Número de oxidação (NOx)

    O fenômeno de oxidorredução é uma conseqüência das ligações químicas. Um fato importante em uma ligação química é o comportamento dos elétrons.

     Os dois átomos de uma ligação disputam o par eletrônico, e a intensidade da força dos átomos na disputa pode ser diferente. Desse modo, o par eletrônico é deslocado na direção do átomo que exerce mais força. Isso provoca o aparecimento de resíduos de cargas nos átomos da ligação, e esses são denominados pólos. Assim, atribuímos cargas aos átomos de uma molécula.

     Denomina-se número de oxidação de um elemento a valência do elemento com sinal positivo ou negativo.

     Analisando uma molécula de cloreto de hidrogênio, a valência do hidrogênio é 1 e a do cloro também é 1; tendo o cloro eletronegatividade maior que a do hidrogênio, o cloro fica com resíduo negativo e o hidrogênio positivo; portanto, dizemos que o número de oxidação do hidrogênio é +1, e o número de oxidação do cloro é -1.

     O número de oxidação de um elemento quando forma um íon simples é a própria eletrovalência do íon. Tomando como exemplo o cloreto de sódio (NaCl), o sódio tem eletrovalência  +1, e o cloro tem eletrovalência -1.

Regras práticas para a determinação do número de oxidação (NOx)

  A soma algébrica dos números de oxidação dos elementos que constituem um composto é igual a zero.

Exemplos: 

  O número de oxidação (NOx) dos elementos na substâncias simples é igual a zero:

                  Fe   è  NOx = 0                            H₂  è  NOx = 0

                   Al   è  NOx = 0                           O₂   è  NOx = 0

 Em qualquer substância composta, os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr) têm NOx=+1.

 Exemplo:

    Em qualquer substância composta, os metais alcalinos terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra) têm NOx= +2.

   O hidrogênio tem NOx= +1, com exceção apenas nos hidretos metálicos, nos quais tem NOx= -1.

Exemplos:

 O oxigênio tem número de oxidação NOx = -2, com exceção nos peróxidos , em que seu NOx = -1,e nos fluoretos, em que seu NOx = +1 e +2.

Exemplo:

  Os halogênios (F, Cl, Br, I e At) têm número de oxidação NOx = -1

Exemplo:

 A prata (Ag) em qualquer substância composta tem número de oxidação NOx=+1.

 Exemplo:

  A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos constituintes do íon é sempre igual a carga do íon.

Exemplo:

 O alumínio (Al) em qualquer substância composta tem número de oxidação NOx=+3  

Exemplo:

Aplicações no dia-a-dia

A Eletroquímica é um ramo da química que estuda reações químicas que ocorrem em uma solução envolvendo um condutor (um metal ou um semicondutor) e um condutor iônico (o eletrólito), envolvendo trocas de elétrons entre o eletrodo e o eletrólito.

Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, produzindo transferência de elétrons, produzindo espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico, ou produzindo diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha ou bateria (que muitas vezes é formada de diversas células). Quando tal processo é proporcionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é denominado de eletrólise.

A Origem da Pilha

A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizou discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. O nome "pilha" advém da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão.

John Frederic Daniell, em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando sua eficiência. Este tipo de dispositivo passou a ser chamado de pilha de Daniell.

Pilhas e/ou baterias podem ser definidas como geradores químicos de energia elétrica. Tecnicamente, a unidade geradora básica é denominada célula . Em muitos casos práticos, a tensão fornecida por uma célula é insuficiente para operar os equipamentos, de forma que duas ou mais são associadas em série, formando conjuntos. Daí o nome pilha ou bateria. Na linguagem do dia-a-dia, o nome célula é pouco usado e esses termos são aplicados mesmo no caso de uma única célula, como as pilhas comuns de 1,5 volts.

As baterias, ou melhor, células podem ser classificadas em dois grandes grupos:

Não recarregáveis: as reações que geram a energia não podem ser revertidas pela aplicação de uma fonte externa e, portanto, precisam ser trocadas quando esgotadas.

Recarregáveis: as reações são reversíveis pela aplicação de uma fonte externa. Mas não duram para sempre. O número de ciclos de carga-descarga é limitado e depende do tipo. Alguns tipos, como as de automóveis, são também denominadas acumuladores.

Experimento

Tensão Superficial - Experimento

Este experimento visa demonstrar aos alunos uma propriedade inerente a todos os líquidos.

MATERIAIS:
-Uma colher de detergente
-Uma lâmina de barbear
-Um copo com água
-Um conta-gotas

COMO FAZER:
1. Pegue a lâmina de barbear e na posição horizontal coloque dentro do copo com água.
2. Retire a lâmina de barbear com cuidado de dentro do copo com água.
3. Coloque a lâmina de barbear novamente dentro do copo com água mas dessa vez na posição vertical.
4. Retire a lâmina de barbear de dentro do copo com água e repita o PASSO 1
5. Pingue uma gota de detergente na água com o conta-gotas.

Gasolina - Experimento

Este experimento tem como objetivos analisar um sistema químico e diferenciá-lo quanto a composição e quanto ao aspecto visual, efetuar extração do álcool da gasolina e promover uma separação de mistura e avaliar de se a gasolina utilizada sofreu adulteração por adição de álcool.

A gasolina é um líquido tóxico e bastante volátil. Durante a realização deste experimento, mantenha o local arejado e evite a inalação dos vapores de gasolina. Por outro lado, a gasolina é altamente inflamável. Assim, durante a realização deste experimento não deve haver qualquer chama acesa no local.

MATERIAIS:
– 5 mL de Gasolina
– 5 mL de Água
– 1 proveta de 10 mL ou uma Seringa de 10mL
– 1 Seringa de 5 mL

COMO FAZER:
1. Usando a seringa coloque 5 mL de gasolina na proveta (ou na seringa de 10mL)
2. A seguir, adicione 5 mL de água, tampe a proveta com a rolha e agite a mistura água-gasolina. 3. Após agitar deixar o sistema em repouso por 1 minuto para que ocorra a separação das fases.

Comprimido Efervescente - Experimento

A velocidade das reações químicas depende de muitos fatores. Este experimento visa demonstrar aos alunos a influência da temperatura e da superfície de contato na cinética das reações química (velocidade das reações).

MATERIAIS:
-Um machudador ou pilão
-Água (Natural, Quente e Gelada).
-Quatro comprimidos efervescente
-Quatro copos

COMO FAZER:
1. Pegue o machudor e triture bastante um comprimido efervescente ( com cuidado para não furar o envelope).
2. Encha dois copos com água natural (mesma quantidade de água).
3. Abra o envelope com o comprimido triturado e outro envelope com o comprimido inteiro.
4. Coloque o efervescente em cada um dos copos com água ao mesmo tempo.
5. Nos outros dois copos, coloque água quente e água gelada em cada um deles.
5. Adicione em cada um dos dois copos os outros dois comprimidos efervescentes (ao mesmo tempo).

Curiosidades :

Um policial faz o teste do bafômetro em um motorista alcoolizado e explica a alteração do número de oxidação (NOx) das substâncias que participam da reação que ocorre no aparelho.

  Texto retirado do livro “estudante nota 10”.da editora DCL (difusão cultural do livro).

Os Experimentos foram retirados do blog:

http://duplat.blogspot.com/2009/03/comprimido-efervescente-experimento.html,

http://duplat.blogspot.com/2009/03/gasolina-experimento.html 

http://duplat.blogspot.com/2009/03/tensao-superficial-experimento.html

Curiosidades:

http://ludoquimico.blogspot.com/2009/10/simulacao-entenda-como-funciona-o.html

Aplicações no dia-a-dia:

foram retirados dos sites,http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletroqu%C3%ADmica e http://www.mspc.eng.br/tecdiv/bat110.shtml.

  Texto digitado e postado por  VITOR GABRIEL, ANTONIO VINICIUS do 2° 04