Como resolver questões de oxidação e redução

Escrito por grant d. mckenzie | Traduzido por ricardo soares
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As reações de redução-oxidação ou reações ''redox'', são comuns em química. Nestas reações, um elemento libera elétrons (oxidação), o qual então se combina com outro elemento (redução). Apesar da nomenclatura, o oxigênio não é necessário no processo de oxidação. Resolver uma equação redox envolve dividir a reação em duas "semi-reações." A transferência de elétrons de um elemento para o outro significa que metade destas semi-reações não podem ocorrer de forma independente. Balancear a oxidação e redução de semi-reações é necessário antes que você possa balancear a equação original.

Nível de dificuldade:
Moderadamente desafiante

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Instruções

  1. 1

    Escreva a equação de reação e insira os números de oxidação para cada elemento. Os números de oxidação serão iguais ao elemento de carga iônica ou da molécula, quer seja positivo ou negativo, mas esse nem sempre é o caso. Algumas tabelas periódicas listam os números de oxidação mais comuns para cada um. As regras formais para a atribuição de números de oxidação podem ser obtidas através do estudo da estrutura atômica e estrutura de Lewis. Equação original: Cu + HNO3 ---> Cu(NO3)2 + NO + H2O Com os números de oxidação entre colchetes: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-]

  2. 2

    Determine quais dos elementos estão oxidados e quais estão reduzidos, em seguida escreva as semi-reações de oxidação e redução. Neste exemplo, o número de oxidação do "N" vai de "5+" para "2+" e já que a alteração é para um número inferior, o nitrogênio está ganhando elétrons "e". Assim, o nitrogênio é reduzido. Desde que a diferença entre os números de oxidação é de três, a semi-reação de redução é: N[5+] + 3e[-] ---> N[2+] Da mesma forma, o número de oxidação do Cu muda de "0" para "2+", o que significa que ele está ganhando elétrons. A semi-reação de oxidação resultante é: Cu[0] ---> Cu[2+] + 2e[-]

  3. 3

    Balanceie as semi-reações multiplicando cada uma por um fator que fará com que o número de elétrons em ambas as reações fiquem iguais. Neste caso, existem dois elétrons em uma semi-reação e três na outra. O método mais simples consiste em multiplicar a semi-reação de oxidação pelo número de elétrons da semi-reação de redução e vice-versa. Aqui, há dois elétrons na semi-reação de oxidação, então você deve multiplicar a semi-reação de redução por dois: 2N[5+] + 6e[-] --->2N[2+] Usando o mesmo método, multiplique a semi-reação de oxidação por três: 3Cu[0] ---> 3Cu[2+] + 6e[-]

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    Combine as duas reações balanceadas. 3Cu[0] + 2N[5+] + 6e[-] ---> 3Cu[2+] + 6e[-] + 2N[2+] Uma vez que 6e[-] aparece em ambos os lados da seta, eles se anulam mutuamente. 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Esta é apenas uma parte do redox da solução. Você deve usar esses resultados para obter a solução completa na equação original.

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    Use os coeficientes da solução redox na equação original, procurando usá-lo apenas se ele corresponder ao elemento e seu número de oxidação. Se um par de números de oxidação de elementos ocorrer mais do que uma vez na equação original, insira um coeficiente para aquele par onde estiver presente. Neste exemplo, "N[5+]" ocorre duas vezes na equação original, portanto, não obtém um coeficiente. Solução redox: 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Equação original com números de oxidação: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-] Com os coeficientes adicionados: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu(NO3) + 2NO + H2O

  6. 6

    Balanceie o restante da equação por inspeção. Neste exemplo, a molécula de HNO3 no lado esquerdo precisa de um coeficiente de oito e a H2O no lado direito precisa de um coeficiente de quatro para balancear a equação. 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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