Reacções de oxidação-redução como transferência de electrões
Reacções de oxidação-redução como transferência de electrões
Quando o magnésio se oxida, produz-se o óxido de magnésio, que é um composto iónico.
Mg(s) + ½O2 (g) → Mg2+O2– (aq)
Analisando a reação sob o ponto de vista da formação de iões, conclui-se que esta é formada por duas semi-reações, que se podem representar por duas semi-equacões:
Mg → Mg2+ + 2e–
½O2 + 2e– → O2–
Numa das semi-reacções, o magnésio cede dois electrões e, na outra, o oxigénio capta dois electrões.
Na oxidação, o magnésio cedeu electrões. Podemos então dizer: a oxidação é um processo em que há perda de electrões.
Por sua vez, o oxigénio que sofre a redução ganha electrões, então: a redução é um processo em que há ganho de electrões.
A oxidação do magnésio e a redução do oxigénio produzem-se simultaneamente.
Assim, tem-se:
Reacção de oxidação-redução é uma reacção em que há transferência de electrões.
Reacção de oxidação-redução = Reacção redox
A definição de oxidação como perda de electrões também se aplica a outras reacções em que não entra oxigénio.
Por exemplo, a reacção de um metal com um não-metal, que produz a formação de um composto iónico, é também considerada uma reacção redox.
Tomemos como exemplo a reacção do magnésio com o cloro:
Mg(s) + Cl2 (g) → MgCl2(s)
Sendo o cloreto de magnésio um composto iónico formado pelos iões Mg2+ e 2Cl–, podemos considerar as duas semi-reacções que se seguem:
Semi-reacção de oxidação: Mg → Mg2+ + 2e–
Semi-reacção de redução: Cl2 + 2e– → 2Cl–
O conjunto das duas semi-reacções constitui o processo global da equação redox, cuja equação é:
Mg + Cl2 → Mg2+ + 2Cl–
Um outro exemplo de reacção redox é a oxidação de alguns metais pelos ácidos, o que explica um dos impactos das chuvas ácidas.
A reacção do ácido sulfúrico com o zinco é um exemplo de reacção deste tipo:
H2SO4 (aq) + Zn(s) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
Escrevendo a equação sob a forma iónica:
2H+ + Zn(s) → Zn2+ (aq) + H2 (g)
A semi-reacção de oxidação é traduzida por:
Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e–
e a semi-reacção de redução:
2H+ (aq) + 2e– → H2 (g)
São também exemplos de reacção redox as reacções entre um metal e um ião de outro metal em solução.
Exemplos:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
A semi-equação de oxidação será:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
A semi-equação de redução será:
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Oxidantes e redutores
Numa reacção de redução-oxidação (redox) há sempre uma espécie que sofre a oxidação e outra que sofre a redução.
Uma espécie que se oxida cede electrões à outra espécie, reduzindo-a. Por isso, à espécie que se oxida denomina-se redutor ou agente redutor.
Uma espécie que se reduz capta electrões da outra, oxidando-a, por essa razão, à espécie que se reduz denomina-se oxidante ou agente oxidante.
Por outras palavras, o oxidante é um aceitador de electrões, obriga a outra espécie a oxidar-se (logo, reduz-se). O redutor é um dador de electrões, obriga a outra espécie a reduzir-se (logo, oxida-se).
Oxidante: Espécie que sofre a redução, produzindo a oxidação da outra.
Redutor: Espécie que sofre a oxidação, produzindo a redução da outra.
Na reacção entre o magnésio e o cloro:
O magnésio é o redutor porque, ao ceder electrões ao cloro, vai reduzi-lo.
O cloro é o oxidante porque, ao captar electrões do magnésio, vai oxidá-lo.
Algo similar acontece na reacção entre o zinco metálico e os iões cobre.
Números de oxidação
Para facilitar o reconhecimento das reacções redox, os químicos introduziram o conceito de número de oxidação (nox).
O número de oxidação de um átomo define-se como sendo o número de electrões que esse átomo perde ou ganha na ligação iónica ou que perderia ou ganharia se, na ligação covalente, os electrões da ligação fossem transferidos para o átomo mais electronegativo.
O nox representa-se por cima do símbolo químico do elemento e é sempre um valor numérico antecedido por sinal positivo ou negativo.
Exemplos: (+1) (-1) (+2) (-2)
Na+ Cl– Mg2+ O2–
Nos casos de ligação covalente, o número de oxidação é puramente formal, isto é, a carga é fictícia.
De seguida, vamos apresentar um conjunto de regras para determinar os números de oxidação:
1. O número de oxidação (nox) de um átomo de um elemento no estado livre ou fazendo parte de uma substância elementar é zero.
Por exemplo: Fe, C, H2, O2, P4, Cl2
Os números de oxidação dos átomos nestas espécies é zero.
2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à respetiva carga.
Por exemplo, no cloreto de magnésio – MgCl2 (Mg2+, 2Cl-):
nox (Mg2+) = +2
nox (Cl-) = -1
Nos iões poliatómicos, constituídos por mais de um átomo o número de oxidação é igual ao quociente entre a carga do ião e o número de átomos que o constituem.
Nox (
Nox (
3. A soma dos números de oxidação dos átomos numa molécula é zero.
(+1) (x) (-2)
H N O3
(+1) + x + 3(-2) = 0 ↔ x = +5
Confirmar que, com o nox obtido, a soma é igual a zero:
(+1) + (+5) + 3(-2) = 0
1 + 5 – 6 = 0 (verdadeiro)
4. A soma dos números de oxidação dos átomos num ião poliatómico é igual à carga do ião.
(x) (-2)
C O3-2
x + 3(-2) = -2 ↔ x = 14
Números de oxidação mais vulgares de alguns elementos em compostos
1. Os átomos dos elementos do grupo I (Li, Na, K, ...) da Tabela Periódica apresentam sempre o nox = +1.
2. Os átomos dos elementos do grupo II principal (Mg, Ca, Sr, Ba, apresentam sempre o nox = +2.
3. O hidrogénio apresenta o nox = +1, excepto nos hidretos que é nox = -1:
(+1) (-1)
HCl NaH
Cloreto de hidrogénio Hidreto de Sódio
4. O oxigénio apresenta o nox = -2, excepto nos peróxidos, nos quais nox = -1, e no fluoreto de oxigénio, no qual nox = +2.
(-2) (-1) (+2)
H2O H2O2 OF2
5. O flúor apresenta sempre o nox = -1.
Bibliografia
SILVA, Filomena Neves. Q9 – Química 9ª Classe. 2ª Edição. Texto Editores, Maputo, 2017.
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