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Oxidação e Redução

Teoria de oxidação e redução

Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna.

Tais processos são simultâneos.

Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária tais como a ferrugem e o apodrecimento das frutas.

Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.

Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:

Número de Oxidação

É um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.

O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon.

O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos Metais alcalinos (+1) Metais alcalino-terroso (+2) Alumínio (+3) Prata (+1) Zinco (+2)   Enxofre em monossulfetos (-2)  Halogênios (-1) Hidrogênio (+1) exceto nos hidretos que é (-1) Oxigênio (-2) Oxigênio nos Peróxidos (-1) Oxigênio nos Superóxidos (-0,5) Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2) 

Hidretos são compostos binários do hidrogênio com outro elemento, principalmente dos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalinos terrosos). Nestes casos o hidrogênio faz ligação iônica e seu número de oxidação é igual (-1).

PeróxidosNa2 O2 peróxido de sódio

+1 – 1

K2 O2 peróxido de potássio

+1 – 1

Ba O2 peróxido de bário

+2 – 1

H2 O2 peróxido de hidrogênio

+1 – 1

SUPERÓXIDOSSão óxidos iônicos que apresentam o ânion (O2)–. Somente os metais alcalinos e alcalino terrosos formam superóxidos. Por exemplo:

NaO2 ou (Na+) (O2)– superóxido de sódio

KO2 ou (K+) (O2)– superóxido de potássio

BaO4 ou (Ba2+) (O2)–

2 superóxido de bário

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor.

O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2.

Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1 e nos superóxidos tem nox= -0,5.

O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.

O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de: uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon. O nox de qualquer elemento sob forma de

substância simples é igual a zero. O nox máximo de um elemento é igual ao

número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIII B.

O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8), no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto.

Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio.

O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas.

Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1):

6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O

Agentes oxidantes e redutores

Agente redutor - substância que se oxida (promove a redução de uma outra substância)

Agente oxidante - substância que se reduz (promove a oxidação de uma outra substância)

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)Número de oxidação -2 (redução)

Número de oxidação +2(oxidação)

Zn Zn2+ (Zn metálico é oxidado) - Agente redutorCu2+ Cu (Cu2+ é reduzido a cobre metálico) - Agente oxidante

Semi-reação - Pilhas Zn(s) + Cu2+ Cu(s) + Zn2+

(aq)

Pilha de Daniell reações de oxi-redução

ocorrem mesmo quando os reagentes estão fisicamente afastados, porém ligados através de um circuito elétrico (fio condutor).

Comportamentos: Zn Cu Pilhas: Pólo de onde saem os

elétrons: ânodo Pólo onde chegam os

elétrons: catodo