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Balanceamento de Reações REDOX

1ºPasso: determinar o NOX de cada elemento envolvido na reação.

2º Passo: determinar quem oxida e quem reduz.

3º Passo: determinar o Δ de variação do número de NOX do elemento que oxidou e do elemento que reduziu (sempre em módulo).

4º Passo: montar duas caixas.

*caixa da oxidação: molécula que oxida que contém o maior número de átomos do elemento que oxida.

*caixa da redução: molécula que reduz que contém o maior número de átomos do elemento que reduz.

# Quando o nº de átomos for igual é só escolher qualquer um dos elementos!

Atenção!

– Peróxidos (H2O2) e espécies que sofrem autoxirredução nunca vão para a caixa.

5º Passo: multiplicar o Δ pelo número de átomo do elemento que está oxidando e reduzindo, respectivamente. Se os valores obtidos puderem ser simplificados, a simplificação deverá ser feita.

6º Passo: Inverter os valores obtidos e seguir normalmente com o balanceamento da equação.

Exemplo:        3P4 + 20HNO3 + 8H2O → 12H3PO4 + 20NO

NOX: P4 = 0;H = +1; N = +5; O = -2; H = +1; O = -2; H = +1; P = +5; O = -2; N = +2; O = -2

P: de NOX = 0 para NOX = +5 (oxidou) → agente redutor  → Δ = 5

N: de NOX = +5 para NOX = +2 (reduziu) → agente oxidante → Δ = 3

 
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Publicado por em 17/11/2011 em Sem categoria

 

Reações de Oxirredução (REDOX)

São reações em que ocorre transferência de elétrons entre as espécies.

– Conceitos Importantes:

  • Oxidação: perder elétron(s) → NOX ↑ (aumenta)
  • Redução: ganhar elétron(s) → NOX ↓ (diminui)
  • Agente oxidante: é a espécie que reduz e permite que outra espécie sofra oxidação.
  • Agente redutor: é a espécie que oxida e permite que outra espécie sofra redução.

Exemplo:                            2Na + 2HCl → NaCl + H2

NOX: Na = 0 ;  H = +1 ; Cl = -1 ; Na = +1 ; Cl = -1 ; H2 = 0

  • Na: de NOX = 0 para nox = +1 (elemento sofreu oxidação) ► agente redutor (Na)
  • H: de NOX = +1 para NOX= 0 (elemento sofreu redução) ► agente oxidante (HCl)
Próximo post: Balanceamento re Reações REDOX
 
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Casos Especias de NOX

– O hidrogênio quando se encontra ligado a metal e na extrema direita da molécula tem NOX igual a -1.

NaH             KH             CaH2             MgH2             AlH3

– O oxigênio em peróxidos tem NOX -1

*Estrutura de peróxido: E2O2      /      EO2

– Moléculas que possuem parênteses

Fe2(SO4)3     →      Fe3+   SO42-                # NOX: Fe= +3 ; S= +6 ; O= -2

2(+3) + 3(+6) + 12(-2) = 0   →  +3 = +3  /  (+6) + 4(-2) = -2

 

Próximo post: Reações de Oxirredução (REDOX)

 
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Número de oxicidação (NOX)

É a carga que o elemento adquire depois que ele torna-se quimicamente estável. Pode ser verificado em átomos isolados, íons ou moléculas.

Assim:

1º  O NOX de átomos isolados e neutros é sempre igual a zero.

Exemplos:      Na                          Al                          Cl

2º O NOX de átomos isolados e catiônicos ou aniônicos é sempre igual a carga.

Na1+ ► NOX = +1     Al3+ NOX = +3     S2- ► NOX = -2     Cl1- ► NOX = -1

3º O NOX dos elementos de uma molécula simples é sempre igual a zero.

Cl2                             O2                             S8

4º Em moléculas compostas e neutras o somatório dos NOX de todos os elementos da molécula é igual a zero.

– Regras para NOX fixo

metais 1A e Ag → +1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

metais 2A e Zn → +2 (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

Al e Bi → +3

Oxigênio (normalmente) → -2

ametais 7A (quando estão na extrema direita da molécula) → -1

K2Cr2O7

K: NOX = 1 ; O: NOX = -2

2.(1) + 2(x) + 7(-2) = 0   → x = 6  → Cr: NOX = +6

5º Em aglomerados iônicos o somatório dos NOX de todos os elementos é igual à carga do íon.

PO43-  → x + 4(-2) = -3                    SO42-  → x + 4(-2) = -2

                     P: NOX = +5                                      S: NOX = +6

Próximo post: Casos especiais de NOX

 
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Constante do Produto de Solubilidade (Kps)

Quando um sal entra em contato com a água ele se dissocia ionicamente até que a solução torne-se saturada de íons e ocorra formação de corpo de fundo. Nesse momento é atingido o equilíbrio e assim é possível se determinas a constante do produto de solubilidade (Kps).

↑ Kps muito solúvel muitos íons em solução

↓ Kps pouco solúvel poucos íonsem solução

Exemplo: Fe2(SO4)3(s)  2Fe3+(aq) + 3SO42-(aq)

Kps = [Fe3+]2 . [SO42-]3

Próximo post: Eletroquímica – Número de oxidação (NOX)

 
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Hidrólise Salina

Alguns sais quando entram em contato com a água tem a capacidade de quebrar a molécule e isso pode fazer que a solução torne-se ácida, alcalina ou permaneça neutra.

– Sal formado por cátion de base forte e ânion de ácido forte:

O sal não hidrolisa e a solução permanece neutra.

NaCl → Na+ + Cl

   ► Você vem de base forte? (NaOH) sim, não hidrolisa

Você vem de ácido forte? (HCl) sim, não hidrolisa

– Sal formado por cátion de base fraca e ânion de ácido forte

FeCl3 → Fe3++ 3Cl

Você vem de base forte? [Fe(OH)3] não, hidrolisa

Você vem de ácido forte? (HCl) sim, não hidrolisa

Fe3+ + 3OH – H → Fe(OH)3 + 3H+        [H+] ↑         pH

Próximo post: Constante do produto de solubilidade (Kps)

 
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Constante de Ionização de Ácido (Ka) e Constante de Dissociação Iônica de Base (Kb)

Os ácidos e as bases também possuem constantes de equilíbrio, as quais são representadas por Ka e Kb, assim:

▲ Ka                       ▲Grau de ionização                       ▲ Força

 

▲ Kb                     ▲Grau de ionização                       ▲ Força

 

Lei de Diluição de Ostwald

– Conceito importante:

α = nº mols ionizado → α = ηi                                                0 ≤ α ≤ 1

         nº mols total                ηt                                           0% ≤ α ≤ 100%

 

α = ηi      →      ηi = α . ηt

                                                 ηt

                     HA        H+    +    A

Início             ηt                   0            0

Reação        α . ηt          α . ηt         α . ηt

Equilíbrio  ηt – α . ηt   α . ηt      α . ηt

 

Sabe-se que:  [HA] = ηt – α . ηt               [H+] = α . ηt           [A] = α . ηt

                                                                      V                        V

  nº mols/volume

 

Ki = [H+] . [A]  ► Ki = α2 . m

           [HA]                   1 – α

Para ácidos com α > 5%                     Para ácidos com α ≤ 5%

      Ki = α2 . m                                                 Ki = α2 . m

              1 – α

Ki → Ka & Kb

α = grau de ionização

m = concentração molar inicial

Próximo post: Hidrólise salina

 
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