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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.
CHX4(g)+2OX2(g)COX2(g)+2HX2O(g)(combusta˜o do metano)\small{\ce{CH4}(g) + \ce{2O2}(g) \rightarrow \ce{CO2}(g) + \ce{2H2O}(g)\kern0.75em(\text{combustão do metano})}
2Cu(s)+OX2(g)2CuO(s)(oxidaça˜o do cobre)\small{\ce{2Cu}(s) + \ce{O2}(g) \rightarrow \ce{2CuO}(s)\kern7.65em (\text{oxidação do cobre})}
6COX2(g)+6HX2O(l)CX6HX12OX6(s)+6OX2(g)(fotossıˊntese)\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:
4Fe(s)+3OX2(g)2FeX2OX3(s)(ferrugem do ferro)\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)\kern8.65em(\text{ferrugem do ferro})}
Nesta reação, o F, e neutro perde elétrons para formar íons de FeX3+\ce{Fe^3+}, e o OX2\ce{O2} neutro ganha elétrons para formar íons de OX2\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 (FeX3+\ce{Fe^3+} e OX2\ce{O^2-}) a partir de elementos livres (F, e e OX2\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:
  1. Um átomo de um elemento livre tem um número de oxidação igual a 0. Por exemplo, cada átomo de C, l no ClX2\ce{Cl2} tem um número de oxidação de 0. O mesmo acontece para cada átomo de H no HX2\ce{H2}, para cada átomo de S no SX8\ce{S8}, e assim por diante.
  2. Um íon monoatômico tem um número de oxidação igual à sua carga. Por exemplo, o número de oxidação do CuX2+\ce{Cu^2+} é plus, 2, e o número de oxidação do BrX\ce{Br-} é minus, 1.
  3. 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.
  4. O flúor tem um número de oxidação de minus, 1 em todos os compostos.
  5. 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 N, a, H ou LiAlHX4\ce{LiAlH4}. Nestes casos, o número de oxidação do hidrogênio é igual a minus, 1.
  6. O oxigênio tem um número de oxidação de minus, 2 na maioria dos compostos. A principal exceção é em peróxidos (compostos que contêm OX2X2\ce{O2^2-}), em que o oxigênio tem um número de oxidação de minus, 1. Exemplos de peróxidos comuns incluem o HX2OX2\ce{H2O2} e o NaX2OX2\ce{Na2O2}.
  7. Os outros halogênios (C, l, B, r e 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 C, l no íon ClOX4X\ce{ClO4-} é plus, 7 (uma vez que o O tem um número de oxidação de minus, 2 e a carga total no íon é de minus, 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 NOX3X\ce{NO3-}. Cada átomo de 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 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) SFX6\ce{SF6}, (b) HX3POX4\ce{H3PO4} e (c) IOX3X\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 F é minus, 1 (diretriz 4). Como a soma dos números de oxidação dos seis átomos de F é minus, 6 e SFX6\ce{SF6} é um composto neutro, o número de oxidação do S deve ser plus, 6:
SF6+61\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 H é plus, 1 (diretriz 5) e o número de oxidação do 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 HX3POX4\ce{H3PO4} não tem carga líquida, o número de oxidação do P deve ser plus, 5:
H3PO4+1+52\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 O é minus, 2 (diretriz 6), portanto a soma dos números de oxidação dos três átomos de O é minus, 6. Como a carga líquida no IOX3X\ce{IO3-} é minus, 1, o número de oxidação do I deve ser plus, 5:
IO3+52\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 COX3X2\ce{CO3^2-}?

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)+3OX2(g)2FeX2OX3(s)00+32\begin{aligned} &\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)} \\ &\footnotesize\kern0.95em\blueD{{0}}\kern3.50em\blueD{{0}}\kern3.75em\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:
4NHX3(g)+5OX2(g)4NO(g)+6HX2O(g)\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:
4NHX3(g)+5OX2(g)4NO(g)+6HX2O(g)3+10+22+12\begin{aligned} &\small{\ce{4NH3}(g) + \ce{5O2}(g) \rightarrow \ce{4NO}(g) + \ce{6H2O}(g)} \\ &\footnotesize\blueD{{-3}}\kern0.35em\blueD{{+1}}\kern3.25em\blueD{{0}}\kern3.20em\blueD{{+2}}\kern0.35em\blueD{{-2}}\kern2.15em\blueD{{+1}}\kern0.50em\blueD{{-2}} \end{aligned}
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 minus, 3 para plus, 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 minus, 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 plus, 5 (amarelo), plus, 4 (azul), plus, 3 (verde) e plus, 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.