Reacções de oxidação-redução

Reacções de oxidação-redução

Por muito tempo, os químicos designaram reacções de oxidação aquelas em que uma substância se combina com o oxigénio. Como exemplos dessas reacções temos a oxidação do ferro e do cobre.

4Fe _(s) + 3O_{2 (g)} → 2Fe₂O_{3 (s)}

2Cu_(s) + O_{2 (g)} → 2CuO_(s)

Ao processo contrário, isto é, à diminuição do teor em oxigénio de uma substância, os químicos chamaram redução.

Como exemplos de reacções de redução temos a obtenção dos metais a partir dos seus óxidos, por reação com o carbono ou com o hidrogénio.

CuO_(s) + C_(s) → Cu_(s) + CO_(g)

CuO_(s) + H_{2 (g)} → Cu(s) + H₂O _(g)

A redução do óxido implica a oxidação do carbono ou do hidrogénio, ou seja, a oxidação e a redução são simultâneas.

Em resumo, segundo esta primeira abordagem:

Oxidação – é o ganho de oxigénio.

Redução – é a perda de oxigénio.

Nas duas últimas equações químicas ocorre, simultaneamente, a redução e oxidação, de modo que são reacções de redução-oxidação, ou simplesmente redox.

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) + ½O_{2 (g)} → Mg²⁺O^2– _(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^– → O^2–

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) + Cl_{2 (g)} → MgCl_2(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:

H₂SO_{4 (aq)} + Zn_(s) → ZnSO₄ (aq) + H_{2 (g)}

Escrevendo a equação sob a forma iónica:

2H⁺ + Zn_(s) → Zn²⁺ _(aq) + H_{2 (g)}

A semi-reacção de oxidação é traduzida por:

Zn_(s) → Zn²⁺ _(aq) + 2e^–

e a semi-reacção de redução:

2H⁺ _(aq) + 2e^– → H_{2 (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⁺        O^2–

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.