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RKA9MB - Na maioria das reações de oxirredução, alguma coisa é oxidada e alguma coisa é reduzida. Mas, em algumas reações de oxirredução, uma substância pode ser tanto oxidada quanto reduzida na mesmo reação. E essas reações são chamadas de desproporcionais. E, aqui, nós temos um exemplo bem famoso, que é a decomposição do peróxido de hidrogênio. Então, aqui, à esquerda eu tenho o peróxido de hidrogênio que, quando você adiciona um catalisador, como, por exemplo, o iodeto de potássio, esse peróxido de hidrogênio vai se transformar em água e oxigênio. Vamos marcar os estados oxidativos aqui nessa reação. Eu vou começar com as moléculas de água e com o oxigênio. Existem algumas maneiras de indicar o estado oxidativo. A mais simples delas é memorizar as regras que você encontra em qualquer livro de química geral. E, quando você tem um oxigênio na água, o estado oxidativo desse oxigênio vai ser -2. Então, vamos marcar aqui que a gente tem -2. Quando você tem O₂, o estado oxidativo aqui vai ser igual a zero. Então, aqui, eu tenho um estado oxidativo igual a zero; e aqui, para água, eu tenho -2. Você pode, é claro, decorar essas regras, mas existe uma outra maneira, que é desenhando a estrutura de pontos. E, quando você desenha essa estrutura de pontos, você tem que pensar sobre a eletronegatividade. Então, vamos começar com a nossa molécula de água. Nós sabemos que essas ligações representam 2 elétrons, certo? Então, eu vou desenhar aqui os elétrons. Eu tenho 1 elétron aqui, e eu vou ter 1 elétron aqui. E aqui no outro lado eu tenho a mesma coisa. Nós sabemos que o oxigênio vai ser mais eletronegativo do que o hidrogênio, então, quando você está pensando sobre isso dessa maneira, você tem que pensar que os elétrons estão indo na direção do oxigênio. Então, você trata isso como uma ligação iônica, mesmo que ela não seja uma ligação iônica. E, agora, você consegue ver que o oxigênio vai pegar todos esses elétrons. Então, vamos só marcar aqui que ele vai pegar todos esses elétrons que eu tenho aqui. O oxigênio normalmente tem 6 elétrons de valência. Então, vamos marcar aqui que ele tem 6; mas perceba que aqui nós vamos ter 8 em volta dele. Então, nós temos que fazer "6 - 8"; e isso dá um resultado de -2. É claro que esse número que a gente encontrou aqui é o mesmo número que a gente viu antes aqui em cima. Pensar sobre eletronegatividade vai te ajudar a entender os estados oxidativos um pouco mais. Então, agora, vamos fazer o do O₂. Mais uma vez, vamos pensar nas ligações. Então, aqui, eu vou ter um elétron, aqui eu vou ter outro elétron, aqui eu tenho um elétron, e aqui eu tenho outro elétron. Nesse caso aqui, a gente tem 2 hidrogênios ligados por uma ligação dupla. E é claro que esses dois camaradas que eu tenho aqui vão ter a mesma eletronegatividade. Então, nós teremos que compartilhar esses elétrons que a gente tem aqui. Então, nós temos que fazer exatamente no meio aqui. E, como nós temos 4 elétrons aqui no total (como eu disse antes, a gente separou no meio), então cada oxigênio vai ter 2 elétrons aqui. Mais uma vez, normalmente o oxigênio vai ter 6 elétrons em volta dele; então, nós vamos marcar aqui 6. E perceba que aqui nós também vamos ter 6 elétrons em volta dele. Então, nós temos que fazer "6 - 6". E isso, é claro, vai ser igual a zero. Então, o estado oxidativo aqui vai ser igual a zero. E é a mesma coisa que nós vimos aqui em cima. Agora, nós vamos ver o peróxido de hidrogênio. Nós vamos desenhar primeiro os elétrons nas ligações. Então, eu tenho um elétron aqui, outro elétron aqui, um elétron aqui, outro aqui e mais um aqui. Então, nós temos o oxigênio versus o hidrogênio. O oxigênio vai ser mais eletronegativo, então ele vai pegar esses elétrons aqui. E esses 2 oxigênios são iguais eletronegativamente; isso quer dizer que cada um vai pegar um elétron que a gente tem aqui. Então, nós vamos separar agora. Então, eu tenho aqui 1 elétron para cada oxigênio, e aqui eu tenho todos esses elétrons. Essa vai ser a nossa situação. Então, aqui, como a gente já viu antes, o oxigênio vai ter em volta dele 6 elétrons tipicamente. Então, nós temos que fazer 6 menos... e, agora, vamos contar quantos elétrons a gente tem aqui... então, eu tenho quatro... seis... sete elétrons. Então, eu tenho que fazer "6 - 7"; e eu vou ter aqui -1. É claro que, se você decorar as regrinhas, esse tipo de problema vai ser bem mais rápido de resolver; mas, algumas vezes, fazer desse jeito que eu fiz vai ser bem mais útil, principalmente se você quer aprender como isso realmente funciona. Então, agora, nós temos os nossos estados oxidativos e nós podemos analisá-los um pouco mais. Você pode ver que nós temos o caso em que o oxigênio tem estado oxidativo de -1. Então, vamos marcar aqui: tenho o oxigênio e o estado oxidativo dele é de -1. E nós vamos dizer que o oxigênio se tornou um O₂. Então, ele sai de -1 e vai para um estado oxidativo de zero. E isso é um aumento no estado oxidativo; e, pela definição, nós sabemos que o oxigênio está sendo oxidado aqui. Então, vamos marcar aqui "ox" porque ele está sendo oxidado. Então, esse aqui vai ser um exemplo de uma oxidação. Mais uma vez, olhe para os números: -1 para zero. Isso é um aumento, então isso é uma oxidação. Agora, vamos pensar no que mais está acontecendo. Nós podemos começar com o oxigênio num estado oxidativo de -1. Então, vamos marcar aqui: oxigênio -1. Imaginem que ele está indo para um estado oxidativo de -2. Então, eu tenho aqui de -2, que é, por exemplo, o oxigênio em água. Isso é claramente uma redução, porque nós estamos diminuindo o estado oxidativo. Nós saímos de -1 para -2. Então, isso vai ser uma redução. Vamos marcar aqui: isso aqui vai ser uma redução. Então, você tem uma substância que está sendo oxidada e reduzida na mesma reação. E, mais uma vez: isso é chamado de reação desproporcional.