Equação de Clapeyron

Retirado de: efeitojoule.com

A equação de Clapeyron tem este nome em homenagem ao Físico Francês Benoit Paul Émile Clapeyron que viveu entre os anos de 1799 e 1864. Clapeyron foi um dos criadores da Termodinâmica. Relacionando as leis de Charles, Boyle e Mariotte e Gay-Lussac, Clapeyron estabeleceu uma equação que relaciona as três variáveis consideradas no estudo dos gases (pressão, volume e temperatura) e o número de mols.

P.V = n.R.T

Onde:

P = pressão do gás

V= volume do gás

R = a constante universal dos gases, cujo valor pode ser escrito das seguintes formas:
R = 8,31 Joule/ (mol.K)
R = 0,082 atm . l / (mol . K)

n = número de mol do gás, cujo valor pode ser determinado a partir da razão entre a massa do gás e a massa molar do mesmo: n = m/M

T = temperatura do gás, que deve ser medida em uma escala termométrica absoluta (Kelvin).

Se você ainda não leu o nosso último texto, lei dos gases. Leia para saber um pouco mais sobre a equação de Clapeyron. Agora vamos resolver um exercício para melhor entender a equação.

Exercício equação de Clapeyron: Um recipiente de 2,0 litros contém um gás perfeito a temperatura de 17°C e pressão de 50 Pa. Determine o número de mols contidos nesse recipiente.

Dado: constante universal dos gases perfeitos: R = 8,31 J/mol.K

Resolução

Aplicando a equação de Clapeyron podemos encontrar o número de mols do gás. Mas, antes de começarmos, temos que colocar todas as unidades no SI, já que a constante dos gases foi dada nestes termos.

V = 2 litros = 2,0 . 10^-3 m³
T = 17 + 273 = 290 K

P = 50 Pa

Agora podemos continuar:

P.V = n.R.T

50 . 2,0 . 10^-3 = n . 8,31 . 290

Isolando n na equação temos:

n = ( 50 . 2,0 . 10^-3 ) / ( 8,31 . 290 )

n = 4,5 . 10^-6 mol


Lei mais sobre o estudo dos gases:

Estudo dos gases

Transformações gasosas

Lei dos gases

Índice de Exercícios Resolvidos


Sugestão de Leitura:

Por que a equação de Newton é de segunda ordem?


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Modelo dos gases ideais

  O modelo dos gases ideais é uma aproximação bastante simplificada do comportamento dos gases. As relações entre as variáveis são dadas apenas por relações proporcionais diretas e inversas. As propriedades básicas de um gás são pressão, volume, massa e temperatura.

  Se fixarmos duas das propriedades, podemos determinar uma relação entre as outras duas. Estas relações foram estudadas e a prática demonstrou que se a pressão e temperatura forem constantes, o volume de um gás depende de sua massa (quantidade de móis). Se massa e temperatura forem mantidas constantes, a multiplicação da pressão e do volume resulta em um valor aproximadamente constante. Esta última relação é conhecida como Lei de Boyle, em homanagem a Robert Boyle que a observou em 1660. Ainda, se massa e pressão forem mantidas constantes, o volume será diretamente proporcional à temperatura, e esta relação foi observada por Charles e Gay-Lussac.

  Podemos esquematizar as informações acima da seguinte forma:

  (o símbolo alfa significa proporcionalidade)

  (lei de Boyle)

(Lei de Charles)



  Estas relações podem ser representadas nos gráficos abaixo

      

       Gráfico 1                         Gráfico 2                     Gráfico 3

  Reunindo estas informações podemos montar uma equação simples e elegante

Na equação acima é possível perceber a existência da constante R, que é chamada de constante universal dos gases. O valor desta constante é apresentado abaixo em várias unidades. 

R=	0,082057 L.atm.K-1. mol-1
	8,31451 J.K-1.mol-1
	1,9872 cal.K-1.mol-1
	8,31451.102 L.bar.K-1.mol -1
	82,057 cm3.atm.K-1.mol-1
	62,36 L.torr.K.mol-1

 

Em todos os casos a constante é apresentada em relação ao Kelvin, por isso devemos tomar o cuidado de ao trabalhar com gases ideais de sempre fazer a conversão adequada de escala de temperatura.
 


Observando o Gráfico 1, é possível constatar que para temperaturas muito baixas o volume do gás diminui até encontrar o valor zero. É óbvio que não é possível existir um volume zero para um gás, então este é um dos motivos pelo qual a equação dos gases ideais falha para condições muito severas, como baixas temperaturas e altas pressões. Para casos mais extremos e de maior precisão devemos utilizar modelos de gases reais.

Química - Soluções Químicas

As soluções são misturas homogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado soluto e o componente que aparece em maior quantidade é denominado solvente. Em uma solução, as partículas do soluto possuem as seguintes características:






v      São átomos, íons ou moléculas pequenas.






v      Possuem diâmetro menor que Å.






v      Não sofrem sedimentação.






v      Não podem ser separadas do solvente por filtração.






v      Não podem ser observadas em solução por nenhum aparelho conhecido.






As soluções se diferenciam inicialmente quanto a dois fatores principais: fase de agregação e condutibilidade elétrica. Elas também podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de solvente quanto insaturadas, saturadas e supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente.






Exemplo:  Sal de cozinha em água.







Ø      Classificação das soluções quanto à fase de agregação






As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. A fase se agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do solvente. Observe, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação:

Solução	Solvente	Soluto	Exemplo
Gasosa	Gasoso	Gasoso	Gás Oxigênio + Gás Nitrogênio
Líquida	Líquido	Gasoso Líquido Sólido	Água + Gás Oxigênio Água + Álcool Etílico Água + Sacarose
Sólida	Sólido	Gasosa Líquido Sólido	Paládio + Gás Hidrogênio Ouro + Mercúrio Zinco + Cobre

Ø      Classificação das soluções quanto à condutibilidade elétrica



As soluções que apresentam apenas moléculas como partículas dispersas não conduzem corrente elétrica, pois as moléculas como são eletricamente neutras. Essas soluções são denominadas moleculares ou não eletrolíticas. As soluções que apresentam íons como partículas dispersas conduzem corrente elétrica, pois os íons são carregados eletricamente. Essas soluções são denominadas iônicas ou eletrolíticas.



Solução Insaturada



Uma solução é dita insaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Graficamente pode-se observar que todos os pontos do gráfico que estão abaixo da curva de solubilidade indicam soluções insaturadas.



Exemplo: Será saturada toda solução de NaCl e H2O que contiver a 50ºC uma quantidade inferior a 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O.  



Solução Saturada



Uma solução é dita saturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido exatamente igual ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. A solução saturada pode ou não apresentar precipitado (corpo de fundo). Graficamente, todos os pontos do gráfico que estão  na curva de solubilidade indicam soluções saturadas sem presença de precipitado. Os pontos que estão acima da curva de solubilidade indicam soluções saturadas com presença de precipitado (sistemas bifásicos).



Exemplos: Uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, que contém exatamente 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada sem presença de precipitado, ou também, uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, com 39,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada com presença de precipitado, isto é, 37,0 g se dissolveram totalmente em 100 g de H2O e 2,0 g precipitam para o fundo do recipiente.             



Solução Supersaturada



Uma solução é dita supersaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido superior ao coeficiente de solubilidade da substância nessa temperatura. A solução supersaturada é instável e a mínima perturbação do sistema faz com que ela se torne uma solução saturada com a presença de precipitado.



Exemplo: A solução supersaturada pode ser preparada da seguinte forma:



Dissolvem-se 39,0 g de NaCl em 100 g de H2O a 100ºC, obtendo-se assim uma solução insaturada. Deixa-se o sistema resfriar em repouso absoluto até 50ºC. O resultado é uma solução supersaturada, contendo 2,0g de NaCl dissolvidos, acima do coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Submetendo-se o sistema nessas condições a qualquer perturbação, ou acrescentando-se ao sistema um cristal de NaCl, por menor que seja, imediatamente os 2,0g em excesso se precipitam para o fundo do recipiente.   
Solução Diluída



Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada pequena. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem no máximo um décimo de mol (0,1 mol) de soluto por litro de solução.



Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída.



Solução Concentrada



Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro de solução.



Exemplo: Soluções aquosas de  NaCl que apresentam mais de 5,85 g de NaCl  por litro de solução ou menos são consideradas concentradas. 



Dispersão 



As dispersões ou dispersões  coloidais são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:



v      São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou ainda macromoléculas ou macroíons;



v      O diâmetro das partículas do disperso fica entre 10 Å e 1000 Å;



v      Podem sofrer sedimentação pela ação de um ultracentrífuga;



v      Podem ser separadas do dispergente através de um ultrafiltro;



v      Podem ser observadas em um ultramicroscópio.



Exemplo: Gelatina em água.

 



Ø      As fases de agregação do disperso e do dispergente



As dispersões coloidais podem ser feitas utilizando o disperso e o dispergente nas fases de agregação indicas  no quadro a seguir:

Dispersões Coloidais	Disperso	Dispergente	Exemplos
Aerossol	Sólido	Gasoso	Fumaça (cinzas em ar)
Gel	Líquido	Sólido	Gelatina (água em proteína)
Emulsão	Líquido	Líquido	Maionese (azeite,vinagre e ovos)
Aerossol Líquido	Líquido	Gasoso	Neblina (água em ar)
Espuma Sólida	Gasoso	Sólido	Pedra-pomes (ar em sílica)
Espuma Líquida	Gasoso	Líquido	Creme chantily (ar em creme)

Observação: Toda dispersão coloidal que possui a água como dispergente é denominada hidrossol.

 

Ø      Classificação das dispersões coloidais



As dispersões coloidais podem ser classificadas quanto a dois critérios principais: natureza das partículas do disperso e afinidade entre o disperso e o dispergente.



1. Natureza das partículas do disperso



a)      Disperso Micelar: É constituído por aglomerados de átomos, íons ou moléculas.



Exemplo: Dispersão de moléculas de enxofre, S8, em água.

 



b)      Disperso Molecular: É constituído por macromoléculas, normalmente polímeros.



Exemplo: Dispersão de amido (C6H10O5)n , em água.

 



c)      Disperso Iônico:  É constituído de macroíons.



Exemplo: Dispersão de proteína em água.



 

2. Afinidade entre o disperso e o dispergente



a)      Dispersão coloidal liófila: A palavra liófilo vem de lyo  (dissolver) e philo ( amigo); indica portanto que há grande afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal reversível. Quando o dispergente for a água, a dispersão coloidal é denominada hidrófila. Devido à afinidade entre as partículas do disperso e a do dispergente ocorre um adsorsão ou fixação das partículas do dispergente na superfície das partículas do disperso, formando uma película protetora que é denominada camada que é denominada camada de solvatação. A camada de solvatação permite que as partículas do disperso fiquem isoladas umas das outras. Com isso é possível transformar a dispersão coloidal em sol ou gel, conforme se adicione ou se retire dispergente. É por isso que esses colóides são ditos reversíveis.



v      A transformação de fase gel para a fase sol ocorre pela adição de dispergente e é denominada peptização (peptos = digerido).



v      A transformação de fase sol para a fase gel ocorre pela adição de dispergente e é denominada pectização (pektos = digerido).



Exemplo: Sabão em água, goma em água.



b)      Dispersão coloidal liófoba: A palavra liófobo vem de lyo (dissolver) e phóbos (aversão); indica portanto que praticamente não existe afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal irreversível. Se a fase dispergente for água, a dispersão coloidal é denominada hidrófoba. A formação de uma dispersão coloidal liófoba não é espontânea e a passagem de gel a sol é muito difícil.Para aumentar a estabilidade de uma dispersão coloidal liófoba, podemos adicionar um colóide protetor, ou seja, uma dispersão coloidal liófila adequada, que agiria como uma camada de soltavação. Um exemplo importante de colóide protetor é a gema de ovo, que estabiliza a mistura de azeite e vinagre ou ainda, a mistura de gelatina em água que age como colóide protetor da tinta nanquim (colóide liófobo).



Exemplos: Al (OH)3 , em água, AgCl em água.

 



Ø      Propriedades de uma dispersão coloidal



As dispersões coloidais possuem as seguintes propriedades principais:



1. Movimento Browniano



O movimento browniano é resultante dos choques das partículas (principalmente quando este se encontra na fase gasosa ou líquida) com as partículas do disperso. Devido a estes choques constantes, as partículas do disperso adquirem um movimento de ziguezague ininterrupto que pode ser observado ao ultramicroscópio. 



2. Efeito Tyndall



O efeito Tyndall é na verdade um efeito óptico de espalhamento ou dispersão da luz, provocado pelas partículas de uma dispersão coloidal do tipo aerossol. O efeito Tyndall é o que torna possível, por exemplo, observar as partículas de poeira suspensas no ar através de uma réstia de luz, ou, ainda, observar as gotículas de água que formam a neblina através do farol do carro. 



3. Carga Elétrica



Como normalmente todas as partículas do disperso de uma dispersão coloidal apresentam a mesma carga elétrica, elas ficam em suspensão devido à repulsão elétrica contínua. A carga elétrica das partículas do disperso depende diretamente da quantidade de cátions ou de ânions presentes no sistema.



a)      Sistemas com excesso de cátions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica positiva.



Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio ácido.



b)      Sistemas com excesso de ânions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica negativa.


Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio básico.



É importante observar que haverá um momento durante essa transformação em que as micelas serão neutras e a dispersão coloidal, descarregada; neste momento dizemos que a dispersão coloidal atingiu seu ponto isoelétrico.

 

4. Eletroforese



Quando uma dispersão coloidal é submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso migram para um mesmo pólo.



a)      Cataforese: Em uma dispersão coloidal positiva, as partículas do disperso migram para o pólo negativo, que é denominado cátodo.



b)      Anaforese: Em uma dispersão coloidal negativa, as partículas do disperso migram para o pólo positivo, que é denominado ânodo.



Quando uma dispersão coloidal se encontra no seu ponto isoelétrico, as partículas do disperso não migram para nenhum dos pólos, pois estão descarregados.

 



SUSPENSÕES



As suspensões ou dispersões grosseiras são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:



v      São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou até agregados de macromoléculas ou macroíons;



v      Possuem diâmetro maior que 1000 Å;



v      Sofrem sedimentação pela ação da gravidade ou pela ação de uma centrífuga comum;



v      Podem ser separadas do dispergente por filtração comum;



v      Podem ser vistas a olho nu ou através de um microscópio comum.



Exemplo: Areia em água.

 



BIBLIOGRAFIA



Fonseca, Martha Reis Marques da  Química Integral, 2º grau: volume único/Martha Reis. – São Paulo: FTD, 1993.



Suplementado por livro do professor.



1.Química (2º grau) I. Título.

Reação de Neutralização Total e Parcial

Reação de Neutralização Parcial e Total (Apostila)

preview da apostila: 

Download:

Química - Reações de Neutralização.

Solubilidade dos Sais

Solubilidade dos sais

Os sais solúveis são os que sofrem o processo de dissolução no qual uma grande quantidade de íons fica na solução. Os sais solúveis,são aqueles que um grande número de íons vai para a solução, já os sais insolúveis ou pouco solúveis, são aqueles que uma pequena quantidade de íons vai para a água, fazendo com que a maior parte dele fique coeso.

Por exemplos

O cloreto de potássio é um tipo de sal muito solúvel.
O cloreto de prata é um tipo de sal pouco solúvel.

Para que ocorra uma melhor compreensão dos estudos das reações de dupla-troca é de extrema importância o contato com a tabela de solubilidade dos sais na água.

Regra de solubilidade dos sais na água

Regra 1 – solúveis: sais dos metais alcalinos e do amônio

Regra 2 – solúveis: nitratos

Regra 3 – solúveis: os acetatos
Exceção dos acetatos: CH3 COOAg

Regra 4 – solúveis: os cloretos (Cl^-), brometos (Br^-) e iodetos (I^-);

Exceções que não são solúveis:
- PbCl₂, AgCl e Hg₂Cl₂ (insolúveis)
- PbBr₂, AgBr e Hg₂Br₂ (insolúveis)
- PbI₂, AgI, Hg₂, I₂ (insolúveis)

Regra 5 – solúveis: os sulfatos (SO²_-4);
Principais exceções:
CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄, PbSO₄ (insoluveis)

Regra 6 – solúveis: os sulfetos (S²-)
Principais exceções:
- sulfeto dos metais alcalinos e de amônio. (solúveis)
- sulfeto dos metais alcalino-terrosos. (solúveis)

Regra 7 – insolúveis: os carbonatos (CO²_-3), os fosfatos (PO³-4), os sais dos outros ânions que não foram citados são quase todos insolúveis.
Exceções: sais dos alcalinos e do ânion.

É importante sabermos que nas reações de dupla-troca pode ocorrer a formação de um sal que seja insolúvel na água, portanto podemos dizer que esse sal ele precipita, e conseqüentemente forma-se um precipitado.

Exercícios - Oxirredução

Questões de Química - Vestibular

Oxirredução

01) (UFMG) Entre as reações indicadas, a única que envolve transferência de elétrons é:

a) AgNO_{3 (aq)} + NaCl_(aq) --> AgCl_(s) + NaNO_3(aq)

b) CaCO_3(s) --> CaO_(s) + CO_2(g)

c) CaO_(s) + H₂O_(l) --> Ca(OH)_2(aq)

d) H₂O_2(l) --> 2H₂O_(l) + O_2(g)

e) Pb²⁺_(aq) +2Cl ^- --> PbCl_2(s)

02) (UFJF) Na obtenção industrial do ácido nítrico é

utilizado o processo de Ostwald, no qual a última etapa envolve a reação:

     3 NO_2(g) + H₂O_(l)   -->   2HNO_3(aq.) + NO_(g)

Assinale a alternativa incorreta:

a) esta é uma reação de oxi-redução;

b) nesta reação, a água é agente oxidante;

c) o NO₂ é um óxido ácido;

d) o ácido nítrico é um monoácido;

e) o NO é um óxido neutro.

03) (PUC-MG/JUNHO) Um dos métodos empregados para remover a

cor escura da superfície de objetos de prata consiste em envolvê-los em folha de

alumínio e mergulhar o sistema am água fervente com sabão de coco (meio básico). A

equação que representa a reação é:

     Al_(s) + Ag₂S_(s)  ==> Al⁺³_(aq) + S^-2_(aq) + Agº_(s)

Em relação à transformação ocorrida, assinale a afirmativa INCORRETA:

a) O alumínio sofre oxidação e, portanto, é o agente redutor.

b) O composto Ag₂S é o agente oxidante, pois

contém o elemento prata (Ag) que provoca a oxidação.

c) A soma dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies químicas, após o

balanceamento da equação, é igual a 16.

d) O número de oxidação do Al varia de 0 para +3 no

processo.

e) A prata doa elétrons, e seu número de oxidação passa de +1 para 0.

04) (FUNREI) Com relação à reação Zn + HgSO₄   -->   ZnSO₄ + Hg, qual é a afirmativa INCORRETA?

a) A reação é do tipo oxirredução.

b) O zinco foi o agente redutor.

c) O número de oxidação do enxofre não variou.

d) O mercúrio se oxidou pela ação do zinco.

05) (FADI-UBÁ) Introduzindo uma chapinha de cobre no ácido

nítrico concentrado, ocorre uma reação química evidenciada pela liberação de um gás

castanho e pela oxidação do Cu (cobre). Todas afirmativas baseadas ao texto


são verdadeiras, EXCETO:

a) a coloração azul da solução evidencia os íons cobre.

b) ocorreu no frasco uma reação de decomposição do cobre.

c) a chapa de cobre diminui de tamanho.

d) ocorreu no frasco uma reação de oxi-redução.

06) (FADI-UBÁ) As roupas coloridas podem ser desbotadas

quando usamos uma solução aquosa de NaClO (hipoclorito de sódio) conhecido

comercialmente como água sanitária. A análise de alguns íons clorados mostrou para o

cloro uma variação do estado de oxidação. Tais fatos nos permitem concluir que:

a) o cloro sofreu uma oxidação.

b) o cloro sofreu uma redução.

c) ocorreu uma reação de neutralização ácido-base.

d) ocorreu uma reação de oxi-redução.



07) (UFV) Considere as seguintes equações:

I - HCl + NaOH -->   NaCl + H₂O.

II - H₂ + 1/2 O₂ -->  H₂O.

III - SO₃ + H₂O  -->  H₂SO₄.

Ocorre oxirredução apenas em:

a) I.

b) II.


c) III.

d) I e III.

e) II e III.

08) (UFV-96) O permanganato de potássio (KmnO₄)

pode ser obtido a partir do minério conhecido como pirolusita (MnO₂). As

reações envolvidas no processo são:

2MnO₂ + 4KOH + O₂ --> 2K₂MnO₄ + 2H₂O

2K₂MnO₄ + Cl₂ --> 2KmnO₄ + 2KCl

Assinale a afirmativa CORRETA:

a) MnO₂ e Cl₂ atuam como agentes redutores.

b) KOH e K₂MnO₄ atuam como agentes redutores.

c) K₂MnO₄ e O₂ atuam como agentes oxidantes.

d) KOH e O₂ atuam como agentes oxidantes.

e) O₂ e Cl₂ atuam como agentes oxidante

GABARITO:
01 - D    05 - B
02 - B    06 - D
03 - E    07 - B
04 - D    08 - E

Exercícios - Grandezas Químicas

RETIRADOS DESSA APOSTILA. 

Exercícios Balanceamento de Equações

1) Faça o acerto de coeficientes estequimetricos (balanceamento) das reações abaixo:

a) Pb3O4 -> PbO + PbO2

b) SO3 + KOH -> K2SO4 + H2O

c) Fe3O4 + HBr -> FeBr2 + FeBr3 + H2O

d) Mg + O2 -> MgO

e) C2H5OH + O2 -> CO2 + H2O




Gabarito:

1) Pb3O4  ---> 2PbO + PbO2
-
2) SO3 + 2KOH ---> K2SO4 + H2O
-
3) Fe3O4 + 8HBr ---> FeBr2 + 2FeBr3 + 4H2O
-
4) 2Mg + O2 ---> 2MgO
-
5) C2H5OH + O2 ---> 2CO2 + 3H2O

Balanceamento de Equações por OXIRREDUÇÃO

Balanceamento de reações de óxido-redução

Em certas
reações podemos encontrar átomos que ganham elétrons e outros que os perdem.
Quando um átomo perde elétrons, ele se
oxida e o seu nox aumenta. Quando um átomo ganha
elétrons, ele se reduz e o seu nox diminui.

oxidação,
nox aumenta     =>

5 -

4 -

3 -

2 -

1 -

0

1 +

2 +

3 +

4 +

5 +

<= 
redução, nox diminui

Os processos de
oxidação e redução são sempre simultâneos. O átomo que se oxida, cede
seus elétrons para que outro se reduza. O átomo que se reduz recebe os
elétrons de quem se oxida. Assim ...

Quem se oxida é agente redutor  
e

quem se reduz é agente oxidante.

A igualdade na
quantidade dos elétrons na redução e na oxidação é a base do balanceamento
de reações pelo método de óxido-redução.

Regras
para o balanceamento

1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.

2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.

3º) Encontrar os Δ_oxid e Δ_red .

Δ_oxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento Δ_red = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento. As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos).

4º) Se possível, os Δ_oxid e Δ_red podem ser simplificados. Exemplificando ...

Δ_oxid = 4         Δ_red = 2  

simplificando
...

Δ_oxid = 2         Δ_red = 1 

5º)
Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:

O Δ_oxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz.

O Δ_red se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.

6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas,
baseando-se na conservação dos átomos.

---

Exemplo 1

NaBr  +   MnO₂  +   H₂SO₄   =>   MnSO₄  +  Br₂   +   H₂O  +   NaHSO₄

O Br se oxida,
pois tem nox = 1- no primeiro membro e nox = 0 no segundo. Esta oxidação
envolve 1 elétron e como sua atomicidade no NaBr é igual a 1, temos ...

Δ_oxid = 1 x 1 = 1

O Mn se reduz,
pois tem nox = 4+ no primeiro membro e nox = 2+ no segundo. Esta redução
envolve 2 elétrons e como sua atomicidade no MnO₂ é igual a 1,
temos ...

Δ_red = 2 x1 = 2

Invertendo
os coeficientes obtidos ...

2NaBr  +   1MnO₂   +   H₂SO₄  =>   MnSO₄   +  Br₂   +   H₂O  +   NaHSO₄

Os demais
coeficientes são obtidos por tentativas ...

2NaBr  +   1MnO₂   +  3 H₂SO₄   => 1 MnSO₄   +  1Br₂   +  2 H₂O   +  2NaHSO₄

Os coeficientes iguais a 1 foram colocados somente por questões de evidência, uma vez que os mesmos são dispensáveis.

---

Exemplo 2

Uma
mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem

NaOH  +   Cl₂  =>   NaClO +   NaCl  +   H₂O

Os átomos de Cl no Cl₂ tem nox igual a zero. No segundo membro temos Cl
com nox = 1+ no NaClO e Cl com nox = 1- no NaCl. Como a única fonte de Cl na
reação é o Cl₂, a reação pode ser reescrita assim ...

NaOH  +   Cl₂  +   Cl₂  =>   NaClO  +   NaCl  +   H₂O

Como o Cl₂ vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação quanto
para a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação
envolve mudança do nox do Cl de zero para 1+, ou seja, um elétron. Assim ...

Δ_oxid = 1 x 2 = 2

A redução
envolve a mudança do nox do Cl de zero para 1-, ou seja, um elétron. Assim ...

Δ_red = 1 x 2 = 2

Simplificando
temos ... Δ_oxid = Δ_red = 1

NaOH  +  1Cl₂  +  1Cl₂  =>   NaClO  +   NaCl +   H₂O

Os demais
coeficientes são obtidos por tentativas ...

 4NaOH   +  1Cl₂  +  1Cl₂  =>  2 NaClO  +  2 NaCl  +  2 H₂O

Finalmente ...

4NaOH   +  2 Cl₂ =>  2 NaClO  +  2 NaCl  +  2 H₂O

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Exemplo3

A água oxigenada atuando como oxidante

FeCl₂    +      H₂O₂    +     HCl    =>     FeCl₃  +     H₂O

No primeiro membro, o oxigênio da água oxigenada tem nox = 1-, já no segundo
membro, no H₂O, tem nox = 2-. Isto caracteriza uma redução envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H₂O₂) é igual a 2 ...

Δ_red = 2 x 1 = 2

No primeiro membro, o ferro do FeCl₂ tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl₃, tem nox = 3+. Isto caracteriza uma oxidação envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade
do ferro na substância de partida (FeCl₂) é igual a 1 ...

Δ_oxid = 1 x 1 = 1

Invertendo
os coeficientes ...

2FeCl₂    +     1H₂O₂     +     HCl    =>     FeCl₃    +     H₂O

Os demais
coeficientes da equação são obtidos por tentativas ...

2FeCl₂    +     1H₂O₂     +    2 HCl    =>    2 FeCl₃   +    2 H₂O

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Exemplo 4

A água oxigenada atuando como redutor

KMnO₄  +   H₂O₂   +   H₂SO₄  =>   K₂SO₄  +   MnSO₄  +   H₂O  +   O₂

O Mn no MnO₄, no primeiro membro, possui nox = 7+. No segundo membro, no MnSO₄, o Mn tem nox = a 2+. Este processo é uma redução envolvendo 5 elétrons. Como a
atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO₄) é igual a 1, temos ... 

Δ_red = 5 x 1 = 5

No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes:

nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H₂SO₄ e KMnO₄ Como o O₂ é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de partida. O oxigênio no primeiro membro, na água oxigenada tem nox = 1-. No segundo membro o oxigênio, no O₂ tem nox igual a zero. Isso
caracteriza uma oxidação com variação de um elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H₂O₂) é igual a 2, temos ...

Δ_oxid = 1 x 2 = 2

Invertendo
os coeficientes, temos ...

2KMnO₄   +  5H₂O₂   +   H₂SO₄  =>   K₂SO₄  +   MnSO₄  +   H₂O +   O₂

Os
demais coeficientes são obtidos por tentativas ...

2KMnO₄   +  5H₂O₂   +  3 H₂SO₄  =>  1 K₂SO₄  +  2 MnSO₄   +  8 H₂O  +  5 O₂

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