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Reações de oxidação-redução (redox)

O que é uma reação de oxidação-redução?

A luz do sol iluminando as resplandecentes folhas verdes da planta.
As plantas usam a fotossíntese, um processo redox, para produzir energia a partir do sol. Crédito da imagem: Eschtar M. em Pixabay, Pixabay Licence.
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.
CHA4(g)+2OA2(g)COA2(g)+2HA2O(g)(combustão do metano)
2Cu(s)+OA2(g)2CuO(s)(oxidação do cobre)
6COA2(g)+6HA2O(l)CA6HA12OA6(s)+6OA2(g)(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:
4Fe(s)+3OA2(g)2FeA2OA3(s)(ferrugem do ferro)
Nesta reação, o Fe neutro perde elétrons para formar íons de FeA3+, e o OA2 neutro ganha elétrons para formar íons de OA2. 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 (FeA3+ e OA2) a partir de elementos livres (Fe e OA2). 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:
  1. Um átomo de um elemento livre tem um número de oxidação igual a 0. Por exemplo, cada átomo de Cl no ClA2 tem um número de oxidação de 0. O mesmo acontece para cada átomo de H no HA2, para cada átomo de S no SA8, e assim por diante.
  2. Um íon monoatômico tem um número de oxidação igual à sua carga. Por exemplo, o número de oxidação do CuA2+ é +2, e o número de oxidação do BrA é 1.
  3. Quando combinados com outros elementos, os metais alcalinos (Família 1A) sempre têm um número de oxidação igual a +1, enquanto os metais alcalino-terrosos (Família 2A) sempre têm um número de oxidação de +2.
  4. O flúor tem um número de oxidação de 1 em todos os compostos.
  5. O hidrogênio tem um número de oxidação de +1 na maioria dos compostos. A principal exceção é quando o hidrogênio é combinado com metais, como no NaH ou LiAlHA4. Nestes casos, o número de oxidação do hidrogênio é igual a 1.
  6. O oxigênio tem um número de oxidação de 2 na maioria dos compostos. A principal exceção é em peróxidos (compostos que contêm OA2A2), em que o oxigênio tem um número de oxidação de 1. Exemplos de peróxidos comuns incluem o HA2OA2 e o NaA2OA2.
  7. Os outros halogênios (Cl, Br e I) têm um número de oxidação de 1 em compostos, a menos que combinados com o oxigênio ou o flúor. Por exemplo, o número de oxidação do Cl no íon ClOA4A é +7 (uma vez que o O tem um número de oxidação de 2 e a carga total no íon é de 1).
  8. 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 NOA3A. Cada átomo de O tem um número de oxidação de 2 (perfazendo um total de 2×3=6). Como a carga total no íon é de 1, o número de oxidação do átomo de N deve ser de +5.
Uma coisa que deve ser observada é que os números de oxidação são escritos com o sinal (+ ou ) 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) SFA6, (b) HA3POA4 e (c) IOA3A?
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 F é 1 (diretriz 4). Como a soma dos números de oxidação dos seis átomos de F é 6 e SFA6 é um composto neutro, o número de oxidação do S deve ser +6:
SF6+61
(b) O número de oxidação do H é +1 (diretriz 5) e o número de oxidação do O é 2 (diretriz 6). A soma desses números de oxidação é 3(+1)+4(2)=5. Como HA3POA4 não tem carga líquida, o número de oxidação do P deve ser +5:
H3PO4+1+52
(c) O número de oxidação do O é 2 (diretriz 6), portanto a soma dos números de oxidação dos três átomos de O é 6. Como a carga líquida no IOA3A é 1, o número de oxidação do I deve ser +5:
IO3+52
Verificação de conceito: qual é o número de oxidação do átomo de carbono no COA3A2?

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:
4Fe(s)+3OA2(g)2FeA2OA3(s)00+32
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 +3. Da mesma forma, o oxigênio (que sabemos ser reduzido) muda de um número de oxidação de 0 para um número de oxidação de 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:
4NHA3(g)+5OA2(g)4NO(g)+6HA2O(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:
4NHA3(g)+5OA2(g)4NO(g)+6HA2O(g)3+10+22+12
Os números de oxidação do N e do O são diferentes nos dois lados da equação, portanto esta definitivamente é uma reação redox! O número de oxidação do N aumenta de 3 para +2, o que significa que o N perde elétrons e é oxidado durante a reação. O número de oxidação do O diminui de 0 para 2, o que significa que o O ganha elétrons e é reduzido durante a reação.

Resumo

A imagem mostra quatro tubos de ensaio, cada um contendo uma solução de cor diferente. Da esquerda para a direita, as cores da solução são amarela, azul, verde e roxa.
Os números de oxidação mais comuns do vanádio são +5 (amarelo), +4 (azul), +3 (verde) e +2 (roxo). Crédito da imagem: "Vanadium oxidation states" por W. Oelen em Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0.
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.

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