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
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).
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Em química, a oxidação é um processo em que um átomo, íon ou composto perde elétrons. A oxidação ocorre quando um elemento ou substância reage com o oxigênio ou com um agente oxidante, resultando em um aumento no número de oxidação do elemento em questão.
Durante a oxidação, há uma transferência de elétrons de um reagente para outro. O reagente que perde elétrons é chamado de agente redutor, pois provoca a redução (ganho de elétrons) do outro reagente. O reagente que recebe elétrons é chamado de agente oxidante, pois provoca a oxidação (perda de elétrons) do outro reagente.
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.
Exemplo: O2, O3, P4, S8, Cdiam, H2, Na.
Exemplo:
K+ Ba2+ F- N3-
Nox +1 +2 -1 -3
Nox | Exemplos | |
Metais alcalinos(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) | +1 | NaCl K2SO4 +1 +1 |
Metais alcalinoterrosos(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) | +2 | CaO MgCl2 +2 +2 |
Zinco (Zn) | +2 | ZnSO4 ZnO +2 +2 |
Prata (Ag) | +1 | AgCl Ag2SO4 +1 +1 |
Alumínio (Al) | +3 | Al2(SO4)3 Al2O3 +3 +3 |
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
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.
Exemplo:
HCl MnBr2 CF4
Nox -1 -1 -1
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
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
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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:
Em compostos inorgânicos, os Nox que mais aparecem nos elementos são:
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:
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:
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
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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: