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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 16
Lição 1: Reações Redox- Oxidação e redução
- Propriedades periódicas: estado de oxidação
- Exercícios de determinação de estados de oxidação
- Estados de oxidação pouco habituais do oxigênio
- Balanceamento de equações redox
- Agentes oxidantes e redutores
- Dismutação
- Exemplo resolvido: balanceamento de uma equação redox simples
- Exemplo resolvido: balanceamento de uma equação redox em solução ácida
- Exemplo resolvido: balanceamento de uma equação redox em solução básica
- Titulações redox
- Reações de oxidação-redução (redox)
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Estados de oxidação pouco habituais do oxigênio
Determinando os números de oxidação do peróxido de hidrogênio, H₂O₂, e do difluoreto de oxigênio, OF₂. Versão original criada por Sal Khan.
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- Podem me dar um exemplo de Superóxido?(3 votos)
- Superóxidos possuem um oxigênio com carga -1/2, um exemplo seria KO2 (K possui carga 1+)(3 votos)
Transcrição de vídeo
RKA9MB - Aqui, nós temos duas moléculas diferentes.
À esquerda, eu tenho o peróxido de hidrogênio; e é chamado de peróxido por causa dessa
ligação oxigênio-oxigênio que eu tenho aqui. E, à direita, nós somos o difluoreto de oxigênio, em que a gente tem um oxigênio ligado a dois átomos de flúor. Eu quero que você pause este vídeo e use
esta tabela periódica que eu tenho aqui. E isto é mais do que uma informação
típica de uma tabela periódica, porque a gente tem aqui também as
eletronegatividades dos mais diversos elementos. Essas eletronegatividades estão
baseadas na escala de Pauling, e esse é o nome do famoso
biólogo e químico Linus Pauling. Usando essas informações e o que você já sabe sobre os estados oxidativos, pense sobre os números de oxidação para cada um
dos elementos dessas moléculas que eu tenho aqui. Então, pause este vídeo agora. Bom, eu presumo que você tenha tentado
e que você imediatamente percebeu uma coisa bem interessante aqui. Nós
dissemos que o oxigênio precisa, tipicamente, de dois elétrons na camada
de valência para ficar estável. O oxigênio, geralmente, pega elétrons de outras coisas, o que geralmente dá a ele esse estado oxidativo de -2. Então, se a gente olhar aqui na tabela periódica, a gente vai colocar aqui -2, que é o estado oxidativo do oxigênio. Isso é eletronegativo, então ele oxida outras coisas,
e nós chamamos esse fenômeno de oxidação. Mas o que é interessante é que o
oxigênio não é puramente ligado às coisas menos
eletronegativas do que ele. E o peróxido de hidrogênio é, sim, ligado a um hidrogênio, mas ele também é ligado a outro oxigênio. E é óbvio que esses dois oxigênios que eu
tenho aqui são iguais eletronegativamente. Então, qual seria o estado oxidativo
ou o número de oxidação aqui? Bom, o hidrogênio é menos eletronegativo
e ele teria uma carga parcialmente positiva porque os elétrons dele passariam mais
tempo em volta desse oxigênio aqui. Mas, quando nós estamos
falando sobre estados oxidativos, nós não gostamos dessa
coisa de carga parcial. Nós queremos fingir que essas ligações
covalentes são ligações iônicas; e, se essas ligações fossem hipoteticamente
ligações iônicas, o que iria acontecer? Bom, você tem que dar esses elétrons para alguém; você usaria aqui para os oxigênios, e você teria um estado
oxidativo aqui de -1. Então, vamos marcar aqui que a gente tem uma
carga negativa para cada um desses oxigênios; e, com os hidrogênios pegando esses elétrons,
ele teria um estado oxidativo de +1. Então, a gente tem aqui uma carga positiva
para cada hidrogênio que eu tenho aqui. Isso é fascinante porque isso é um exemplo em
que o oxigênio não tem um estado oxidativo de -2; ele vai ter aqui um estado oxidativo
de -1. E isso é bem interessante! Agora, isso vai ficar bem mais legal quando a
gente passar aqui para o difluoreto de oxigênio. Por que isso aqui vai
ser mais interessante? Bom, é bem simples, porque o flúor vai ser a única
coisa em toda essa tabela periódica que eu tenho aqui que vai ser mais
eletronegativa que o oxigênio; e, numa situação hipotética, essa ligação
covalente vai se tornar uma ligação iônica. E, se nós precisássemos dar esses elétrons para um
desses dois átomos, você teria que dá-los para o flúor. Então, cada um dos fluores que eu tenho
aqui vão ter um estado oxidativo de -1. Então, vamos marcar aqui que eu tenho um estado oxidativo de -1; tem duas cargas negativas aqui. E o estado oxidativo do oxigênio que está
doando esses elétrons aqui vai ser +2. Então, na realidade, a gente tem que representar
como 2+, por causa de uma convenção; então, eu tenho aqui 2+. O oxigênio é aquela coisa que gosta de oxidar as outras coisas, mas aqui ele está sendo oxidado pelo flúor. E esse é um exemplo bem dramático de como alguma coisa pode se perder do seu estado oxidativo comum. No geral, os oxigênios têm um número de oxidação
na maioria das moléculas de -2, exceto quando eles estão
ligados com outro oxigênio ou quando eles estão ligados com o
flúor, que é muito mais eletronegativo. Bom, não tão mais eletronegativo, mas ele é o único átomo que é mais eletronegativo que o oxigênio.