Identificação de agentes oxidantes e redutores
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Uma reação de oxidação é uma reação que leva um elétron de uma substância. Uma reação de redução é uma reação que dá um elétron a uma substância. Uma reação redox é aquela em que uma substância cede um elétron e outra toma esse elétron. Eu sei que é estranho que ‘oxidação’ signifique ‘desistir’ e ‘redução’ signifique ‘receber’, mas lembre-se que um elétron é carregado negativamente, então tudo está meio invertido. Desistir de um elétron significa se tornar mais carregado positivamente. Receber um elétron significa ficar mais carregado negativamente.
Um agente oxidante é a substância que causa a oxidação em outra substância. Os agentes oxidantes comuns incluem oxigênio, peróxido de hidrogênio e halogênios. Um agente redutor é uma substância que causa redução de outra substância. Portanto, para identificar um agente oxidante, basta olhar para o número de oxidação de um átomo antes e depois da reação. Se o número de oxidação for maior no produto, ele perdeu elétrons e a substância foi oxidada. Se o número de oxidação for menor, ele ganhou elétrons e foi reduzido. A substância que é reduzida em uma reação é o agente oxidante, pois ganha elétrons. A substância que é oxidada em uma reação é o agente redutor porque perdeu elétrons.
| Nome | Número de Oxidação | Mudança nos elétrons |
|---|---|---|
| Oxidação | aumenta | elétrons são perdidos |
| Redução | diminui | elétrons são ganhos |
| Agente oxidante | diminui | elétrons são ganhos |
| Agente redutor | aumenta | elétrons são perdidos |
Equilibrando uma reação redox
Equilibrar uma reação de oxidação-redução pode ser um pouco complicado. Você pode usar as etapas que usou anteriormente para equilibrar outras equações para começar, mas então você deve levar em consideração os íons-chave e os números de oxidação. Aqui está uma lista de etapas para ajudá-lo a equilibrar uma equação redox.
- Identifique os reagentes e os produtos.
- Escreva a equação não balanceada na forma iônica e exclua quaisquer íons espectadores.
- Dê a cada átomo um número de oxidação e identifique cada átomo que muda seu número de oxidação. Ignore qualquer átomo que não muda.
- Escreva e equilibre as semi-reações.
- Separe a equação em suas semi-reações.
- Equilibre os átomos diferentes de hidrogênio e oxigênio.
- Equilibre os átomos de oxigênio adicionando moléculas de água.
- Equilibre os átomos de hidrogênio adicionando um íon hidrônio para cada átomo de hidrogênio e adicionando um número igual de moléculas de água ao outro lado da equação.
- Equilibre a carga adicionando elétrons, se necessário.
- Faça os elétrons iguais e combine as semi-reações.
Exemplos
Equilibre a equação do sulfeto de hidrogênio no ar reagindo para formar dióxido de enxofre e água.
H 2 S + O 2 = SO 2 + H 2 O
1. Identifique os reagentes e os produtos e atribua números de oxidação.
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2. Escreva e equilibre as semi-reações.
Observe que o enxofre está mudando de um número de oxidação -2 para um número de oxidação +4, então ele teve que perder seis elétrons. -2 + (-4) = -6.
O oxigênio está mudando de um número de oxidação zero para -2, ganhando dois elétrons. 0 + (-2) = -2. Como os átomos de oxigênio livres viajam aos pares, o número real de elétrons ganhos é -4.
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3. As duas semi-reações precisam ser balanceadas de modo que os elétrons perdidos pelo enxofre sejam o mesmo número ganho pelo oxigênio.
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Portanto, a partir dessas semi-reações, você sabe que um 2 deve ir na frente do H 2 S e um 3 deve ir na frente do O 2 no lado da reação. Do lado do produto, os seis átomos de oxigênio necessários para o equilíbrio são divididos entre o SO 2 e o H 2 O.
A equação final é:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O
Aqui está outro exemplo. Equilibre a reação redox entre dióxido de manganês e ácido clorídrico que forma água, cloreto de manganês (II) e gás cloro.
MnO 2 + HCl = H 2 O + MnCl 2 + Cl 2
1. Identifique os reagentes e os produtos e atribua números de oxidação.
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2. Escreva e equilibre as semi-reações.
Observe que Mn 4+ é reduzido a Mn 2+ e Cl – é oxidado a Cl.
Hidrogênio e oxigênio são espectadores, portanto, não os inclua nesta etapa.
As semi-reações são:
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Há dois elétrons ganhos e dois elétrons perdidos, então esta parte está equilibrada. Toda a equação se parece com isso.
MnO 2 + 2HCl = H 2 O + MnCl 2 + Cl 2
Uma dupla verificação, porém, nos dá dois átomos de oxigênio no lado esquerdo da equação e apenas um à direita. A equação inteira deve ser equilibrada. Para fazer isso, adicione um 4 na frente do HCl reagente e um 2 na frente do produto H 2 O.
A equação final equilibrada torna-se:
MnO 2 + 4HCl = 2H 2 O + MnCl 2 + Cl 2
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Força dos Agentes
Quanto mais ativo for um elemento, maior será a probabilidade de perder elétrons e ser um agente redutor. Quanto mais apertado e forte o controle de um átomo sobre seus elétrons, mais fraco ele é como agente redutor. O flúor, por exemplo, adora seus elétrons e nunca quer perdê-los, por isso é um agente redutor fraco. Por outro lado, é um agente oxidante muito forte porque ganhará elétrons com facilidade e alegria.
Resumo da lição
Uma reação redox é aquela em que uma substância cede um elétron e outra toma esse elétron. Um agente oxidante é a substância que causa a oxidação em outra substância. Um agente redutor é algo que faz com que outra substância se reduza. Se o número de oxidação for maior no produto do que no reagente, a substância perdeu elétrons e a substância foi oxidada. Se o número de oxidação for menor, ele ganhou elétrons e a substância foi reduzida. A substância que é reduzida em uma reação é o agente oxidante, pois ganha elétrons. A substância que é oxidada em uma reação é o agente redutor porque perdeu elétrons.
O equilíbrio das reações redox é feito em três etapas:
- Identifique os produtos e reagentes.
- Escreva e equilibre as meias-equações.
- Faça os elétrons iguais e combine as semi-reações.
Resultado da lição
Depois de assistir ao vídeo, os alunos devem ser capazes de:
- Explique o que é uma reação redox
- Defina um agente oxidante e um agente redutor
- Demonstre e escreva uma equação redox balanceada