Al 2.3 quimica 11

Reacções Redox

Reacções de oxidação-redução - reacção em que há transferência de eEx: Mg (s) + Cl2 (g) MgCl2 (s) (composto iónico: Mg2+; Cl-) Reacções de eléctrodo: semi-reacções. -semi-reacção de oxidação: Mg Mg2+ + 2e-

Mg cede 2e- oxidação do magnésio  Mg é redutor (produz a redução da outra espécie) -semi-reacção de redução: Cl2 + 2e(Cl-)2

Cl recebe 1e- redução do cloro  Cl é oxidante (produz a oxidação da outra espécie) Equação redox: Mg (s) + Cl2 (g) Mg2+ + (Cl-)2 (s)

Numa reacção redox há sempre uma espécie que sofre oxidação e outra que sofre redução A espécie que se oxida cede e- a outra espécie, reduzindo-a - sendo o redutor A espécie que se reduz capta e- de outra espécie, oxidando-a - sendo o oxidante

-Pares conjugados de oxidação redução:
2e-

Mg2+/Mg Mg2+ + (Cl-)2 (s)
Oxidante 1 Redutor 2 Oxidante 2

Mg (s) + Cl2 (g)
Redutor 1

Cl2 / Cl-

Oxidação

Redução

-Variação do poder oxidante e redutor ao longo da T.P.
Aumenta o poder oxidante Aumenta o poder redutor

Número de oxidação - é o nº de electrões que esse átomo perde ou ganha na ligação iónica, ou que perderia ou ganharia se, na ligação covalente os electrões da ligação fossem transferidos para o átomo mais electronegativo. Regras para determinar o Número de oxidação: 1- O n.o. de um átomo na estado elementar é zero. Ex: Fe, C, H2, P4... 2- O n.o. de um ião monoatómico é igual à respectiva carga. Ex: MgCl2 (Mg2+, 2Cl-) n.o. (Mg2+) = +2 n.o. (Cl-) = -1

Nos iões poliatómicos, constituídos por uma única espécie de átomos, o n.o. é igual ao quocienteentre a carga do ião e o nº de átomos que o constituem. Ex: n.o. (Hg22+)= +2/2 = +1 n.o. (O22-) = -2/2 = -1

3- A soma dos n.o. dos átomos numa molécula é zero. 4- A soma dos n.o. dos átomos num ião poliatómico é igual à carga do ião.

n.o. mais vulgares de alguns elementos em compostos: 1- Os átomos dos elementos do grupo 1 da T.P. têm sempre n.o.= +1. Ex: Li, Na, K, ... 2- Os átomos dos elementos do grupo 2