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.  

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.