Estados de oxidação pouco habituais do oxigênio

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.