Propriedades periódicas: estado de oxidação

RKA9MB - Vamos ver se nós podemos assinalar algumas regras gerais para os estados de oxidação olhando essa nossa tabela periódica. Primeiramente, a gente vai focar nos metais alcalinos, que são essa primeira fileira. Então, eu vou deixar de fora aqui o hidrogênio, porque ele é meio que um caso especial. Então, a gente tem essa primeira fileira aqui. Se você olhar aqui os metais alcalinos, eles são o grupo 1 de elementos. E nós já falamos sobre o fato de eles não serem tão eletronegativos; eles têm 1 elétron de valência. Então, eles não se importam de doar esse elétron. Esses são ótimos candidatos a formar ligações iônicas. E é muito típico que, quando eles estão numa molécula, quando eles formam ligações, esses elementos aqui vão ser oxidados (vão ser ou estão sendo oxidados), ou seja, eles estão doando 1 elétron. Então, eles vão ter um estado oxidativo aqui de +1. Vou marcar aqui: +1. Se nós viermos aqui para o lado, nós temos o grupo dos metais alcalinoterrosos. Então, eu estou assinalando eles aqui em amarelo. Eles têm 2 elétrons de valência, então eles ainda não são tão eletronegativos. Então, eles doam totalmente ou parcialmente 2 elétrons. Então, se eles fossem forçados a uma ligação iônica, você poderia dizer para eles assim: só dê ou só pegue esses elétrons. Você diria que eles teriam um estado de oxidação aqui de +2. Então, aqui, eu tenho +2. Numa ligação iônica hipotética, seria mais provável que eles cedessem esses 2 elétrons, porque eles não são muito eletronegativos. Eles teriam que pegar um monte de elétrons para completar a camada de valência deles para chegar no octeto. Agora, nós vamos aqui para o outro lado da tabela; a gente vai chegar aqui nos halogênios. Os halogênios são muito eletronegativos. Então, eu vou assinalar eles aqui de verde, e nós temos aqui o grupo dos halogênios. Eles estão a 1 elétron de estarem satisfeitos do ponto de vista de valência. Eles são tipicamente reduzidos; eles têm um estado de oxidação, tipicamente, de -1. Então, eu vou marcar, vou puxar uma setinha aqui, -1. E eu fico repetindo "tipicamente" porque isso nem sempre vai ser o caso. Existem outras coisas que poderiam acontecer, mas essa é uma típica regra de que é provável que eles queiram ganhar 1 elétron. Se nós formos um grupo aqui para a esquerda, nós vamos ter o grupo 6. E é nesse grupo que a gente tem o famoso oxigênio. Então, vamos assinalar aqui o grupo 6. Então, estou fazendo ele aqui em rosa. Nós já dissemos que, quando alguma coisa é oxidada, é a mesma coisa que a gente dizer que alguma coisa está fazendo o que o oxigênio teria feito, já que oxidar é uma forma de tomar elétrons para longe da sua origem. Então, esses grupos aqui que eu assinalei primeiro são tipicamente oxidados; e o oxigênio é um ótimo agente oxidante. Ou outro jeito de pensar nisso é que o oxigênio rouba ou captura elétrons; geralmente, são 2. Então, vamos marcar aqui (vou puxar uma setinha aqui) e nós teremos aqui um estado de oxidação de -2. Mais uma vez: essa é só uma regra. A carga é reduzida por 2 elétrons; então, esse grupo que eu assinalei aqui em rosa é geralmente reduzido, e esses dois primeiros grupos aqui são geralmente oxidados. Se nós viermos aqui para a esquerda mais uma vez, a gente vai ter o grupo 5. E, aqui, o estado de oxidação dele geralmente vai ser de -3. Então, eu puxei uma setinha e botei aqui que vai ser -3. Você consegue ver uma tendência geral aqui; e essa tendência geral, mais uma vez, ela não é uma regra rígida aqui para os extremos. Mas, se você se aproxima do meio da tabela periódica, você terá mais variações onde os estados de oxidação geral podem estar. Agora, eu falei no começo que eu estava deixando o hidrogênio de fora, porque, se você pensar bem, o hidrogênio só tem 1 elétron. E você poderia dizer: talvez ele queira dar esse elétron para ficar com zero elétron. Essa seria uma configuração razoável para o hidrogênio. Mas você também pode ver o hidrogênio como um halogênio, ou como um metal alcalino. Na teoria, você poderia colocar o hidrogênio aqui junto com os halogênios. Então, vou fazer aqui: eu tenho o hidrogênio, e você poderia tê-lo colocado aqui junto com os halogênios. Você poderia ter colocado o hidrogênio aqui porque, para o hidrogênio completar a sua camada, ele só precisa de 1 elétron. Então, na teoria, o hidrogênio poderia ficar aqui, sim. Então, o hidrogênio vai ter um estado de oxidação de ±1. Só para você ver um exemplo disso, vamos pensar em uma situação em que o hidrogênio é o agente oxidante; e um bom exemplo para isso é o hidreto de lítio. Então, eu vou ter aqui o lítio e eu vou fazer aqui o hidrogênio numa outra cor. Com esse composto, você tem uma situação em que o hidrogênio é mais eletronegativo que o lítio; então, ele poderia facilmente doar 1 elétron. Com esse composto, você tem uma situação em que o hidrogênio é mais eletronegativo, e o lítio não é tão eletronegativo, então ele poderia facilmente doar 1 elétron. E, nessa situação, o hidrogênio é quem está oxidando o lítio. O lítio está reduzindo o hidrogênio. O hidrogênio, então, é quem está pegando esse elétron. Então, o estado de oxidação do lítio aqui é +1. Então, eu tenho aqui, eu vou marcar como um positivo. E o estado de oxidação do hidrogênio, então, vai ser de -1. Então, vou marcar aqui como negativo. Mais uma vez, eu quero ter certeza de que nós entendemos a notação: o lítio foi oxidado pelo hidrogênio, e o hidrogênio foi reduzido pelo lítio. Agora, vamos fazer um exemplo em que o hidrogênio tem outro papel. Vamos imaginar o hidróxido. Então, aqui, eu tenho "H" e eu vou desenhar o oxigênio em azul. Você pode imaginar o hidróxido numa molécula de água que perdeu 1 próton, mas que mantém 1 elétron do hidrogênio. Então, isso aqui vai ter uma carga negativa. Mas o que está acontecendo aqui? Bom, eu vou desenhar isso porque é bem mais legal pensar sobre isso com um desenho. Então, eu tenho aqui um oxigênio e aqui eu tenho um par de elétrons, aqui eu tenho outro par de elétrons, e aqui eu tenho mais 2 elétrons. Então, essa é uma situação em que o oxigênio tem, tipicamente, 6 elétrons. Quando você tem água, você tem 2 hidrogênios. Então, eu vou marcar aqui um hidrogênio e aqui eu tenho outro hidrogênio, e aqui eu tenho 2 elétrons. Aqui, nesse caso, nós vamos compartilhar os elétrons. Então, aqui, nós vamos ter uma ligação covalente. Para ter o hidróxido, o oxigênio essencialmente prende esses 2 elétrons que eu tenho aqui. Então, eu teria... (vamos fazer aqui)... eu tenho o oxigênio, e eu tenho aqui um par de elétrons, outro par de elétrons... e, aqui, eu vou desenhar numa outra cor... eu vou ter aqueles 2 elétrons que o oxigênio prendeu, e eu vou ter aqui ainda uma ligação covalente, e eu tenho aqui o meu hidrogênio; e ainda vou ter aqui 1 próton. Então, eu tenho aqui um H⁺. Esse hidrogênio, como eu falei antes, virou um próton. E isso aqui tudo tem uma carga negativa. E o oxigênio, como nós já falamos antes, ele é mais eletronegativo que o hidrogênio, então ele está pegando os elétrons. Se você olhar aqui, você poderia dizer... mas, primeiro, vamos lembrar do estado de oxidação. O estado de oxidação é uma ferramenta intelectual que nós achamos útil. Então, se você tivesse que fingir que essa não é uma ligação covalente, ou seja, se você fingisse que essa é uma ligação iônica, você diria: ok, talvez esse hidrogênio poderia ter perdido completamente 1 elétron e nós teríamos um estado de oxidação de +1, e ele seria oxidado pelo oxigênio. E o oxigênio, na verdade, ganharia 1 elétron. E você poderia dizer que, se nós fôssemos forçados a pensar nisso como uma ligação iônica, eu diria que houve um ganho de 2 elétrons. Então, nós teríamos um estado oxidativo aqui de... vamos marcar aqui... 2-. E o hidrogênio, como nós dissemos antes, teria um estado de oxidação de +1. Lembre-se de que, quando a gente faz a notação, nós colocamos primeiro o número e depois nós colocamos o sinal. Essa é só uma convenção. Agora, com esses dois exemplos, a questão aqui é mostrar que o hidrogênio pode ter um estado de oxidação positivo ou negativo. Mas existe algo bem interessante acontecendo aqui. Note o estado de oxidação que nós temos aqui para esses dois casos. Se você somar os números de oxidação que você tem aqui nos seus átomos, você vai ter a carga total. Então, aqui, se eu fizer "+1 - 1", eu vou ter um total de zero. Então, aqui, eu não tenho cargas. Então, vou marcar aqui que a minha carga será zero. E aqui do outro lado, se eu fizer "+1 - 2" eu terei -1, que é a carga do meu ânion. Então, eu tenho aqui que a carga vai ser de -1.