Resumo de Química: Oxidorredução.

Reações de oxidorredução => Transferências de elétrons. 

Exemplo: FeSO4 + Ni  => NiSO4 + Fe

Fe ganha 2 elétrons, portando sofre uma redução( agente oxidante)
Fe+² é reduzido a Fe°

Ni perde 2 elétrons, portanto sofre Oxidação( agente redutor)

Ni° é oxidado a Ni+²

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Existem regras para a atribuição do nº de oxidação(nox)

1-) Toda substância simples, nox = 0

2-) Substâncias da Família 1A, nox = +¹
      Substâncias da Familia 2A, nox = +²

     Al+³, Zn+² e Ag+¹

3-) Existem regras especificas para o Hidrogênio dependendo do caso em que ele se encontra:

    H + Ametal, nox = +¹ - Exemplo (HCl)

    H + Metal, nox = -¹    - Exemplo (NaH)

4-) Oxigênio: nox = -²

 

Peroxido: H2O2, nox = -¹

OF2, nox = +²

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Balanceamento: Se nada estiver indicado na substãncia, o balanceamento deve ser =  zero

Exemplo : HClO4

Onde H = +1

         Cl = +7

        O4 = -8

Caso esteja indicado, o balanceamento deve ser igual ao numero indicado na substância:

Exemplo : (MnO4)-¹

Mn = +7

O4 = -8

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Definindo o Agente Redutor e o Oxidante:

                                            

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Regras para a atribuição e balanceamento de reações de oxidorredução:

1-) Atribuição de nº de oxidação

2-) Definir quem faz Oxidação e Redução

3-) Balanceamento de eletróns

4-) Para acertar o nº de átomos de Oxigênio => H2O

5-) Para acertar o nº de átomos de Hidrogênio => H+

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Espontaneidade de reações de oxidorredução:

Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E⁰, maior a tendência em perder elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.

Por exemplo:

Dados:

Cu²⁺ + 2 e^– ® Cu°             E = + 0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^– ® Zn°              E = – 0,76 V

Para sabermos se a reação é espontânea ou não, devemos adotar a seguinte conduta:

– verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e^–) e a espécie que sofre redução (ganha e^–);

– se a espécie que sofre redução apresentar um maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.

O fato de o íon Cu²⁺ apresentar um E_red maior significa que ele possui capacidade de atrair e^– doZn_(s), e, sendo assim, a reação será espontânea.