Aula - QCM (1)

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Compostos, Equações Químicas e Reações em Solução Aquosa
Química e Ciência dos Materiais
Prof. Sêmele Santos
2019
Elementos e Compostos
os elementos se combinam para formar um número ilimitado de substâncias e compostos
as propriedades do composto são totalmente diferentes das propriedades dos elementos
Elementos e Compostos
Formação da água a partir das substâncias elementares
Misturas e Compostos
Mistura de Oxigênio e Hidrogênio
Pode ter qualquer proporção de hidrogênio e oxigênio
Água (um Composto)
Moléculas de água possuem uma
razão fixa entre hidrogênio (2 átomos) e oxigênio (1 átomo)
Esquema Padronizado de Cores
Algumas Moléculas
H2O2	CH3CH2Cl
P4O10
CH3CH(OH)CH3
HCO2H
Ligações Químicas
compostos são constituídos por átomos unidos através de ligações químicas
as ligações são forças de atração entre átomos
a força de atração vem das atrações entre prótons e elétrons
Tipos de Ligação
há dois tipos gerais de ligação química em compostos:
iônica e covalente
ligações iônicas resultam quando elétrons são transferidos entre átomos, resultando em íons de cargas opostas que se atraem
em geral, átomos metálicos ligados a átomos de não-metais
ligações covalentes resultam quando dois átomos compartilham parte de seus elétrons
em geral, na ligação entre átomos de não metais
Menor energia potencial (mais estável)
Sódio (um metal) perde um elétron
Cloro (um não-metal) ganha um elétron
átomo de Na neutro, 11 e-
átomo de Cl neutro, 17 e-
Sódio metálico
Cloro gasoso
Íons de cargas opostas são mantidos unidos por ligações iônicas, formando
um retículo cristalino
Cloreto de sódio (sal de cozinha)
A Formação de Um Composto Iônico
Flavio Vichi, Q
Fórmula Molecular
Fórmula Estrutural
Modelo de esferas e palitos	Modelo de preenchimento espacial
Representando Compostos: Fórmulas Químicas
compostos são geralmente representados através de uma fórmula química
a quantidade de informação sobre a estrutura do composto varia com o tipo de fórmula
todas as fórmulas e modelos transmitem uma quantidade limitada de informação – não há representação perfeita
todas as fórmulas nos dizem quais são os elementos presentes no composto
usamos os símbolos dos elementos
Tipos de Fórmula - Fórmula Empírica
Fórmulas empíricas descrevem os tipos de elementos encontrados no composto e a razão entre seus átomos
Não descrevem quantos átomos, o ordenamento das ligações ou o formato
As fórmulas dos compostos iônicos são empíricas
Tipos de Fórmula - Fórmula Molecular
Fórmulas moleculares descrevem os tipos de elementos encontrados no composto e o número de átomos de cada elemento
– Não descrevem o ordenamento das ligações ou o formato da molécula
Tipos de Fórmula - Fórmula Estruturais
Fórmulas estruturais descrevem os tipos de elementos encontrados no composto, o número de átomos de cada elemento, o ordenamento das ligações e o tipo de ligação
Não descrevem a forma tridimensional, mas dá a um químico experiente uma boa idéia do formato da molécula
Usa-se linhas para representar ligações covalentes
Cada linha descreve o número de elétrons compartilhados pelos átomos ligados
Uma linha = 2 elétrons compartilhados, uma ligação covalente simples
Linha dupla = 4 elétrons compartilhados, uma ligação covalente dupla
Linha tripla = 6 elétrons compartilhados, uma ligação covalente tripla
Representando Compostos - Modelos Moleculares
Modelos mostram a estrutura tridimensional, além de todas as informações dadas na fórmula estrutural
Modelos de esferas e palitos usam esferas para representar os átomos e palitos para representar as ligações entre eles
Modelos de preenchimento espacial usam esferas interconectadas para mostrar as nuvens eletrônicas dos átomos ligados
Fórmulas Químicas
Peróxido de Hidrogênio Fórmula Molecular = H2O2 Fórmula Empírica	= HO
Benzeno
Fórmula Molecular = C6H6 Fórmula Empírica = CH
Glicose
Fórmula Molecular = C6H12O6 Fórmula Empírica = CH2O
Benzeno, Acetileno, Glicose a Amônia
Nome do Composto
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
Fórmula empírica
Modelo de esferas	Modelo de
e palitos	preenchimento espacial
Benzeno
Amônia
Glicose
Acetileno
Visão Molecular dos Compostos e Substâncias Elementares
Classificação das Substâncias Elementares e Compostos
Substâncias Puras
Elementares
Moleculares
Atômicas
Compostos
Iônicos
Moleculares
Classificação dos Materiais
Substâncias elementares atômicas= substâncias cujas partículas são átomos isolados
Substâncias elementares moleculares = substâncias cujas partículas são moléculas constituídas por um único tipo de átomo
Compostos moleculares = compostos cujas partículas são constituídas por não-metais (há exceções!!!!)
Compostos iônicos = compostos cujas partículas são cátions e ânions
Certas substâncias elementares ocorrem como moléculas diatômicas
–	Cl2, F2, O2, H2
Outras ocorrem como moléculas poliatômicas
–	P4, S8, Se8
7
N2
O2
F2
Cl2
Br2
I2
H2
17
Moléculas Inorgânicas
S8
P4
Diatômicos
Poliatômicos
Substâncias Elementares Moleculares
Compostos Iônicos vs. Moleculares
Propano – contém moléculas individuais de C3H8
Sal de cozinha– contém um arranjo de íons Na+ e íons
Cl-
Um composto molecular	Um composto iônico
Compostos Moleculares
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Fórmula estrutural
Modelo molecular: Esferas e palitos
Modelo molecular: Preenchimento espacial
Compostos Iônicos
metais + não-metais
não há unidades moleculares individuais; há um arranjo tridimensional de cátions e ânions compostos por unidades-fórmula ou fórmulas unitárias
podem conter íons poliatômicos
– diversos átomos ligados, formando um íon
compostos de metais com não-metais são feitos de íons (há exceções!!!!!!!!!)
– metais formam cátions e não-metais formam ânions
o composto não pode ter uma carga total, portanto o número de cátions e ânions deve ser balanceado para que a carga seja 0
se Na+ se combina com S2-, são necessários 2 íons Na+ para cada íon S2- para balancear a carga, portanto a fórmula deve ser Na2S
Compostos Iônicos
Escrevendo a Fórmula de Compostos Iônicos
Escreva o símbolo do cátion metálico e sua carga
Escreva o símbolo do não-metal e sua carga
A carga (sem o sinal) se torna o subscrito do outro íon
Reduza os subscritos à menor razão de números inteiros
Verifique se a soma das cargas do cátion cancela a soma das cargas do ânion
Escreva a fórmula de um composto feito de cátions alumínio e ânions óxido
Escreva o símbolo do cátion metálico e sua carga
Escreva o símbolo do ânion não-metálico e sua carga
Carga (sem sinal) se torna o subscrito do outro íon
Simplifique os subscritos
Verifique as cargas
Al+3 grupo 13
O2- grupo 16 Al+3 O2-
Al2 O3
Al = (2)∙(+3) = +6
O = (3)∙(-2) = -6
Íon potássio e íon nitreto
Íon cálcio e íon brometo
Íon alumínio e íon sulfeto
K+ com N3-
K3N
Ca+2 com Br-
CaBr2
Al+3 com S2-
Al2S3
Cloreto de Sódio
Arranjo estendido de íons Na+ e Cl-. A fórmula unitária mais simples é NaCl
Tro, Chemistry: A Molecular Approach
33
Alguns Íons São Poliatômicos
Nome
Fórmula
acetato
C2H3O2–
carbonato
CO32–
hydrogenocarbonato (oubicarbonato)
HCO3–
hydróxido
OH–
nitrato
NO3–
nitrito
NO2–
cromato
CrO42–
dicromato
Cr2O72–
amônio
NH4+
Nome
Fórmula
hipoclorito
ClO–
clorito
ClO2–
clorato
ClO3–
perclorato
ClO4–
sulfato
SO42–
sulfito
SO32–
hidrogenosulfate (oubisulfato)
HSO4–
hidrogenosulfito (oubisulfito)
HSO3–
Tro, Chemistry: A Molecular Approach
Hidratos
hidratos são compostos iônicos que contém um número específico de moléculas de água para cada unidade de fórmula
águas de hidratação são geralmente eliminadas por aquecimento
na fórmula, as águas são separadas por ∙
CoCl2∙6H2O
no nome, usa-se o sufixo	-hidratado após o nome do composto iônico
CoCl2∙6H2O = cloreto de cobalto (II) hexaidratado
CaSO4∙½H2O = sulfato de cálcio hemihidratado
Prefixo
No.deÁguas
hemi
½
mono
1
di
2
tri
3
tetra
4
penta5
hexa
6
hepta
7
octa
8
Hidrato CoCl2∙6H2O
Anidro CoCl2
Estados de Oxidação
Metais tendem a perder elétrons Na  Na+ + e-
Não-metais tendem a ganhar elétrons.
Cl + e-  Cl-
Agentes redutores
Agentes oxidantes
Usamos o estado de oxidação para saber o número de elétrons ganhos ou perdidos por cada elemento.
Regras
O estado de oxidação (nox) de um átomo individual em uma substância elementar é 0.
O nox total de todos os átomos em:
Uma espécie neutra é 0
Em uma espécie iônica é igual à carga do íon
Em seus compostos, os metais alcalinos e alcalino terrosos possuem nox = +1 e +2, respectivamente.
Em compostos, o nox do flúor é sempre –1.
Regras
Em compostos, o nox do hidrogênio é geralmente +1
Em compostos, o nox do oxigênio é geralmente–2.
Em compostos binários (2 elementos) com metais:
Halogênios têm nox –1,
Grupo 16 têm nox –2 e
Grupo 15 têm nox –3.
Atribuindo estados de oxidação.
Qual é o estado de oxidação do elemento sublinhado em cada um dos seguintes casos: a) P4; b) Al2O3; c) MnO4-; d) NaH
a)	P4 é uma substância elementar. nox P = 0 b)
c)
d)
Al2O3: O é –2.	O3 é –6.	Como (+6)/2=(+3), nox Al = +3.
MnO4 – : nox total = – 1, O4 é –8. nox Mn = +7. NaH: nox total = 0, regra 3 precede a regra 5, nox Na = +1 e nox H = -1.
Exemplo 3
Introdução às Reações em Solução Aquosa
Philip Dutton University of Windsor, Canada
Prentice-Hall © 2008
General Chemistry
Principles and Modern Applications Petrucci • Harwood • Herring
9th Edition
A Natureza das Soluções Aquosas
Eletrólitos
Alguns solutos podem se dissociar em íons.
Pode haver condução de eletricidade.
Fonte de
eletricidade
Bastão de
grafite
Tipos de Eletrólito
Eletrólito forte se dissocia completamente.
Boa condutividade elétrica.
Eletrólito fraco se dissocia parcialmente.
Razoável condutividade elétrica..
Não-eletrólito não se dissocia.
Baixa ou nenhuma condutividade elétrica..
Em geral: Compostos iônicos: eletrólitos fortes
Compostos moleculares: eletrólitos fracos ou não-eletrólitos
Eletrólitos
Representação de Eletrólitos Usando Equações Químicas
Um eletrólito forte:
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)
Um eletrólito fraco:
3	2
←
3	2
-	+
CH CO H(aq) → CH CO	(aq) + H	(aq)
Um não-eletrólito:
CH3OH(aq)
Notação de Concentração
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)
Em MgCl2: 0,0050 M
A estequiometria é importante.
[Mg2+] = 0,0050 M	[Cl-] = 0,0100 M	[MgCl2] = 0 M
Exemplo 1
Cálculo da concentração de íons em uma solução de eletrólito forte.
Quais são as concentrações de íons alumínio e sulfato em Al2(SO4)3 0,0165 M?.
3 SO42-(aq)
Equação química balanceada:
Al2(SO4)3 (s)	→	2 Al3+(aq) +
[Al] =
×
=
1 L
2 mol Al3+
1 mol Al2(SO4)3
0,0165 mol Al2(SO4)3
0,0330 M Al3+
Exemplo 1
4
0,0495 M SO 2-
4
2-
[SO	] =
×
=
1 mol Al2(SO4)3
Concentração de sulfato:
1 L
3 mol SO42-
2
0,0165 mol Al (SO )
4 3
Concentração de alumínio:
Reações de Precipitação
Íons solúveis podem se combinar, formando compostos insolúveis.
Ocorre a precipitação.
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
+	PbI2(s)
Pb(NO3)2(aq)	+	2 KI(aq) → 2 KNO3(aq)
Equação iônica líquida: Pb2+(aq)	+	2 I-(aq) → PbI2(s)
Íons espectadores
Reação Iônica Líquida
Reação de precipitação global:
AgNO3(aq) +NaI (aq) → AgI(s) + NaNO3(aq)
Equação iônica completa:
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + I-(aq) →
AgI(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Equação iônica líquida:
Ag+(aq) + I-(aq) → AgI(s)
Regras de Solubilidade
Compostos solúveis:
Sais com íons de metais alcalinos e com o íon amônio
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+	NH4+
Nitratos, percloratos e acetatos
NO3-	ClO4-	CH3CO2-
Uma exceção: AgCH3CO2: sólido avermelhado
Regras de Solubilidade
Cl-, Br-, I-
Cloretos, brometos e iodetos
Exceto os de Pb2+, Ag+, e Hg22+.
Sulfatos
2-
SO4
Exceto os de Sr2+, Ba2+, Pb2+ e Hg22+.
Ca(SO4) é ligeiramente solúvel.
Compostos em sua maioria solúveis:
Regras de Solubilidade
HO-, S2-
Hidróxidos de Sr2+ e Ca2+ são ligeiramente solúveis.
– Carbonatos e fosfatos
2-	3-
CO3	, PO4
Exceto sais de metais alcalinos e amônio
Compostos insolúveis:
Hidróxidos e sulfetos
Exceto sais de metais alcalinos e amônio
Sulfetos dos alcalino terrosos são solúveis
Minerais comuns são geralmente formados com ânions que levam a produtos insolúveis:
sulfeto carbonato
fluoreto óxido
Azurita, um carbonato de cobre
Pirita de ferro, um sulfeto
Orpimento, sulfeto de arsênico
Solubilidade em Água
Ácidos e Bases
Latim acidus (azedo)
Sabor azedo
Árabe al-qali (cinzas de certas plantas)
Sabor amargo
Svante Arrhenius (1884): teoria ácido-base.
A “força motriz” é a formação de água. NaOH(aq)	+	HCl(aq) → NaCl(aq)	+	H2O(liq)
Equação iônica líquida:
OH-(aq)	+	H+(aq) → H2O(liq)
Isto se aplica a todas as reações de ácidos e bases FORTES.
Reações Ácido-Base
Ácidos
Ácidos liberam H+ em solução aquosa.
Ácidos fortes:
HCl(aq)
Ácidos fracos:
H+(aq) + Cl-(aq)
→
CH3CO2H(aq)	←→
H+(aq) + CH3CO2-(aq)
Bases
Bases liberam OH- em solução aquosa.
Bases fortes:
←→
Bases fracas:
NH3(aq) + H2O(l)
OH-(aq) + NH4+(aq)
Na+(aq) + OH-(aq)
NaOH(aq)	→H2O
Bases
As bases fortes se dissociam completamente
–	Hidróxidos de metais do grupo 1 e alguns metais do grupo 2.
Certas substâncias produzem íons através da reação com água: hidrólise
NH3 é uma base fraca pois a reação não é completa.
A maioria das bases é fraca
←→
NH3(aq) + H2O(l)
OH-(aq) + NH4+(aq)
Reconhecendo Ácidos e Bases.
Ácidos possuem íons hidrogênio ionizáveis.
–	CH3CO2H ou HC2H3O2
Bases possuem OH- combinado com um íon metálico.
KOH
ou são identificados por equações químicas
Na2CO3(s) + H2O(l)→ HCO3-(aq) + 2 Na+(aq) + OH-(aq)
Mais Reações Ácido-Base
Leite de magnésia	Mg(OH)2
Mg(OH)2(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l) Mg(OH)2(s) + 2 CH3CO2H(aq) →
Mg2+(aq) + 2 CH3CO2-(aq) + 2 H2O(l)
Equação 1: reação com ácido forte Equação 2: reação com ácido fraco
Note a formação de água
Mais Reações Ácido-Base
Calcário e mármore.
CaCO3(s) + 2 H+(aq) → Ca2+(aq) + H2CO3(aq) Mas:	H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)
CaCO3(s) + 2 H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Mas aqui quem atua como base é o CO32-
Temos que expandir nosso conceito de ácidos e bases
Calcário e Mármore
Corresponde	principalmente	à	química	dos carbonatos metálicos.
CO2 e água → H2CO3 H2CO3(aq) + Ca2+ →
2 H+(aq) + CaCO3(s) (calcário) A adição de ácido reverte esta reação. MCO3 + ácido → CO2 + sal
Reações Formadoras de Gás
CaCO3(s)	+	H2SO4(aq) →
2 CaSO4(s)	+	H2CO3(aq)
Ácido carbônico é instável e forma CO2 + H2O H2CO3(aq) → CO2	+	água
(Os antiácidos têm ácido cítrico + NaHCO3)
Reações Formadoras de Gás
Algumas Reações Formadoras de Gases
REAÇÕES REDOX
Troca Reações ácido-base
Troca Reações formadoras de gases
Troca: Reações de Precipitação
REAÇÕES
Oxidação—
2 H2(g)	+	O2(g) → 2 H2O(l)
Mg(s)	+	2 HCl(aq) → MgCl2(aq)	+	H2(g) Todas as reações de corrosão são reações redox. 2 Al(s)		+		3 Cu2+(aq) → 2 Al3+(aq)		+		3 Cu(s) Redução—
Fe2O3(s)	+	2 Al(s) → 2 Fe(s)	+	Al2O3(s)
Reações Redox
Cu(s) + 2 Ag+(aq)
→ Cu2+(aq) + 2 Ag(s) Em todas as reações,
se algo foi oxidado,
outra coisa tem que ser reduzida
Reações Redox
Metalurgia
Combustíveis
Baterias
Corrosão
Por quê estudar reações redox?
Oxirredução: Alguns Princípios Gerais
A hematita é convertida em ferro em um alto-forno.
Fe O (s) + 3 CO(g) →	2 Fe((ll)) + 3 CCOO (g)
2	3	2
A oxidação e a redução sempre ocorrem juntas.
Fe3+ é reduzido a ferro metálico. CO(g) é oxidado a dióxido de carbono.
Mudanças de Estado de Oxidação
4+ 2-
Atribua números de oxidação:
3+	2-	2+ 2-	0
Fe O (s) + 3 CO(g) →	2 Fe(l) + 3 CO (g)
2	3	2
Fe3+ é reduzido a ferro metálico. CO(g) é oxidado a dióxido de carbono.
Oxidação e Redução
Oxidação
nox de algum elemento aumenta na reação.
Os elétrons estão à direita na equação
Redução
nox de algum elemento diminui na reação.
Os elétrons estão à esquerda na equação.
Zinco em Sulfato de Cobre
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Semi-ReaçõesRepresentam uma reação com duas semi- reações.
Oxidação:
Redução:
Global:
Zn(s) →	Zn2+(aq) + 2 e-
Cu2+(aq) + 2 e- →	Cu(s)
Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq)
Balanceamento de Equações Redox
Poucas podem ser balanceadas por simples observação.
É necessária uma abordagem sistemática.
O método da semi-reação ou íon-elétron.
Balanceamento de Reações Redox
No método das semi-reações, trata-se uma reação redox como se fossem duas reações como reações separadas (apenas no papel): uma de oxidação e outra de redução.
Balanceia-se cada uma das semi-reações, que são somadas no final para dar a equação global
O Método das Semi-Reações
Atribua os números de oxidação, para determinar a espécie oxidada e a reduzida.
Escreva as semi-reações de oxidação e redução.
O Método das Semi-Reações
Balanceie cada semi-reação.
Balanceie os elementos diferentes de O e H.
Balanceie O através da adição de H2O.
Balanceie H através da adição de H+.
Balanceie a carga através da adição de elétrons.
Multiplique as semi-reações por números inteiros de modo a igualar os elétrons ganhos e perdidos.
O Método das Semi-Reações
Some as semi-reações, subtraindo as espécies que aparecem dos dois lados.
Verifique o balanço de massa.
Verifique o balanço de carga.
O Método das Semi-Reações
−	2−
Considere a reação entre MnO4	e C2O4	:
MnO4	(aq) + C2O4	(aq)  Mn	(aq) + CO2 (aq)
−	2−	2+
O Método das Semi-Reações
Primeiro, atribuimos os números de oxidação.
+7	+3	+2	+4
MnO − + C	2-  Mn2+ + CO
4	2O4	2
O manganês vai de +7 a +2, portanto é reduzido. O carbono vai de +3 a +4, portanto é oxidado.
Semi-reação de Oxidação
C2O42-	 CO2
Para balancear o carbono, adicionamos um coeficiente 2:
C2O 2−  2 CO
4	2
Semi-reação de Oxidação
C2O42-	 2 CO2
O oxigênio já está balanceado. Para balancear a carga, adicionamos 2 elétrons ao lado direito.
C2O 2−  2 CO	+ 2 e−
4	2
Semi-reação de Redução
MnO4- Mn2+
−	
O manganês está balanceado; para balancear o oxigênio, adicionamos 4 águas ao lado direito.
MnO4-	 Mn2+ + 4 H2O	
Semi-reação de Redução
MnO4	 Mn	+ 4 H2O
−	2+
Para balancear o hidrogênio, adicionamos 8 H+ ao lado esquerdo.
8 H+ + MnO4	 Mn	+ 4 H2O
−	2+
Semi-reação de Redução
8 H+ + MnO4	 Mn	+ 4 H2O
−	2+
Para balancear a carga, adicionamos 5 e− ao lado esquerdo.
5 e− + 8 H+ + MnO4	 Mn	+ 4 H2O
−	2+
Combinando as Semi-Reações
Podemos agora considerar as duas semi- reações conjuntamente:
C2O 2−  2 CO	+ 2 e−
4	2
5 e− + 8 H+ + MnO4	 Mn	+ 4 H2O
−	2+
Para atingir o mesmo número de elétrons em ambos os lados, multiplicamops a semi- reação de oxidação por 5 e a semi-reação de redução por 2.
Combinando as Semi-Reações
5 C2O4	 10 CO2 + 10 e
2−	−
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4	 2 Mn	+ 8 H2O
−	2+
Somando as semi-reações, temos:
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4	+ 5 C2O4	
−	2−
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 +10 e−
Combinando as Semi-Reações
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4	+ 5 C2O4	
−	2−
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 +10 e−
A única coisa que aparece dos dois lados são os elétrons. Quando os cancelamos, temos:
16 H+ + 2 MnO4	+ 5 C2O4	
−	2−
2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2
Exemplo 2
Balanceamento de equação para uma reação redox em solução ácida.
A reação descrita abaixo é usada para determinar a concentração de íons sulfito em águas residuais de fábricas de papel. Escreva uma equação balanceada para esta reação em solução ácida.
SO32-(aq) + MnO4-(aq)	→
SO42-(aq) +
Mn2+(aq)
Exemplo 2
Determine os estados de oxidação:
6+
SO42-(aq) +
4+	7+
SO32-(aq) + MnO4-(aq)	→
2+
Mn2+(aq)
Escreva as semi-reações:
SO32-(aq) →
5 e-(aq) +MnO4-(aq)	→
SO42-(aq) + 2 e-(aq)
Mn2+(aq)
Balanceie os átomos diferentes de H e O:
Já está balanceada.
Balanceie O através da adição de H2O:
H2O(l) + SO32-(aq) →
5 e-(aq) +MnO4-(aq)	→
SO42-(aq) + 2 e-(aq)
Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Balanceie H através da adição de H+:
H2O(l) + SO32-(aq) →
8 H+(aq) + 5 e-(aq) +MnO4-(aq)	→
SO42-(aq) + 2 e-(aq) + 2 H+(aq)
Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Adicione e- se
Verifique se as cargas estão balanceadas:
necessário
Exemplo 2
Multiplique as semi-reações para balancear todos os e-:
5 H2O(l) + 5 SO32-(aq) →	5 SO42-(aq) + 10 e-(aq) + 10 H+(aq)
16 H+(aq) + 10 e-(aq) + 2 MnO4-(aq)	→	2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
Some ambas as equações e cancele quem aparece em ambos os lados:
5 SO32-(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6H+(aq) →
5 SO42-(aq) + 2 Mn2+(aq) + 3 H2O(l)
Verifique!
Exemplo 2
Balanceamento em Meio Ácido
Escreva as equações das semi-reações
Balanceie todos os átomos exceto H e O
Balanceie oxigênio usando H2O.
Balanceie hidrogênio usando H+.
Balanceie a carga usando e-.
Iguale o número de elétrons.
Some as semi-reações.
Verifique o balanceamento.
Balanceamento em Meio Básico
OH- aparece no lugar de H+.
Trate a equação como se fosse em meio ácido.
Então adicione OH- a cada lado para neutralizar H+.
Remova H2O que aparece de ambos os lados da equação.
Verifique o balanceamento.
Exemplo 3: Para casa
Balanceamento de equação para uma reação redox em solução básica.
O alumínio metálico é oxidado em solução básica, com a água atuando como agente oxidante. Os produtos da reação são Al(OH)4-(aq) e H2(g). Escreva uma equação balanceada para esta reação.
Al(s) + H2O(l)	→ Al(OH)4-(aq) e H2(g).
Agentes Oxidantes e Redutores
Um agente oxidante:
Contém um elemento cujo estado de oxidação diminui em uma reação redox.
Um agente redutor:
Contém um elemento cujo estado de oxidação aumenta em uma reação redox.
Redox
Esta espécie não pode ser mais oxidada
Esta espécie não pode ser mais reduzida
Exemplo 4
Identificando agentes oxidantes e redutores.
O peróxido de hidrogênio, H2O2, é uma substância versátil. Seus usos incluem o branqueamento de polpa de madeira e de tecidos, além de ser um substituto do cloro na purificação de água. Um dos motivos de sua versatilidade é que ele pode atuar tanto como agente oxidante quanto como agente redutor. Nas reações a seguir, determine se o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante ou redutor.
H2O2(aq) + 2 Fe2+(aq) + 2 H+
→ 2 H2O(l) + 2 Fe3+(aq)
Ferro é oxidado e peróxido é reduzido.
Fe(II) é oxidado a Fe(III).	Portanto, o peróxido é agente oxidante O peróxido é reduzido a água.
Exemplo 4
5 H2O2(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6 H+	→
8 H2O(l) + 2 Mn2+(aq) + 5 O2(g)
Manganês é reduzido e peróxido é oxidado.
Mn(VII) é reduzido a Mn(II).	Portanto, o peróxido é o agente redutor. O peróxido é oxidado a oxigênio molecular.
Exemplo 4