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Estados de oxidação do carbono

Como atribuir estados de oxidação ao carbono em diferentes compostos.

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Transcrição de vídeo

RKA2G Neste vídeo, nós vamos ver o estado de oxidação para o carbono em diferentes moléculas. Nós vimos a definição, em aulas passadas, para o estado de oxidação. Vamos olhar para o metano aqui e nós temos pensar no estado de oxidação. Como sabemos, o hidrogênio tem um estado de oxidação de +1. Mas, como nós temos quatro hidrogênios, vamos ter um total de +4. E, como a soma tem que dar zero, a soma dos carbonos tem que ser -4. Como nós temos apenas um carbono aqui, então, o estado de oxidação do carbono é de -4. Agora vamos olhar para esta estrutura de pontos aqui. Quando nós pensamos no estado de oxidação, temos que pensar nos elétrons que estão nestas ligações. Se formos contar os elétrons, nós temos: Um, outro aqui também, dois, 3, 4, 5, 6, 7 e 8. 8 elétrons. O estado de oxidação vai ser a quantidade de elétrons de valência no átomo livre, no caso, do carbono (e, como você sabe, o carbono tem quatro elétrons de valência supostamente), então, eu vou colocar aqui: 4, e vou subtrair do total de elétrons de valência ligados no átomo. Só que, desta vez, nós não vamos tratar a ligação como covalente, ou seja, não vai ter um compartilhamento de elétrons. Desta vez, o átomo que estiver mais eletronegativo vai pegar para si o elétron, ou seja, vamos considerar agora como uma ligação iônica. Pensando nessas ligações, eu tenho que pensar primeiro no carbono e no hidrogênio. Como nós sabemos, o carbono é mais eletronegativo do que o hidrogênio. Então, ele vai pegar os dois elétrons que estão aqui. Vamos circular os elétrons que vão para o carbono. Estes elétrons vão para o carbono. E, se eu continuar, aqui eu também tenho um carbono e um hidrogênio, e por isso o carbono vai pegar os dois elétrons. A mesma coisa vai acontecer com todos os outros, porque nós estamos trabalhando com hidrogênios e carbonos. Aqui e, por fim, aqui. Se eu for contar agora os elétrons em torno do carbono, eu tenho: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 e 8. Então, eu vou colocar aqui -8 e isso vai dar -4. Ou seja, o estado de oxidação do carbono é de -4. A gente já sabia isso porque vimos aqui. Nós temos esta molécula de eteno. Se eu for olhar o estado de oxidação do hidrogênio, eu tenho um estado de oxidação de +1. E, como nós temos quatro hidrogênios, vai dar um total de +4. Para dar zero, o carbono tem que ser -4 no total. Mas, desta vez, nós temos dois carbonos. E, para dar -4, nós temos que dividir por 2. Isso vai dar -2. Para calcular o estado de oxidação na molécula, eu vou colocar aqui os elétrons, elétron também nesta ligação dupla e completando os elétrons. Agora, eu tenho sempre que pensar na diferença de eletronegatividade. Como sabemos, o estado de oxidação vai ser o número de elétrons de valência no átomo livre (no caso, neste carbono), então, aqui nós vamos ter 4 menos... E agora, sim, eu tenho que pensar na diferença de eletronegatividade. E, pensando na diferença de eletronegatividade, nós vamos ter que o carbono é mais eletronegativo do que o hidrogênio, então, estes elétrons vão todos para o carbono. A mesma coisa acontece também aqui, porque o carbono é mais eletronegativo do que o hidrogênio. Agora, se você pensar em termos deste carbono e também deste carbono aqui, eles têm a mesma eletronegatividade. Então, é comum você pensar que os elétrons vão ser divididos igualmente. Eu vou continuar aqui e vou partir esta ligação, tendo dois elétrons para o carbono e outros dois elétrons para este outro carbono. Vou contar os elétrons que estão em volta do carbono. Eu tenho: 1, 2, 3, 4, 5 e 6. Aqui eu tenho 6 e isso vai dar, como estado de oxidação, -2, igual a gente tinha visto na fórmula molecular. Se você parar para pensar, nós temos dois carbonos aqui na estrutura e este carbono da direita vai ter o mesmo estado de oxidação, porque eu vou pegando os mesmos elétrons. E acaba que o carbono da esquerda também vai ter -2 como estado de oxidação. Eu vou descer aqui para ver outros exemplos. Se eu olhar esta molécula de formaldeído, eu tenho o oxigênio com estado de oxidação de -2. E, como nós temos um oxigênio, o total de oxidação dele vai ser de -2. Nós também temos 2 hidrogênios. E o estado de oxidação do hidrogênio é de +1, então, o total vai ser +2. Por isso, o carbono tem que ter o estado de oxidação total igual a zero. Este carbono aqui, supostamente, tem que ter um estado de oxidação igual a zero. Vamos calcular o estado de oxidação. Eu vou começar contando os elétrons das ligações. Aqui eu tenho um elétron, outro elétron, outro, outro aqui também, tenho outro aqui e outro aqui e mais dois elétrons aqui. Eu tenho que pensar agora em eletronegatividade, ou seja, diferença de eletronegatividade. Como eu sei, o estado de oxidação é o número de elétrons de valência que o carbono supostamente tem. E, neste caso, é 4. Isso vai ser menos... Agora eu tenho que pensar em termos de eletronegatividade. Como sabemos, o hidrogênio é menos eletronegativo do que o carbono, então, nestas ligações, o carbono vai levar estes dois hidrogênios, nesta ligação, também. E agora, pensando em termos de eletronegatividade no carbono e também no oxigênio, sabemos que o oxigênio é mais eletronegativo do que o carbono. Então, estes elétrons vão ficar todos para o oxigênio. Agora eu vou contar os elétrons. Eu tenho: 1, 2, 3 e 4 elétrons ligados, de fato, ao átomo. E isso vai ser igual a zero, ou seja, a mesma coisa que nós tínhamos suposto aqui. Portanto, a molécula de formaldeído tem um estado de oxidação igual a zero. Se você ainda olhar para a fórmula molecular da molécula de formaldeído, nós supomos aqui que o oxigênio tem um estado de oxidação igual a -2. E, pela diferença de eletronegatividade, estes elétrons que eu vou circular vão todos para próximo do oxigênio. Todos estes. Se eu contar, eu tenho: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 e 8. Se você olhar na tabela periódica, o oxigênio tem um total de 6 elétrons de valência. Eu posso contar agora quantos elétrons tem aqui. E, como nós vimos, temos 8. Então, -8. E isso vai dar -2, como nós tínhamos suposto. E a mesma coisa acontece com o hidrogênio. Ele não pega nenhum elétron. Se você olhar na tabela periódica, ele tem 1 elétron de valência e, como ele não pegou nenhum elétron, a gente subtrai de zero. Isso vai ser igual a +1, que é a mesma coisa que nós supomos aqui. Ou seja, o estado de oxidação do hidrogênio é igual a +1. A mesma coisa acontece também com este hidrogênio aqui. Vamos fazer outros exemplos com outros átomos. Vamos pensar neste ácido fórmico. Nós temos que o estado de oxidação do oxigênio é de -2. Como nós temos dois oxigênios, vai dar um total de -4. O hidrogênio tem estado de oxidação +1. Como nós temos dois hidrogênios, isso vai dar +2. E, como o total tem que ser zero, o carbono tem que ter um total de +2 como estado de oxidação. Como nós temos somente um carbono, vamos supor que ele tenha um estado de oxidação igual a +2. Se eu quiser calcular o estado de oxidação, eu tenho que, primeiro, contar os elétrons. Eu tenho estes elétrons aqui também. E estes, e estes. E também estes. E, pensando em diferença de eletronegatividade, nós sabemos que o carbono é mais eletronegativo do que o hidrogênio. Então, estes elétrons vão para o carbono. Se eu pensar em termos de eletronegatividade, o oxigênio é mais eletronegativo do que o carbono. Então, os elétrons vão todos para o oxigênio e aí acontece isso. A mesma coisa acontece nesta ligação aqui. Os elétrons vão todos para o oxigênio e o carbono perde. Se eu for calcular o estado de oxidação, eu lembro da tabela periódica que os elétrons de valência do carbono são 4, então, nós vamos ter 4 elétrons, menos... Agora eu tenho que contar os elétrons que de fato estão aqui, que é 1 e 2. Então, isto vai dar -2 e o resultado vai ser +2, como nós tínhamos previsto. Eu vou descer para ver mais um exemplo. Vamos olhar este dióxido de carbono. Se eu pensar no estado de oxidação, nós sabemos que o oxigênio tem o estado de oxidação de -2. E, como nós temos dois oxigênios, o total é de -4. Como isso tem que dar zero, o carbono tem que ter o estado de oxidação de +4. Como só temos um carbono, esse carbono deve ter estado de oxidação de +4. Se eu colocar os elétrons na estrutura, eu tenho um aqui, outro, tenho mais estes dois e também mais estes dois e, por fim, estes dois. E, pensando em termos de eletronegatividade, nós sabemos que o oxigênio é mais eletronegativo do que o carbono. Pelo oxigênio ser mais eletronegativo, estes elétrons daqui vão caminhar todos para o oxigênio. E a mesma coisa aqui na direita. Então, o desenho vai ficar mais ou menos assim. Eu tenho aqui o oxigênio, com os seus elétrons, e, como ele pegou os outros elétrons, eu também coloco aqui. Eu também tenho, do lado direito, o outro oxigênio e a mesma coisa acontece: ele rouba os dois elétrons. E aí eu tenho o carbono aqui. E ele está sozinho, sem elétrons. Este carbono aqui. Quando vou calcular o estado de oxidação, você sabe que o carbono tem 4 elétrons de valência. Então, 4 menos... E o que eu tenho, de fato, no desenho, é nada. Ou seja, isto vai ser -0 e vai dar um total de +4. +4, como a gente tinha previsto aqui. E, se você quiser contar o estado de oxidação deste oxigênio aqui, você tem um total de: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 e 8 elétrons. Eu vou ter 6 elétrons na valência do oxigênio, menos os 8 elétrons que nós contamos aqui. Então, -8. E isso dá -2. -2, igual nós tínhamos previsto aqui. Se eu voltar aqui e olhar os estados de oxidação para os carbonos, nós encontramos diferentes estados de oxidação para o carbono. Ele pode variar de -4 até +4. Aqui deu zero e, por fim, nós encontramos aqui, também, +2 e também +4. E, claro, você também pode encontrar o estado de oxidação para o carbono de +3, mas eu não coloquei esse exemplo aqui.