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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.

CH_{4} (g) + 2 O_{2} (g) \to CO_{2} (g) + 2 H_{2} O (g) (combustão do metano)

2 Cu (s) + O_{2} (g) \to 2 CuO (s) (oxidação do cobre)

6 CO_{2} (g) + 6 H_{2} O (l) \to C_{6} H_{12} O_{6} (s) + 6 O_{2} (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:

4 Fe (s) + 3 O_{2} (g) \to 2 Fe_{2} O_{3} (s) (ferrugem do ferro)

Nesta reação, o

Fe

neutro perde elétrons para formar íons de

Fe^{3 +}

, e o

O_{2}

neutro ganha elétrons para formar íons de

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 (

Fe^{3 +}

O^{2 -}

) a partir de elementos livres (

Fe

O_{2}

). 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 $Cl$ ‍ no $Cl_{2}$ ‍ tem um número de oxidação de $0$ ‍. O mesmo acontece para cada átomo de $H$ ‍ no $H_{2}$ ‍, para cada átomo de $S$ ‍ no $S_{8}$ ‍, e assim por diante.
Um íon monoatômico tem um número de oxidação igual à sua carga. Por exemplo, o número de oxidação do $Cu^{2 +}$ ‍ é $+ 2$ ‍, e o número de oxidação do $Br^{-}$ ‍ é $- 1$ ‍.
Quando combinados com outros elementos, os metais alcalinos (Família $1 A$ ‍) sempre têm um número de oxidação igual a $+ 1$ ‍, enquanto os metais alcalino-terrosos (Família $2 A$ ‍) sempre têm um número de oxidação de $+ 2$ ‍.
O flúor tem um número de oxidação de $- 1$ ‍ em todos os compostos.
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 $LiAlH_{4}$ ‍. Nestes casos, o número de oxidação do hidrogênio é igual a $- 1$ ‍.
O oxigênio tem um número de oxidação de $- 2$ ‍ na maioria dos compostos. A principal exceção é em peróxidos (compostos que contêm $O_{2}^{2 -}$ ‍), em que o oxigênio tem um número de oxidação de $- 1$ ‍. Exemplos de peróxidos comuns incluem o $H_{2} O_{2}$ ‍ e o $Na_{2} O_{2}$ ‍.
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 $ClO_{4}^{-}$ ‍ é $+ 7$ ‍ (uma vez que o $O$ ‍ tem um número de oxidação de $- 2$ ‍ e a carga total no íon é de $- 1$ ‍).
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 $NO_{3}^{-}$ ‍. Cada átomo de $O$ ‍ tem um número de oxidação de $- 2$ ‍ (perfazendo um total de $- 2 \times 3 = - 6$ ‍). 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 (

+

-

) 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) $SF_{6}$ ‍, (b) $H_{3} PO_{4}$ ‍ e (c) $IO_{3}^{-}$ ‍?

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

- 1

(diretriz 4). Como a soma dos números de oxidação dos seis átomos de

F

- 6

SF_{6}

é um composto neutro, o número de oxidação do

S

deve ser

+ 6

\begin{aligned} S F_{6} \\ + 6 - 1 \end{aligned}

(b) O número de oxidação do

H

+ 1

(diretriz 5) e o número de oxidação do

O

- 2

(diretriz 6). A soma desses números de oxidação é

3 (+ 1) + 4 (- 2) = - 5

. Como

H_{3} PO_{4}

não tem carga líquida, o número de oxidação do

P

deve ser

+ 5

\begin{aligned} H_{3} P O_{4} \\ + 1 + 5 - 2 \end{aligned}

(c) O número de oxidação do

O

- 2

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

O

- 6

. Como a carga líquida no

IO_{3}^{-}

- 1

, o número de oxidação do

I

deve ser

+ 5

\begin{aligned} I O_{3}^{-} \\ + 5 - 2 \end{aligned}

Verificação de conceito: qual é o número de oxidação do átomo de carbono no $CO_{3}^{2 -}$ ‍?

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:

\begin{aligned} 4 Fe (s) + 3 O_{2} (g) \to 2 Fe_{2} O_{3} (s) \\ 0 0 + 3 - 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

+ 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:

4 NH_{3} (g) + 5 O_{2} (g) \to 4 NO (g) + 6 H_{2} O (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} 4 NH_{3} (g) + 5 O_{2} (g) \to 4 NO (g) + 6 H_{2} O (g) \\ - 3 + 1 0 + 2 - 2 + 1 - 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

- 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

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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meulucas200
Publicado há há 6 meses. Link direto para a postagem “agora eu ja posso ser o w...” de meulucas200
agora eu ja posso ser o walter white professo? PEOM PEOM PEPEPEOM PEPEPEPEOM
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bblackholeb6
Publicado há há 3 meses. Link direto para a postagem “Na parte de atribuição de...” de bblackholeb6
Na parte de atribuição de números de oxidação confundiu muito.
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