Reacções de oxidação-redução

Oxidação-redução

A origem dos termos oxidação e redução, deve-se a Lavoisier, e reside na participação de oxigénio em certas reações. Assim:

Oxidação: Reação de combinação de um elemento ou composto com o oxigénio para dar um óxido.

OHCOgOOHC

lOHgOgH

gCOgOsC

gCOgOsC

sZnOgOsZn

2226126

222

22

2

2

66)(6

)(2)()(2

)()()(

)(2)()(2

)(2)()(2

O termo redução tem a ver originariamente com a diminuição do conteúdo de oxigénio num composto.

)()(2)()(

)()()()(

232

22

gCOsFeOgCOsOFe

lOHsCugHsCuO

Depois da descoberta dos eletrões os químicos chegaram à conclusão de que as reações de oxidação- redução envolvem a transferência de eletrões de uma espécie química para outra.

Por exemplo:

222

22

2

22

24

2

OZnOZn

OeO

eZnZn

A oxidação envolve cedência de eletrões.

A redução envolve ganho de eletrões.

A perda e o ganho de eletrões são processos independentes que ocorrem em simultâneo

Uma vez que a cedência de eletrões por uma substância implica a aceitação por parte de outra as reações são de oxidação-redução ou redox.

Quando se introduz um prego de ferro numa solução aquosa de iões cobre (II), Cu2+ (aq), forma-se um depósito de cobre sobre o prego de ferro. Tal acontece porque iões Cu2+ (aq) são reduzidos a cobre metálico, Cu (s). Em simultâneo o ferro metálico, Fe (s) é oxidado a iões ferro (II), Fe2+ (aq), que passam à solução.

Fe(s) → Fe2+(aq) +2e-

equação da semi-equação de oxidação

Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Equação da semi-equação de redução

Os pares Fe2+ /Fe e Cu2+ /Cu constituem pares conjugados de oxidação-redução.

O ferro metálico, Fe (s), foi a espécie redutora porque ao ceder 2 eletrões reduziu o catião cobre;O ferro metálico é a espécie oxidada.

Par conjugado de oxidação-redução- par de espécies químicas que se podem transformar uma na outra por perda ou ganho de electrões.

O catião cobre, Cu2+, é a espécie oxidante pois ao receber dois eletrões provoca a oxidação do ferro metálico a catião ferro (II), Fe2+; O catião cobre é a espécie reduzida.

O oxidante é a espécie que numa reação química recebe eletrões e ao receber eletrões é reduzida.

O redutor é a espécie que numa reação química cede electrões e ao ceder eletrões é oxidada.

Por outro lado,

Como atribuir o estado de oxidação a um elemento?

É possível conhecer o estado de oxidação de um elemento através do seu número de oxidação

Número de oxidação de um elemento – carga elétrica que o átomo do elemento adquire se os eletrões de cada ligação forem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.

Um átomo é tanto mais eletronegativo, quanto maior capacidade tiver para atrair os eletrões de uma ligação.

Regras para determinar números de oxidação

O conhecimento dos números de oxidação estabelece uma definição mais geral de oxidação redução.

Uma oxidação implica um aumento do número de oxidação.

Uma redução implica uma diminuição do número de oxidação.

A espécie cujo número de oxidação aumenta é a espécie oxidada → actua como redutor .

O redutor perde eletrões

A espécie cujo número de oxidação diminui é a espécie reduzida → actua como oxidante

O oxidante ganha eletrões

)(24)(

)(2)(

:

)(2)()(2

22

2

2

reduçãoOegO

oxidaçãoeMgsMg

equaçõessemi

sMgOgOsMg

Resumindo…• Para uma reação redox genérica, com oxidação de A e redução de B+, vem:

REDUÇÃO

OXIDAÇÃO

Espécie Terminologia

A Oxida-se É oxidadaSofre

oxidaçãoProvoca a redução de outra espécie

É redutora

B+ Reduz-se É reduzidaSofre

reduçãoProvoca a oxidação

de outra espécieÉ oxidante

Que relação há entre um bom redutor e o oxidante conjugado?

Os metais dos grupos 1, 2 e 13 são todos redutores : libertam facilmente eletrões.

Se o sódio apresenta facilidade em libertar eletrões, o ião Na+ deverá ser “mau” a captar eletrões.

Contrariamente se O2 tem grande afinidade para eletrões, o ião O2- terá dificuldade em libertá-los

Conclusão:

Como se poderá comparar o poder redutor relativo de três metais?

Verifica-se se ocorre reação quando se põe em contacto, dois a dois, um metal com o catião de outro metal

Exemplo:

1- Que acontece quando se mistura num cadinho e se aquece, alumínio em pó com óxido de ferro (III)?

)(2)()()(2 3232 lFesOAlsOFesAl

Como interpretar esta reação?O alumínio (Al) é oxidado a Al2O3, o que significa que o óxido de ferro (III), Fe2O3, deve ser o oxidante.

O Fe2O3 é reduzido a ferro metálico, o que significa que o alumínio deve ser o redutor.

Como numa reação de oxidação-redução um redutor é sempre transformado no seu oxidante conjugado, os produtos da reação incluem um novo oxidante (Al2O3) e um novo redutor (Fe)Redutor forte tem um oxidante conjugado fraco

Oxidante forte tem um redutor conjugado fraco

Como a reação observada ocorre no sentido direto, em extensão apreciável, podemos afirmar:

Se o alumínio reduz Fe2O3 para obter Al2O3 e ferro metálico, então o alumínio (Al) deve ser um redutor mais forte que o ferro (Fe).

2- Será o sódio metálico suficientemente forte para reduzir um sal de alumínio a alumínio metálico?

A temperaturas elevadas verifica-se que o sódio metálico pode reduzir o cloreto de alumínio (AlCl3) a alumínio metálico (Al), sendo oxidado a Na+(NaCl)

)()(3)()(3 3 sAllNaCllAlClsNa

Conclusão:

Se o sódio é suficientemente forte para reduzir sais de Al3+ a alumínio metálico e se o alumínio metálico é suficientemente forte para reduzir sais de Fe3+a ferro metálico, então podemos ordenar estes redutores por ordem crescente das suas forças relativas:

Na> Al > Fe

Existem tabelas que ordenam de forma crescente ou decrescente os redutores/ oxidantes e que permitem decidir quem tem mais poder redutor/oxidante

Previsão da ocorrência de uma reação de oxidação – redução:

Q1: Será que o catião prata e o ferro reagem entre si? Ou será mais provável a prata reduzir o catião ferro (II)?

Ag+ + Fe → ? Ou Ag + Fe2+ → ?

Consultando a tabela anterior vemos que o ferro tem um poder redutor maior do que a prata (Ag) ou que o catião Ag+ é mais oxidante que o catião Fe2+

Assim a reação que terá lugar será:

2 Ag+ + Fe → 2 Ag + Fe2+

Q2. Será que o cálcio metálico reage com o ácido clorídrico?

Ca(s) + HCl(aq) →?

Ca(s) + H+(aq) + Cl- (aq) →?

Qual dos pares conjugados , H+ / H2 ou Ca2+/Ca pertence á espécie que tem mais poder redutor?Consultando a tabela anterior Ca é redutor mais forte que H2. Assim o catião H+ é oxidante mais forte que Ca2+; o cálcio reage com o ácido clorídrico.

Ca (s) + 2 H+ (aq) → Ca2+ (aq) + H2(g)

Q3:Que acontece quando se coloca um fio de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata, AgNO3?

Partículas intervenientes

Cobre – Cu(s)

AgNO3(aq) →Ag+(aq) +NO3-(aq)

Será que o cobre se dissolve?

Consultando a série electroquímica:

O cobre é um redutor mais forte do que Ag e Ag+ é um oxidante mais forte que Cu2+

A redução ocorre:

)()()()( 2 sAgaqCuaqAgsCu

Sobre o fio de cobre deposita-se prata metálica, o cobre dissolve-se e a solução começa a adquirir a cor azul.

Relativamente aos gobelés A e B em que sentido é espontânea a reação?

De acordo com a série eletroquímica, constatamos que o Zn(s) tem maior poder redutor do que o Fe(s);

O Fe2+(aq) é um oxidante mais forte do que o Zn2+(aq)

Então a reação:

Zn(s) + Fe2+(aq) Zn2+(aq) + Fe(s)

Será espontânea no sentido direto (e não no sentido inverso)

Assim, há deposição de ferro no gobelé A, enquanto que no gobelé B não se observa reação

Relativamente aos gobelés C e D em que sentido é espontânea a reação?

De acordo com a série eletroquímica:

Fe(s) tem maior poder redutor do que o Cu(s); O Cu2+(aq) é um oxidante mais forte do que Fe2+(aq)

A reação é espontânea no sentido no inverso ( e não no sentido direto), sentido em que se observa a deposição de cobre no gobelé D. No gobelé C não ocorre reação

Será que o papel de alumínio ajuda a recuperar o cobre existente na solução sob a forma de Cu2+(aq)

Se atendermos à série eletroquímica:

O alumínio , Al(s), tem maior poder redutor que o Cu(s). Então a reação em B

É espontânea no sentido direto, sentido em que se observa a deposição de cobre no gobelé, ao mesmo tempo em que a solução se torna mais clara.

Será possível evitar a corrosão de metais protegendo-os com outros metais?

Proteção catódica usa-se um metal com maior poder redutor do que o metal a proteger.Por que razão se protegem os cascos dos navios com zinco?

Este processo tem a ver com o facto de existirem metais com maior poder redutor do que outros.

Como o zinco tem maior poder redutor do que o ferro oxida-se mais facilmente.

Alguns metais como o alumínio e o zinco formam camadas autoprotetoras (óxidos) que aderem ao metal.

Os metais que se corroem facilmente como o ferro podem também ser protegidos por outros metais como o níquel que não é tão passível de corrosão, apesar de ter poder redutor menor do que o ferro.

Em algumas situações usa-se um metal mais ativo como, por exemplo, o magnésio, que é corroído preferencialmente em relação ao ferro, por apresentar maior poder redutor.