Resumo 2ºBimestre- Química: Oxidorredução

• Reações de oxidorredução

       As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas reações de oxidorredução. Algumas delas são muito importantes no mundo que nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida.  A fotossíntese, por exemplo, é uma reação de oxidorredução. As moléculas de clorofila utilizam energia luminosa para produzir o gás oxigênio:

                                            6 CO2 + 6 H2O   à  C6H12O6 + 6 O2

•  Oxidação e Redução

       Oxidação baseia-se na perda de elétrons, ou seja, ocorre um aumento no número de oxidação. Por outro lado, a redução é o ganho de elétrons, o que, consequentemente, diminui o número de oxidação.

                Perda de elétrons --> Sofre oxidação --> Agente redutor
                Ganho de elétrons --> Sofre redução --> Agente oxidante

 

• Número de oxidação (Nox)

 O número de oxidação nos ajuda a entender como os elétrons estão distribuídos entre os átomos que participam de um composto iônico ou de uma molécula.

      Nos compostos iônicos, o Nox  corresponde à própria carga do íon. Essa carga equivale ao número de elétrons perdidos ou recebidos na formação do composto.

     Já nos compostos moleculares, não há transferência definitiva de elétrons. Assim, o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo iria adquirir se a ligação fosse rompida, ou seja, o Nox é uma carga imaginária. Dessa maneira, o átomo de maior eletronegatividade receberia os elétrons do outro átomo.

• Regras para a determinação do Nox

1- O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero (0).

Como os átomos apresentam a mesma eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação, nenhum perde ou ganha elétrons.
Exemplos: O2, O3, P4, S8.

 

2- O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.

Exemplos:  Nox: K⁺ = +1 ;  Ba²⁺= +2

 

3- Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos.

Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) --> +1
Metais alcalino- terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) --> +2
Alumínio (Al) --> +3
Zinco (Zn) --> +2
Prata (Ag) --> +1

4- O Nox do elemento hidrogênio (H) varia.  Quando este estiver ligado a um metal é igual à -1.  Já quando estiver ligado aos ametais, o Nox é igual à +1.

 

5-  O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos seus compostos é -2. 

Porém, nos peróxidos (O2) ²ˉ, o Nox do oxigênio é igual à  -1.
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é igual à +2.

 

6- Os halogênios (Família 7A) apresentam Nox= -1 quando formam compostos binários (2 elementos), nos quais são mais eletronegativos.

Exemplos: HCl: Nox do Cl= -1; CF4: Nox do F= -1.

 

7- A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero

• Balanceamento das equações das reações de oxidorredução          

 

Como nas reações de oxidorredução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-las, devemos igualar o número de elétrons perdidos e recebidos.

            Para isso, inicialmente, devemos determinar o Nox de cada espécie e identificarmos os processos de oxidação e redução.

            A seguir devemos igualar o número de elétrons perdidos aos de elétrons recebidos, multiplicando-se o módulo da variação do número de oxidação pela maior atomicidade com a qual o elemento aparece na equação, esteja ela no primeiro ou segundo membro.

           O coeficiente estequiométrico colocado na frente da espécie que contém o elemento que sofre oxidação será igual ao total de elétrons recebidos pela espécie que contém o elemento que sofre redução (calculado anteriormente), e vice versa. Esses coeficientes devem ser colocados na frente das espécies químicas utilizadas para o cálculo, estejam elas no primeiro ou no segundo membro da equação química.

          Vale lembrar que, para acertar o número de átomos de oxigênio, acrescentasse moléculas de H20.

          Logo após, se necessário, acerte o número de átomos de hidrogênio acrescentando H⁺.

Exemplos:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Obs: Para conferir se a equação está corretamente balanceada podemos  ver se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos.

 

 

• Espontaneidade de reações de oxidorredução

           Em uma reação de oxidorredução que ocorra espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma espécie química com menor potencial de redução para outra com maior potencial de redução (consultar tabela de potenciação). Assim, se calcularmos a diferença de potencial para esse processo, obteremos um valor positivo.  O resultado positivo dessa subtração expressa simplesmente a tendência de elétrons serem transferidos da espécie menor para a de maior potencial de redução. Se, por outro lado, a subtração resultar em um valor menor que zero, indica-se que elétrons estão sendo transferidos de uma espécie com maior potencial de redução para outra com menor potencial de redução. E isso, como vimos, não está correto com a tendência natural de transferência de elétrons. Sendo assim, essa reação será considerada como não- espontânea.
 

Reação de oxidorredução espontânea:

Eᵒespécie que recebe elétrons  - Eᵒespécie que perde elétrons > 0

Reação de oxidorredução não espontânea:

                              Eᵒespécie que recebe elétrons - Eᵒespécie que perde elétrons < 0

 

           Prever se uma reação de oxidorredução pode ocorrer espontaneamente permite que os químicos evitem reação perigosas e indesejáveis e dessa maneira, tomem providências para evitar que ocorram.