Reações oxidação-redução

Reação de transferência de eletrões de uma espécie dadora para uma espécie recetora de eletrões.

​A produção de corrente elétrica em pilhas, baterias e acumuladores envolve reações redox.

​​Geradores eletroquímicos

​Todas as combustões envolvem transferência de eletrões.

​​Queima de combustíveis

​O processo de obtenção de energia nas células ocorre com transferência de eletrões.

​​Respiração celular/ Fotossíntese

​Na corrosão de metais, o metal corroído cede eletrões a outra espécie química.

​​Corrosão de metais

​Reação de oxidação-redução

Oxidação: transformação química na qual uma espécie química cede eletrões.

Exemplos:

• Oxidação do lítio: Li (s) → Li⁺ (aq) + e^-

• Oxidação do ferro: Fe (s) → Fe³⁺ (aq) + 3e^-

  A espécie que cede eletrões oxida-se, ou seja, sofre uma oxidação.

​Reação de oxidação-redução

Redução: transformação química na qual uma espécie química ganha eletrões.

Exemplos:

• Redução do diiodo: I₂ (s) + 2e^- → 2 I^- (aq)

• Redução do dioxigénio: O₂ (g) + 4e^- → 2O^2- (aq)

  A espécie que ganha eletrões reduz-se, ou seja, sofre uma redução.

Somando as equações de oxidação e de redução é possível observar a transferência de eletrões.

Exemplo 1: Bateria de lítio-iodo

2Li (s) + I₂ (s) → 2Li⁺ (aq) + 2I^- (aq)

Exemplo 2: Formação de ferrugem

4Fe (s) + 3O₂ (g) → 2Fe₂O₃ (s)

​Numa reação de oxidação-redução há sempre

• a espécie oxidada ou redutor: dador de eletrões; sofre oxidação e provoca a redução da outra espécie.

• a espécie reduzida ou oxidante: recetor de eletrões; sofre redução e provoca a oxidação da outra espécie.

São equações parciais;

Evidenciam isoladamente os fenómenos de oxidação e de redução;

Evidenciam o número de eletrões envolvidos;

A sua soma origina a equação global.

Exemplo: Reação entre o estanho sólido e o ião cobre (II):

• Semiequação de oxidação

  Sn (s) → Sn²⁺ (aq) + 2e-

• Semiequção de redução

  Cu²⁺ (aq) + 2e^- → Cu (s)

• Equação global.

  Sn (s) + Cu²⁺ (aq) → Sn²⁺ (aq) + Cu (s)

Exemplo: Reação entre o zinco metálico e o ácido clorídrico

• Semiequação de oxidação

  Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e-

• Semiequação de redução

  2H⁺ (aq) + 2e^- (+ 2Cl^- (aq))→ H₂ (g) (+2Cl^- (aq))

• Equação global.

  Zn (s) + 2H⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + H₂ (g)

  Nota: O ião cloreto (Cl^-) é espetador nesta reação.

​Número de oxidação (n.o.)

Carga que um átomo de um elemento adquire, em teoria, se ganhar ou perder eletrões, quando estabelece ligação num composto.

Quando há partilha de pares eletrónicos por dois átomos, para determinação do número de oxidação considera-se que os pares partilhados são atribuídos ao átomo mais eletronegativo.

Exº: H − F n.o. (H) = +1 e n.o. (F) = -1, porque o flúor é mais eletronegativo.

​Regras para determinar o n.o.

1- O número de oxidação de um átomo livre ou numa substância elementar é zero (0).

Mg n.o. (Mg) = 0 O₃ n.o. (O) = 0

S₈ n.o. (S) = 0 Ar n.o. (Ar) = 0

​Regras para determinar o n.o.

2- O número de oxidação de um elemento num ião monoatómico é igual à carga do ião.

K⁺ n.o. (K) = +1 O^2- n.o. (O) = -2

Fe³⁺ n.o. (Fe) = +3 Br^- n.o. (Br) = -1

​Regras para determinar o n.o.

3- A soma dos números de oxidação de todos os átomos que formam uma molécula ou composto iónico é zero.

SO₃ n.o.(S) + 3xn.o.(O) = 0

H₂CO₃ 2xn.o.(H) + n.o.(C) + 3xn.o.(O) = 0

​Regras para determinar o n.o.

4- A soma dos números de oxidação de todos os átomos que constituem um ião poliatómico é igual à carga do ião.

NH₄⁺ n.o.(N) + 4xn.o.(H) = +1

HPO₄^2- n.o.(H) + n.o.(P) + 4xn.o.(O) = -2

​Regras para determinar o n.o.

5- O número de oxidação dos elementos do grupo 1 da T.P. (exceto o hidrogénio), em compostos, é +1.

6- Os elementos do grupo 2 da T.P. apresentam número de oxidação +2 em compostos

​Regras para determinar o n.o.

7- Os elementos do grupo 17 da T.P. apresentam número de oxidação -1 em compostos (esta regra admite muitas exceções).

8- O hidrogénio apresenta geralmente número de oxidação +1 em compostos; excetuam-se os hidretos metálicos, em que n.o.(H) = -1.

HF n.o.(H) = +1 NaH n.o.(H) = -1

​Regras para determinar o n.o.

9- O oxigénio apresenta número de oxidação -2 na generalidade dos compostos; nos peróxidos n.o.(O) = -1.

Há ainda mais algumas exceções, nomeadamente na molécula OF₂, em que n.o.(O) = +2.

H₂O n.o.(O) = -2 H₂O₂ n.o.(O) = -1

H₂SO₄ n.o.(O) = -2 MgO₂ n.o.(O) = -1