OXIRREDUÇÃO

 Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.

  -A perda de elétrons é chamada de oxidação.

  -O ganho de elétrons é chamado de redução. 

  

 Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte forma: 

  

-Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta ( pois ele perde elétrons).
-Na redução, o número de oxidação (Nox) se reduz ( pois o elemento ganha elétrons). 

  

 Redutores e oxidantes

O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons.

Entretanto, perder elétrons significa se oxidar, podemos dizer então que:

O agente redutor se oxida ( ou sofre oxidação)

O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons.

O agente oxidante se reduz ( ou sofre redução) 

  
Resumindo:

Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox)

Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox)

Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta)

Oxidante: recebe elétrons e se reduz (Nox diminui)

O redutor reduz o oxidante

O oxidante oxida o redutor

*Nem todas as reações são de oxirredução.

Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos ( o oxidante e o redutor).

 Exemplo:

H₂O₂    H₂O + ½ O₂ (decomposição da água oxigenada)

Nas reações sem oxirredução , nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (Nox).

Exemplo:

 SO₂ + H₂O  H₂SO₃

Regras práticas para determinar o número de oxidação

1. Os átomos dos elementos e das substâncias simples tem Nox = 0. Exemplos : Al , O2

2.Nos compostos contendo hidrogênio, o átomo desse elemento tem geralmente Nox = + 1. A única exceção ocorre ocorre nos compostos do tipo LiH, NaH, nesses casos (hidretos), o hidrogênio fica com Nox = -1, por ser o átomo mais eletronegativo.

3.O número de oxidação do oxigênio em seus compostos é , geralmente, igual a –2. Porém , se esse elemento estiver ligado ao flúor, o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio , poderão acontecer os seguintes casos:  em OF2 , o oxigênio terá Nox = +2 e em O2F2, o oxigênio terá Nox = +1, na água oxigenada H2O2 o Nox é igual a = -1

4.Os metais alcalinos ( família IA) e a prata Ag tem sempre Nox = +1

5. Os metais alcalinos terrosos ( família IIA) e o zinco Zn tem sempre  Nox = +2

6.Os halogênios ( família 6 A) em compostos binários apresentam sempre. Nox = -1 .

Balanceamento

O balanceamento de uma equação de oxirredução se baseia na igualdade do número de elétrons cedidos com o número de elétrons recebidos. Um método simples de se realizar esse balanceamento é dado pelos passos a seguir:

                           

Vejamos na prática como aplicar esses passos, por meio do seguinte exemplo:

Reação entre uma solução aquosa de permanganato de potássio e ácido clorídrico:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

*1º passo: Determinar os números de oxidação:

Esse passo é importante porque normalmente não conseguimos visualizar rapidamente quais são as espécies que sofrem oxidação e redução.

_{+1  +7   -2        +1  -1        +1  -1      +2   -1            0          +1  -2}

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

*2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução:

                               

Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o cloro (Cl) sofre oxidação.

MnCl₂ = ∆Nox = 5

Cl₂ =  ∆Nox = 2

No caso do cloro, podemos notar que o HCl originou 3 compostos (KCl, MnCl₂, e Cl₂), mas o que nos interessa é o Cl_2, pois é o seu Nox que sofreu variação. Cada cloro que forma Cl₂ perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl₂, são perdidos então dois elétrons.

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

Nesse passo, os valores de ∆ são trocados entre as espécies citadas, tornando-se os coeficientes delas:

MnCl₂ = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl₂

Cl₂ =  ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl₂

KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

Nesse momento já é possível conhecer dois coeficientes da equação.

Observação: normalmente, na maioria das reações, essa inversão de valores é efetuada no 1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser feito no membro que tiver maior número de átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério não puder ser observado, invertemos os valores no membro que tiver maior número de espécies químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o 2º membro possui mais substâncias.

4º passo: Balanceamento por tentativa:

KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

• Visto que no segundo membro há dois átomos de manganês, conforme mostrado pelo coeficiente, no primeiro também deverá haver. Portanto, temos:

2        KMnO₄ + HCl → KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

• Com isso, a quantidade de potássio (K) no 1º membro ficou de 2, que será o mesmo coeficiente para esse átomo no segundo membro:

2        KMnO₄ + HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

• A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro é de 16 no total, por isso o coeficiente do HCl do 1º membro será:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + H₂O

• O número de hidrogênios do 1º membro é 16, por isso o coeficiente da água (H₂O) do 2º membro será igual a 8, pois a multiplicação do índice do hidrogênio (2) por 8 é igual a 16:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

• Para conferir se a equação está corretamente balanceada podemos ver dois critérios:

1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos dois membros está igual:

2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

            K =2                          K =2

            Mn = 2                      Mn = 2

            Cl = 16                      Cl = 16

            H = 16                       H = 16

            O = 8                         O = 8

2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos:

                                          

Potencial de Redução

 1. POTENCIAL DE REDUÇÃO (Ered) :

Mede a capacidade da espécie química parareceber elétrons, ou seja, mede a capacidade da espécie química para reduzir.Quanto maior o valor numérico do potencial de redução, maior a tendência daespécie química para receber elétrons.O eletrodo de hidrogênio foi tomado como padrão de potencial de redução e a elefoi atribuído o valor de Ered = zero.

2. ALGUNS POTENCIAIS DE REDUÇÃO:

Au  + 3e = Au0   E = +1,50V

Ag + 1e = Ag0    E = +0,80V

Cu+2e = Cu0      E = +0,34V2
Li+ 1e=Li0          E = -3,00V

. INVERTENDO-SE A EQUAÇÃO QUÍMICA E O SINAL DO POTENCIAL DEREDUÇÃO, TEMOS O POTENCIAL DE OXIDAÇÃO.4. ALGUNS POTENCIAIS DE OXIDAÇÃO: ( A “IUPAC” ABOLIU O TERMOPOTENCIAL DE OXIDAÇÃO, MAS ALGUNS AUTORES AINDA USAM ESTETERMO).

Au0 =Au+ 3e-   E = -1,50V

Cu0=Cu+ 2e-   E = -0,34V

 H2=2H + 2e-   E = 0,00V

Zn0=Zn+ 2e -  E= -0,34V

Li0=Li+ 1e-  E = +3,00V

. EM UMA PILHA, QUEM TEM MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO REDUZ EQUEM TEM MENOR POTENCIAL DE OXIDAÇÃO OXIDA.

. CÁLCULO DA DIFERENÇA DE POTENCIAL DA PILHA:ddp ou ΔE = E oxi (OXIDA) + E red (REDUZ).EXEMPLO:Dados:

 Au+3e- = Au0 E = +1,50V

 Cu+ 2e- =Cu0 E = +0,34V

PODEMOS CONCLUIR: Ouro tem maior Ered, reduz. Cobre tem menor Ered,oxida.ÂNODO (-) :

 3Cu0=3Cu+2 + 6e- E = -0,34VCÁTODO (+) :

2Au+3 + 6e-= 3Au0E = +1,50V

EQUAÇÃO GLOBAL:

 3Cu0+ 2Au+3Cu+2 + 3Au0  ΔE = +1,16V

REDUTOR: Cu0 (JUSTIFICATIVA: OXIDOU)

OXIDANTE: Au+3 (JUSTIFICATIVA: REDUZIU)PILHA: REAÇÃO

REDOX ESPONTÂNEA, ddP OU ΔE MAIOR QUE ZERO.E TODA REAÇÃO ESPONTÂNEA, ASSIM COMO APILHA, TEM ΔG < O.ΔG : ENERGIA LIVRE OU DE GIBBS, ENERGIA DISPONÍVEL PARAREALIZAR TRABALHO.MELHOR REDUTOR: TEM MAIOR POTENCIAL DE OXIDAÇÃO.MELHOR OXIDANTE, TEM MELHOR POTENCIAL DE REDUÇÃO.

Bibliografia

http://educar.sc.usp.br/quimapoio/nox.html

http://www.brasilescola.com/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.htm

http://pt.scribd.com/doc/4489048/POTENCIAL-DE-REDUCAO