1. Reações de Oxidorredução
Numero ou estado de oxidaçao: Numero que mede a carga aparente ou real de uma espécie química.Regras de atribuição de NOX (oxidação)
- Substancias simples tem o nox igual a zero. Ex: Baº, H2º.
- A soma dos nox de todos os átomos que constituem uma substancia é sempre igual a zero.
Alguns elementos apresentam nox fixo em seus compostos.
- Nox do Hidrogênio + Ametal = +1
Hidrogênio ligado a Metal = -1
- Nox do oxigênio, na maioria das vezes, será -2, porem quando é um peroxido (H2O2) é -1.
E quando for OF2 -> nox = +2.
- Metais alcalinos (família 1A - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) apresentam sempre seu nox igual a +1
-Metais alcalino-terrosos (família 2A –Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) apresentam nox sempre igual a +2.
- Os metais prata (Ag) nox: +1 /zinco (Zn) nox: +2/ alumínio (Al): nox: +3
Considere os exemplos abaixo:
O nox do oxigênio sendo -2 é multiplicado por 2 devido a presença de dois oxigênios. Como a soma dos nox tem que ser igual a zero, chegamos ao valor +4 para o nox de nitrogênio.
Em alguns casos de elementos vindos de bases ou ácidos é apresentado o sinal de menos ou mais fora do parenteses da substancia (como mostrado no desenho abaixo). Esse sinal (-) significa que a soma dos nox tem que ser igual a menos um, no caso abaixo. Pode também acontecer do sinal fora do parenteses ser +2, -2 etc. O que significa que o resultado da soma dos nos da substancia tem que ser, respectivamente, igual a 2 e menos 2.
(ClO4)-
1.x + 4. (-2) = -1
x= +7
Resposta: Cl = +7 ; O = -2
Reações de oxidorredução
As reações de oxirredução são caracterizadas como um processo simultâneo de perda e ganho de elétrons pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.
Sofre oxidação o elemento que apresenta perda de elétrons levando ao aumento do numero de oxidação devido a essa perda. E sofre redução o elemento que ganha elétrons diminuindo o numero de oxidação, pois esses elétrons são negativos.
O exemplo acima é uma reação de oxidorredução, pois os elementos tiveram seus números de oxidação alterados; houve transferência de elétrons. O Zn, ao passar para Zn2+, perdeu dois elétrons, sofrendo oxidação e o Cu2+, ao passar para Cu, ganhou dois elétrons, sofrendo redução. O Zn ao passar para Zn2+ então é o agente redutor, sofrendo oxidação. E o Cu2+ ao passar para Cu é o agente oxidante sofrendo redução.
Regras para o balanceamento das reações de oxidorredução
1) Atribuir os números de oxidação (nox) de cada elemento
2) Determinar quem sofre oxidação/redução - agente redutor/ agente oxidante
3) Balancear o numero de elétrons
4) Acertar o numero de átomos H2O (se for necessário)
5) Acertar o número de átomos de hidrogênio (H+)
1) +1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2) Mn ganha 5 elétrons se tornando agente oxidante sofrendo redução.
Cl perde 2 elétrons se tornando agente redutor sofrendo oxidação.
3) 4) 5) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O
2. Espontaneidade das reações de oxidorredução
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- Maior potencial de redução -> maior tendência a ganhar elétrons. Recebe elétrons de outro elemento com menor potencial de redução.
- Quanto maior o valor de E° na oxidação, maior a tendência a perder elétrons, cedendo-os para outro elemento com potencial de oxidação menor.
Exemplo:
Dados:
Cu2+ + 2 e– ® Cu° Eº = + 0,34 V
Zn2+ + 2 e– ® Zn° Eº = – 0,76 V
Para verificar se existe espontaneidade devemos:
1) Verificar, no sentido indicado da reação, quem sofre oxidação (perda de elétrons) e redução (ganho de elétrons).
2) Se quem sofreu redução apresentar um 
maior de quem sofreu oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.
maior de quem sofreu oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.
Vendo que Cu2+ apresenta o Ered maior nos leva a concluir que ele atrai elétrons do Zn(s), tornando a reação espontânea.
Bibliografia:
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