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Química

Oxidação

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 10/10/2018

Introdução

As reações nas quais ocorrem perda e ganho de elétrons são chamadas de reações de oxirredução. Um exemplo muito importante de oxirredução é a fotossíntese. Neste processo, as moléculas de clorofila produzem gás oxigênio a partir de energia luminosa, como mostra a equação química a seguir:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g)

Outro exemplo de oxirredução é o metabolismo da glicose no organismo:

C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)

A transferência de elétrons que ocorre no processo de oxirredução pode ser comprovada experimentalmente ao introduzir um fio de cobre (Cu) em uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3). Após certo tempo, verifica-se a formação de um depósito de prata e que a solução adquire coloração azulada devido aos íons Cu2+. As equações a seguir representam as reações envolvidas nesse processo.

Semi-reação de oxidação        Cu0 → Cu2+ + 2 e-               perde elétrons

Semi-reação de redução        2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag0    ganha elétrons

Reação global                        Cu0 + 2 Ag→ Cu2+ + 2 Ag0

Note que, ao representar a reação global, somamos as duas semi-reações e cancelamos os elétrons. Com a transferência de elétrons, houve mudança na carga elétrica dos elementos. Representamos essas cargas através do número de oxidação (Nox).

Número de Oxidação (Nox)

O número de oxidação (Nox) representa a carga que o elemento químico adquire ao realizar uma ligação iônica ou a carga parcial (δ) que ele apresenta em uma ligação predominantemente covalente. Neste caso, o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo adquiriria caso a ligação molecular fosse rompida com transferência de elétrons entre os átomos (não esqueça de considerar a eletronegatividade dos átomos participantes da ligação para saber qual deles ficaria com o elétron ao romper a ligação). Exemplo:

O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente. Veremos agora como calcular o Nox para as substâncias.

O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente. Veremos agora como calcular o Nox para as substâncias.

Regras para o Cálculo do Nox

  • Substâncias simples, ou seja, formadas por um único elemento químico, sempre terão Nox igual a zero.

Exemplo: O2, O3, P4, S8, Cdiam, H2, Na.

  • Um íon monoatômico apresentará Nox igual à sua própria carga.

Exemplo:

K+    Ba2+     F-    N3-

Nox   +1           +2        -1         -3

  • Alguns elementos irão possuir Nox fixo em seus compostos.

NoxExemplos
Metais alcalinos(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)+1NaCl               K2SO4   +1                    +1
Metais alcalinoterrosos(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)+2CaO                MgCl2    +2                    +2
Zinco (Zn)+2ZnSO4        ZnO     +2                    +2
Prata (Ag)+1AgCl    Ag2SO4        +1        +1
Alumínio (Al)+3Al2(SO4)3         Al2O3    +3                   +3
  • Geralmente, o hidrogênio apresentará Nox igual a 1 em substâncias compostos.

Exemplo:

HBr      H2SO4           C6H12O6          H3PO4

Nox     +1         +1              +1                   +1

Quando estiver ligado a um metal formando hidretos metálicos, o hidrogênio terá Nox igual a -1.

   NaH     CaH2

Nox         -1          -1

  • Na maioria dos compostos, cada oxigênio terá Nox igual a -2.

CO      H2O     H2SO4           C6H12O6          CaO    Na2O

Nox       -2           -2           -2                       -2                 -2          -2

Nos peróxidos, cada oxigênio terá Nox igual a -1.

                 H2O2          Na2O2                 CaO2 

Nox         -1              -1                -1

No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é mais eletronegativo, o oxigênio terá Nox igual a +2.

  • Os halogênios terão Nox igual a -1 ao formarem compostos binários, nos quais são mais eletronegativos.

Exemplo:

    HCl      MnBr2          CF4

Nox        -1           -1              -1

  • Em um composto iônico ou molecular, a soma dos Nox de todos os átomos será sempre igual a zero.

Exemplos:       

NaCl                HCl          CaO                CO

             Nox                +1 -1              +1 -1                +2 -2               +2 -2

Soma dos Nox            Zero                Zero        Zero                   Zero

Dessa forma, é possível determinar o Nox de diversos outros elementos. Veja os exemplos abaixo:

H2SO4

         +1   x  -2

2(+1) + x + 4(-2) = 0 → x = +6

HClO4

         +1   x  -2

+1 + x + 4(-2) = 0 → x = +7

H4P2O7

         +1   x  -2

4(+1) + 2(x) + 7(-2) = 0 → x = +5

Al2(SO4)3 = Al2S3O12

         +3   x  -2

2(+3) + 3(x) + 12(-2) = 0 → x = +6

  • Em um íon composto, a soma dos Nox de todos os átomos será igual à carga do íon.

Exemplos:

(MnO4)1-

           x   -2

x + 4(-2) = -1 → x = +7

(PO4)3-

            x   -2

x + 4(-2) = -3 → x = +5

(NO4)1+

           x   -2

x + 4(-2) = +1 → x = -3

(Cr2O7)2-

            x   -2

2(x) + 7(-2) = -2 → x = +6

Variação do Nox nas Reações de Oxirredução

Voltando ao exemplo da reação entre o cobre e a solução aquosa de nitrato de prata, temos:

Cu → Cu2+ + 2 e-

           0        +2

O cobre perde seus elétrons, havendo aumento do Nox. Esta semi-reação é denominada reação de oxidação. O cobre metálico (Cu) que sofre oxidação é chamado agente redutor, já que ele provocou a redução dos íons de prata (Ag+) ao ceder seus elétrons.

2 Ag+ + 2 e- → Ag

       +1                  0

A prata ganha elétrons, havendo diminuição do Nox. Esta semi-reação é denominada reação de redução. Os íons de prata (Ag+) que sofrem redução são chamados agentes oxidantes, já que oxidaram o cobre (Cu) ao receber seus elétrons. Resumindo:

  • Reação de oxidação: Perde elétrons → Aumenta Nox → Sofre oxidação → Agente redutor
  • Reação de redução: Ganha elétrons → Diminui Nox → Sofre redução → Agente oxidante

Variação do Nox nos Compostos Orgânicos

Em compostos inorgânicos, os Nox que mais aparecem nos elementos são:

  • Hidrogênio: Nox = +1
  • Halogênios (F, Cl, Br, I): Nox = -1
  • Oxigênio e enxofre: Nox = -2
  • Nitrogênio e fósforo: Nox = -3

O Nox do carbono pode variar muito dependendo do composto no qual se encontra. Este átomo pode se comportar tanto como elemento eletronegativo quanto elemento eletropositivo. Veja os exemplos abaixo:

CH4: x + 4(+1) = 0 → x = -4

C2H6: 2(x) + 6(+1) = 0 → x = -3

C2H4: 2(x) + 4(+1) = 0 → x = -2

CH2Cl2: x + 2(+1) + 2(-1)= 0 → x = 0

CCl4: x + 4(-1) = 0 → x = +4

Os cálculos acima resultam no número de oxidação global (um valor médio) do carbono no composto. Para saber o Nox de um átomo específico dentro de uma cadeia carbônica devemos atribuir estes valores para cada uma das quatro ligações realizadas pelo carbono considerado:

  • Ligação de C-C: Nox do C = 0
  • Ligação C-H: Nox do C = -1
  • Ligação C-átomos eletronegativos: Nox do C = +1

Exemplos:

Balanceamento pelo Método de Oxirredução

O processo de balanceamento das equações das reações de oxirredução se baseia no princípio de que o número total de elétrons cedidos se iguala ao número total de elétrons recebidos. Para isso, seguiremos os seguintes passos:

1.    Calcule o Nox de cada elemento.

2.    Represente os “ramais” de oxidação e redução com os respectivos números de elétrons cedidos e recebidos.

3.    Escolha uma substância do ramal de oxidação e outra do ramal de redução. Não escolha substância com Nox repetido. Escolha a substância com maior número de átomos, contanto que o Nox das duas substâncias do ramal não se repita.

4.    Multiplique o número de elétrons cedidos ou recebidos pelo índice do elemento, dos elementos que sofrem oxidação e redução. Inverta os resultados obtidos e simplifique-os se for possível. Esses serão os coeficientes das substâncias escolhidas.

Exemplo:

O enxofre sofre oxidação, sendo o SO2, portanto, agente redutor. O total de elétrons cedidos é: 1 átomo x 2 elétrons/átomo = 2 elétrons cedidos.    O cromo sofre redução, sendo o CrO3, portanto, agente oxidante. O total de elétrons recebidos é: 2 átomos x 3 elétrons/átomo = 6 elétrons recebidos.Equação de oxidação e redução.

O enxofre sofre oxidação, sendo o SO2, portanto, agente redutor. O total de elétrons cedidos é: 1 átomo x 2 elétrons/átomo = 2 elétrons cedidos.

O cromo sofre redução, sendo o CrO3, portanto, agente oxidante. O total de elétrons recebidos é: 2 átomos x 3 elétrons/átomo = 6 elétrons recebidos.

Dessa forma, os números totais de elétrons cedidos e recebidos serão os coeficientes trocados na equação:

CrO3 + 6 SO2 → 2 Cr2O3 + SO3

Simplificando os dois coeficientes, temos:

 CrO3 + 3 SO2 → 1 Cr2O3 + SO3

Pelo método das tentativas, acertamos os coeficientes das outras substâncias da reação:

2 CrO3 + 3 SO2 → 1 Cr2O3 + 3 SO3


Exercícios

Exercício 1
(UFF/2004)

Uma das principais impurezas que existem nos derivados de petróleo e no carvão mineral e o enxofre. Quando esses combustíveis são utilizados, a queima do enxofre produz SO2 de cheiro irritável e esse, por sua vez, na atmosfera, reage com o oxigênio e se transforma lentamente no SO3. Essa reação é acelerada pela presença de poeira na atmosfera. O SO3 reage com a água da chuva produzindo o H2SO4 que é um ácido forte. Durante esse processo o enxofre passa por diferentes estados de oxidação. Em relação às substâncias SO2, SO3 e H2SO4 o número de oxidação do enxofre é, respectivamente:

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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