício Resolvido #4

O cobre reage com ácido nítrico diluído para formar nitrato de cobre (II) e o gás óxido nítrico, N O . Escreva a equação iônica simplificada da reação.

Passo 1

Vamos escrever uma reação do cobre metálico (NOX 0 ) com ácido nítrico diluído (ou seja, em meio aquoso), formando os produtos indicados:

C u ( s ) 0 + H ( a q ) + + N O 3 ( a q ) - → C u ( a q ) 2 + + N O 3 ( a q ) - + N O ( g )

Observe que escrevemos o ácido nítrico, H N O 3 , na sua forma aquosa, ou seja, dissociada em H + e N O 3 - . Fizemos o mesmo com o nitrato de cobre (II), C u ( N O 3 ) 2 . E não nos preocupamos em balancear nada, pois faremos isso nos próximos passos, beleza? Sabemos, por exemplo, que aquele nitrato não pode aparecer dos dois lados (reagentes e produtos) da nossa reação global.

Passo 2

Vamos calcular o NOX da galera, pra descobrir quem está sofrendo oxidação e quem está sofrendo redução.

C u ⏞ 0 ( s )   + H ⏞ + 1   ( a q ) + + N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   ( a q ) - → C u ⏞ 2 +   ( a q ) 2 + + N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   ( a q ) - + N ⏞ + 2 O ⏞ - 2 ( g )

Como o cobre está passando do NOX 0 para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação. Já o nitrogênio, que passa do NOX + 5 para NOX + 2 , está sofrendo redução.

Passo 3

Hora de montar as semi-reações de redução e oxidação:

Semi-reação de oxidação:

C u ( s ) 0 → C u ( a q ) 2 + + 2 e -

Semi-reação de redução:

N O 3 ( a q ) - + 3 e - → N O ( g )

Colocamos 3 e - porque cada N , ao passar de NOX + 5 para NOX + 2 , ganha 3 elétrons. Mas a semi-reação de redução não está balanceada! Observe que no lado dos reagentes temos 4 cargas negativas, enquanto o lado dos produtos está neutro.

Como resolvemos isso? Como estamos em meio ácido, podemos adicionar H + nos reagentes, pra neutralizar todas aquelas cargas negativas. Precisamos de 4 H + para atingir a neutralidade de cargas.

N O 3 ( a q ) - + 4 H + + 3 e - → N O ( g )

Acabou? Ainda não!

Agora a gente pode ver que o número de átomos não ficou balanceado! Nos reagentes temos 4 H que não aparecem nos produtos. Além disso, temos 3 O nos reagentes e apenas 1 nos produtos.

Solução: adicionar água no lado oposto ao que adicionamos H .

N O 3 ( a q ) - + 4 H + + 3 e - → N O ( g ) + 2 H 2 O ( l )

Beleza, semi-reação de redução pronta!

Passo 4

Agora é hora de fazer a reação global.

Podemos simplesmente juntar as duas semi-reações? Não. Por quê? Porque o número de elétrons não está balanceado!

Com 2 e - na semi-reação de oxidação e 3 e - na semi-reação de redução, precisamos multiplicar a primeira por 3 e a segunda por 2 .

Olha aí como vai ficar:

A equação iônica simples da reação é a reação global:

3 C u s 0 + 2 N O 3 ( a q - + 8 H + → 3 C u a q 2 + + 2 N O g + 4 H 2 O l

Na equação iônica simples não aparecem os íons expectadores. Aqueles que apareceriam nos reagentes e produtos, não sofrendo alterações durante a reação. Aparecem os íons envolvidos na reação REDOX e substâncias metálicas e moleculares.

Resposta

3 C u s 0 + 2 N O 3 ( a q - + 8 H + → 3 C u a q 2 + + 2 N O g + 4 H 2 O l

Exercício Resolvido #5

Uma solução de íons hipoclorito, em meio alcalino, reage com hidróxido de crômio (III) sólido para dar íons cromato e íons cloreto, em água. Escreva a equação iônica simplificada da reação.

Passo 1

A gente vai começar escrevendo uma reação entre íons hipoclorito ( C l O - ) e hidróxido de crômio III ( C r ( O H ) 3 ), formando íons cromato ( C r O 4 2 - ) e cloreto ( C l - ), sem se preocupar com o balanceamento. Mas precisamos ficar atentos que estamos em meio aquoso, portanto todos os íons vão ser escritos com aquele subscrito (aq). Já o hidróxido está sólido, por isso, não vamos escrever ele na forma dissociada ok? Começa assim:

C l O ( a q ) - + C r ( O H ) 3 → C r O 4 ( a q ) - 2 + C l ( a q ) -

Passo 2

Vamos calcular o NOX da galera, pra descobrir quem está sofrendo oxidação e quem está sofrendo redução.

C l ⏞ + 1 O ⏞ - 2   ( a q ) - + C r ⏞ + 3 ( O ⏞ - 2 H ⏞ + 1 ) 3 ( s ) → C r ⏞ + 6 O ⏞ - 2   4 ( a q ) - 2 + C l ⏞ - 1   ( a q ) -

Como o cloro está passando do NOX + 1 para NOX - 1 , ele está sofrendo redução. Já o cromo, que passa do NOX + 3 para NOX + 6 , está sofrendo oxidação.

Passo 3

Hora de montar as semi-reações de oxidação e redução:

Semi-reação de oxidação:

C r ( O H ) 3 ( s ) → C r O 4 - 2 + 3 e -

Colocamos os 3 e - porque cada C r , ao passar de NOX + 3 para + 6 , está perdendo 3 elétrons.

Mas dessa forma, temos 5 cargas negativas nos produtos e nenhuma nos reagentes. Como resolver esse problema? Em meio básico/alcalino (como dito no enunciado), podemos adicionar O H - a vontade nas nossas reações. Por isso, vamos balancear as cargas entre reagentes e produtos assim:

C r ( O H ) 3 ( s ) + 5 O H ( a q ) - → C r O 4 - 2 + 3 e -

Cargas balanceadas! Mas agora precisamos balancear o número de H e O entre os membros da reação. Fazemos isso adicionando água ao membro oposto em que adicionamos o O H - . Com 8 H nos reagentes, precisamos de 4 moléculas de água nos produtos.

C r ( O H ) 3 ( s ) + 5 O H ( a q ) - → C r O 4 - 2 + 3 e - + 4 H 2 O ( l )

Semi-reação de redução:

C l O ( a q ) - + 2 e - → C l ( a q ) -

Colocamos 2 e - porque cada C l , ao passar de NOX + 1 para NOX - 1 , ganha 2 elétrons. Mas a semi-reação de redução não está balanceada! Observe que temos 3 cargas negativas nos reagentes e apenas 1 nos produtos.

Como resolvemos isso? Vamos adicionar O H - no lado “carente” de cargas negativas. E já sabemos que precisamos colocar água no outro lado pra balancear os átomos.

C l O ( a q ) - + 2 e - + H 2 O ( l ) → C l ( a q ) - + 2 O H ( a q ) -

Beleza, semi-reações prontas!

Passo 4

Agora é hora de fazer a reação global.

Podemos simplesmente juntar as duas semi-reações? Não. Por quê? Porque o número de elétrons não está balanceado!

Com 3 e - na semi-reação de oxidação e 2 e - na semi-reação de redução, precisamos multiplicar a primeira por 2 e a segunda por 3 .

Olha aí como vai ficar:

Além de cortar os elétrons, a gente precisou cortar água e hidroxila, que apareceriam dos dois lados da reação global.

A equação iônica simples da reação é a reação global:

2 C r ( O H ) 3 ( s ) + 3 C l O ( a q ) - + 4 O H ( a q ) - → 2 C r O 4 - 2 + 3 C l ( a q ) - + 5 H 2 O ( l )

Na equação iônica simples não aparecem os íons expectadores. Aqueles que apareceriam nos reagentes e produtos (como os O H -   que cortamos ou algum K + que esteja com o C l O - , C r O 4 2 - ou com o cloreto), não sofrendo alterações durante a reação. Aparecem os íons envolvidos na reação REDOX e substâncias metálicas e moleculares.

Resposta

2 C r ( O H ) 3 ( s ) + 3 C l O ( a q ) - + 4 O H ( a q ) - → 2 C r O 4 - 2 + 3 C l ( a q ) - + 5 H 2 O ( l )

Exercício Resolvido #6

A reação de decomposição do dicromato de amônio é dada pela seguinte equação:

( N H 4 ) 2 C r 2 O 7 s   →   C r 2 O 3 s   +   N 2 g   +   4   H 2 O ( g )

Essa reação é muito interessante, pois há a liberação de luz e a grande quantidade de moléculas gás acaba por projetar partículas dos sólidos no ar. Devido a isso essa reação é muito usada em feiras de ciências para representar um vulcão.

Aponte o elemento que sofre redução e diga quantos elétrons são transferidos nessa reação

Passo 1

quem reduziu?

Note que o cromo no fim da reação formou o óxido de cromo III, C r 2 O 3 , portanto já sabemos que este vai possuir a carga +3 ao fim da reação. No cromato de amônio o nox dele é +6 logo ele se reduziu.

Passo 2

A transferência de elétrons.

Nessa reação vimos que cada cromo vai do nox +6 para o nox +3, ou seja, cada átomo desse elemento ganha 3 elétrons. Seguindo essa lógica, na reação há a transferência de 6 elétrons.

Resposta

Na reação há a transferência de 6 elétrons.

Exercício Resolvido #7

O peróxido de hidrogênio, H 2 O 2 , é um composto químico amplamente usado para reações redox. Quando este reage com íons iodeto em meio a ácido forma como produto água e iodo molecular, I 2 . Apresente a reação citada devidamente balanceada.

Passo 1

quem oxidou e quem reduziu?

Os íons iodeto ao reagir formaram o iodo molecular, I2, portanto ele se oxidou.

O peróxido de hidrogênio,   H 2 O 2 , foi reduzido ao formar a água

Passo 2

Semi-reação de oxidação

Nessa reação teremos:

I -   →   I 2

A primeira coisa que devemos observar no balanceamento da semi-reação é que a quantidade de cada átomo deve ser igual em ambos os lados, e por isso vamos multiplicar o íon iodeto por 2.

2   I -   →   I 2

Agora vamos olhar a variação de elétrons. O nox do Iodo muda de -1 para 0

Logo cada Iodo perde 1 elétrons, como são dois átomos há perda de 2 elétrons nessa semi-reação.

2   I -   →   I 2 + 2   e -

Passo 3

Semi-reação de redução

O peróxido de hidrogênio reage formando água

H 2 O 2   →   H 2 O

Inicialmente observamos que falta oxigênio do lado direito e por isso multiplicamos a quantidade de água por 2.

H 2 O 2   →   2   H 2 O

E agora vê-se que há menos átomos de hidrogênio no reagente que no produto, como a reação é feita em meio ácido vamos adicionar íons H+ para reparar isso.

H 2 O 2 + 2   H + →   2   H 2 O

Finalmente vamos verificar a variação de elétrons. O oxigênio é reduzido e cada átomo vai do nox -1 para o -2, logo cada átomo ganha um elétron, já que na reação são dois átomos de oxigênio, esse semi-reação consome 2 elétrons.

H 2 O 2 + 2   H + +   2   e - →   2   H 2 O

Passo 4

Reação global

Agora é só combinar as reações de forma que os elétrons consumidos e liberados em cada reação sejam iguais.

H 2 O 2 + 2   H + +   2   e - →   2   H 2 O

2   I -   →   I 2 + 2   e -

Como a quantidade de elétrons já é idêntica basta somar as 2 semi-reações.

Resposta

H 2 O 2 + 2   H + +   2   I -   →   2   H 2 O +   I 2

Exercício Resolvido #8

Em um tubo de ensaio adicionou-se de solução de permanganato de potássio, K M n O 4 , solução de ácido sulfúrico, H 2 S O 4 , e de solução de água oxigenada, peróxido de hidrogênio, H 2 O 2 . Após a agitação observou-se que a coloração violeta típica do íon permanganato desaparece havendo a formação do sulfato de manganês II e também o de sulfato de potássio, além da liberação de gás oxigênio. Com base nisso apresente a reação citada devidamente balanceada.

Passo 1

quem oxidou e quem reduziu?

Note que o permanganato de potássio no fim da reação formou o sulfato de manganês, portanto já sabemos que este vai formar um íon de carga +2 ao fim da reação. No permanganato de potássio o nox do Mn é +7 logo ele se reduziu.

O peróxido de hidrogênio ao reagir formou a molécula O 2 , então o seu nox vai de -1 no peróxido para 0 no oxigênio. Ele se oxidou.

Passo 2

Semi-reação de redução

Nessa reação teremos:

K M n O 4   →   M n S O 4   +   K 2 S O 4

A primeira coisa que devemos observar no balanceamento da semi-reação é que a quantidade de cada átomo deve ser igual em ambos os lados, e por isso vamos multiplicar o permanganato de potássio por 2 assim teremos 2 potássios do lado esquerdo também

2   K M n O 4   →   M n S O 4   +   K 2 S O 4

Agora vamos colocar um 2 ali no MnSo4 para ter dois Mn de cada lado

2   K M n O 4   →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4

Falta ainda colocar nessa reação as moléculas de ácido sulfúrico

2   K M n O 4 +   H 2 S O 4 →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4

Como há 3 enxofres no produto vamos multiplicar o ácido sulfúrico por 3

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4

Como podemos ver nessa semi-reação ainda vai ser preciso adicionar a água para completar o seu balanceamento.

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + H 2 O

O número de moléculas de água vai ser calculado com base na quantidade de oxigênio que falta para as quantidades desse átomo estarem equilibradas, nesse caso serão 8 moléculas de água.

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + 8   H 2 O

Finalmente, para terminar o balanceamento dos átomos basta completar o número de hidrogênios com íons H+, como faltam 10   H do lado dos reagentes, basta colocar mais 10 íons 10   H + desse lado.

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 + 10 H + →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + 8   H 2 O

A semi-reação está completa do ponto de vista dos átomos, precisamos agora ver quantos elétrons são ganhos pelo Mn. Esse elemento saiu do nox +7 para o nox +2, logo cada Mn ganhou 5 elétrons, e, portanto, a reação como um todo vai necessitar de 10 elétrons.

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 + 10 H + + 10   e - →   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + 8   H 2 O

Passo 3

Semi-reação de oxidação

Nessa reação teremos:

H 2 O 2 →   O 2

Aí falta apenas H do lado direito da reação, vamos completar com íons H+.

H 2 O 2 →   O 2 + 2 H +

Em termos de átomos essa semi-reação já foi balanceada, falta agora ver a perda de elétrons. Como o nox do oxigênio vai de -1 no peróxido para 0 no oxigênio, cada átomo perdeu 1 elétron, logo como são 2 átomos nessa semi-reação há a perda de 2 elétrons.

H 2 O 2 →   O 2 + 2 H +   2     e -

Passo 4

Reação global

Agora é só combinar as reações de forma que os elétrons consumidos e liberados em cada reação sejam iguais.

Como a quantidade de elétrons é diferente é preciso multiplicar a reação do peróxido por 5, assim as quantidades de elétrons se igualam. Após isso é só somar.

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 + 5   H 2 O 2 → 5   O 2   +   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + 8   H 2 O

Resposta

2   K M n O 4 +   3   H 2 S O 4 + 5   H 2 O 2 → 5   O 2   +   2   M n S O 4   +   K 2 S O 4 + 8   H 2 O

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