Conteúdo principal

Biblioteca de Química

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 5

Lição 5: Tipos de reações químicas

Reações de oxidação-redução (redox)

O que é uma reação de oxidação-redução?

Uma reação de oxidação–redução ou reação redox é uma reação que envolve a transferência de elétrons entre espécies químicas (os átomos, íons ou moléculas envolvidas na reação). As reações redox fazem parte do nosso cotidiano: a queima de combustíveis, a corrosão de metais e até mesmo os processos de fotossíntese e respiração celular envolvem oxidação e redução. A seguir, apresentamos alguns exemplos de reações redox comuns.

\small{\ce{CH4}(g) + \ce{2O2}(g) \rightarrow \ce{CO2}(g) + \ce{2H2O}(g)\kern0.75em(\text{combustão do metano})}

\small{\ce{2Cu}(s) + \ce{O2}(g) \rightarrow \ce{2CuO}(s)\kern7.65em (\text{oxidação do cobre})}

\small{\ce{6CO2}(g) + \ce{6H2O}(l) \rightarrow \ce{C6H12O6}(s) + \ce{6O2}(g)\kern1.90em(\text{fotossíntese})}

Durante uma reação redox, algumas espécies sofrem oxidação, ou seja, a perda de elétrons, enquanto outras sofrem redução, ou seja, o ganho de elétrons. Por exemplo, considere a reação entre o ferro e o oxigênio para formação da ferrugem:

\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)\kern8.65em(\text{ferrugem do ferro})}

Nesta reação, o

\ce{Fe}

neutro perde elétrons para formar íons de

\ce{Fe^3+}

, e o

\ce{O2}

neutro ganha elétrons para formar íons de

\ce{O^2-}

. Em outras palavras, o ferro é oxidado e o oxigênio é reduzido. É importante ressaltar que a oxidação e a redução não ocorrem apenas entre metais e não metais. Os elétrons também podem se mover entre não metais, conforme indicado pelos exemplos de combustão e fotossíntese mencionados acima.

Números de oxidação

Como podemos determinar se uma reação específica é uma reação redox? Em alguns casos, é possível saber por inspeção visual. Por exemplo, poderíamos ter determinado que a ferrugem do ferro é um processo redox simplesmente observando que ela envolve a formação de íons (

\ce{Fe^3+}

\ce{O^2-}

) a partir de elementos livres (

\ce{Fe}

\ce{O2}

). Em outros casos, no entanto, isso não é tão óbvio, especialmente quando a reação em questão envolve apenas substâncias não metálicas.

Para ajudar na identificação dessas reações redox menos óbvias, químicos desenvolveram o conceito de números de oxidação, que oferece uma maneira de rastrear elétrons antes e depois de uma reação. O número de oxidação (ou estado de oxidação) de um átomo é a carga imaginária que o átomo teria se todas as ligações com o átomo fossem completamente iônicas. Os números de oxidação podem ser atribuídos aos átomos em uma reação por meio das seguintes diretrizes:

Um átomo de um elemento livre tem um número de oxidação igual a 0. Por exemplo, cada átomo de $\ce{Cl}$ no $\ce{Cl2}$ tem um número de oxidação de 0. O mesmo acontece para cada átomo de $\ce{H}$ no $\ce{H2}$ , para cada átomo de $\ce{S}$ no $\ce{S8}$ , e assim por diante.
Um íon monoatômico tem um número de oxidação igual à sua carga. Por exemplo, o número de oxidação do $\ce{Cu^2+}$ é plus, 2, e o número de oxidação do $\ce{Br-}$ é minus, 1.
Quando combinados com outros elementos, os metais alcalinos (Família 1, start text, A, end text) sempre têm um número de oxidação igual a plus, 1, enquanto os metais alcalino-terrosos (Família 2, start text, A, end text) sempre têm um número de oxidação de plus, 2.
O flúor tem um número de oxidação de minus, 1 em todos os compostos.
O hidrogênio tem um número de oxidação de plus, 1 na maioria dos compostos. A principal exceção é quando o hidrogênio é combinado com metais, como no $\ce{NaH}$ ou $\ce{LiAlH4}$ . Nestes casos, o número de oxidação do hidrogênio é igual a minus, 1.
O oxigênio tem um número de oxidação de minus, 2 na maioria dos compostos. A principal exceção é em peróxidos (compostos que contêm $\ce{O2^2-}$ ), em que o oxigênio tem um número de oxidação de minus, 1. Exemplos de peróxidos comuns incluem o $\ce{H2O2}$ e o $\ce{Na2O2}$ .
Os outros halogênios ( $\ce{Cl}$ , $\ce{Br}$ e $\ce{I}$ ) têm um número de oxidação de minus, 1 em compostos, a menos que combinados com o oxigênio ou o flúor. Por exemplo, o número de oxidação do $\ce{Cl}$ no íon $\ce{ClO4-}$ é plus, 7 (uma vez que o $\ce{O}$ tem um número de oxidação de minus, 2 e a carga total no íon é de minus, 1).
A soma dos números de oxidação para todos os átomos em um composto neutro é igual a zero, enquanto a soma de todos os átomos em um íon poliatômico é igual à carga do íon. Considere o íon poliatômico $\ce{NO3-}$ . Cada átomo de $\ce{O}$ tem um número de oxidação de minus, 2 (perfazendo um total de minus, 2, times, 3, equals, minus, 6). Como a carga total no íon é de minus, 1, o número de oxidação do átomo de $\ce{N}$ deve ser de plus, 5.

Uma coisa que deve ser observada é que os números de oxidação são escritos com o sinal (plus ou minus) antes do número. Isso é o contrário do que acontece com as cargas dos íons, que são escritas com o sinal após o número. Agora, vamos ver alguns exemplos de atribuição dos números de oxidação!

Exemplo 1: atribuição de números de oxidação

Qual é o número de oxidação de cada átomo em (a) $\ce{SF6}$ , (b) $\ce{H3PO4}$ e (c) $\ce{IO3-}$ ?

Para atribuir os números de oxidação aos átomos em cada composto, vamos seguir as diretrizes descritas acima.

(a) Sabemos que o número de oxidação do

\ce{F}

é minus, 1 (diretriz 4). Como a soma dos números de oxidação dos seis átomos de

\ce{F}

é minus, 6 e

\ce{SF6}

é um composto neutro, o número de oxidação do

\ce{S}

deve ser plus, 6:

\begin{aligned} &\kern0.75em\blueD{\text{S}}\maroonD{\text{F}}_6 \\ &\footnotesize\blueD{{+6}}\kern0.35em\maroonD{{-1}} \end{aligned}

(b) O número de oxidação do

\ce{H}

é plus, 1 (diretriz 5) e o número de oxidação do

\ce{O}

é minus, 2 (diretriz 6). A soma desses números de oxidação é 3, left parenthesis, plus, 1, right parenthesis, plus, 4, left parenthesis, minus, 2, right parenthesis, equals, minus, 5. Como

\ce{H3PO4}

não tem carga líquida, o número de oxidação do

\ce{P}

deve ser plus, 5:

\begin{aligned} &\kern0.60em\blueD{\text{H}}_3\maroonD{\text{P}}\greenD{\text{O}}_4 \\ &\footnotesize\blueD{{+1}}\kern0.35em\maroonD{{+5}}\kern0.35em\greenD{{-2}} \end{aligned}

(c) O número de oxidação do

\ce{O}

é minus, 2 (diretriz 6), portanto a soma dos números de oxidação dos três átomos de

\ce{O}

é minus, 6. Como a carga líquida no

\ce{IO3-}

é minus, 1, o número de oxidação do

\ce{I}

deve ser plus, 5:

\begin{aligned} &\kern0.75em\blueD{\text{I}}\maroonD{\text{O}}_3^- \\ &\footnotesize\blueD{{+5}}\kern0.35em\maroonD{{-2}} \end{aligned}

Verificação de conceito: qual é o número de oxidação do átomo de carbono no $\ce{CO3^2-}$ ?

[Mostrar resposta]

Como reconhecer reações redox

Como realmente usamos os números de oxidação para identificar reações redox? Para descobrir, vamos revisitar a reação entre o ferro e o oxigênio, desta vez atribuindo números de oxidação para cada átomo da equação:

\begin{aligned} &\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)} \\ &\footnotesize\kern0.95em\blueD{{0}}\kern3.50em\blueD{{0}}\kern3.70em\blueD{{+3}}\kern0.50em\blueD{{-2}} \end{aligned}

Observe como o ferro (que já sabemos ser oxidado nesta reação) muda de um número de oxidação de 0 para um número de oxidação de plus, 3. Da mesma forma, o oxigênio (que sabemos ser reduzido) muda de um número de oxidação de 0 para um número de oxidação de minus, 2. A partir disso, podemos concluir que a oxidação envolve um aumento no número de oxidação, enquanto a redução envolve uma diminuição no número de oxidação.

Portanto, podemos identificar reações redox procurando variações nos números de oxidação durante o curso de uma reação. Vamos explorar mais essa ideia no próximo exemplo.

Exemplo 2: uso de números de oxidação para identificar oxidação e redução

Considere a reação a seguir:

\small{\ce{4NH3}(g) + \ce{5O2}(g) \rightarrow \ce{4NO}(g) + \ce{6H2O}(g)}

Esta é uma reação redox? Se sim, qual elemento da reação é oxidado e qual elemento é reduzido?

Considerando que este é um artigo sobre reações redox, a reação provavelmente é uma reação redox! No entanto, vamos provar isso atribuindo números de oxidação aos átomos de cada elemento da equação:

\begin{aligned} &\small{\ce{4NH3}(g) + \ce{5O2}(g) \rightarrow \ce{4NO}(g) + \ce{6H2O}(g)} \\ &\footnotesize\blueD{{-3}}\kern0.35em\blueD{{+1}}\kern3.15em\blueD{{0}}\kern3.20em\blueD{{+2}}\kern0.35em\blueD{{-2}}\kern2.10em\blueD{{+1}}\kern0.50em\blueD{{-2}} \end{aligned}

Os números de oxidação do

\ce{N}

e do

\ce{O}

são diferentes nos dois lados da equação, portanto esta definitivamente é uma reação redox! O número de oxidação do

\ce{N}

aumenta de minus, 3 para plus, 2, o que significa que o N perde elétrons e é oxidado durante a reação. O número de oxidação do

\ce{O}

diminui de 0 para minus, 2, o que significa que o

\ce{O}

ganha elétrons e é reduzido durante a reação.

Resumo

As reações de oxidação-redução, geralmente chamadas de reações redox, são reações que envolvem a transferência de elétrons de uma espécie para outra. A espécie que perde elétrons é a oxidada, enquanto a espécie que recebe elétrons é a reduzida. Podemos identificar as reações redox usando números de oxidação, que são atribuídos a átomos em moléculas, partindo do pressuposto de que todas as ligações com os átomos são iônicas. O aumento no número de oxidação durante uma reação corresponde à oxidação, enquanto a diminuição corresponde à redução.

[Referências]

Quer participar da conversa?

Entrar

Classificar por:

Nenhuma postagem por enquanto.

Você entende inglês? Clique aqui para ver mais debates na versão em inglês do site da Khan Academy.