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Reações de Oxirredução

 

O que é um reação de Oxirredução ou Redox ?

Qualquer reação química em que os números de oxidação (estados de oxidação) dos átomos são alteradas é uma reação de oxidação-redução.

Oxidação e redução

A oxidação envolve um aumento no número de oxidação, redução, enquanto envolve uma diminuição no número de oxidação.

Normalmente, a mudança no número de oxidação está associada com um ganho ou perda de electrões, mas existem algumas reações redox (por exemplo, ligação covalente) que não envolvem a transferência de electrões.

Dependendo da reação química, oxidação e redução podem envolver qualquer um dos seguintes para um dado átomo, ião ou molécula:

Oxidação - envolve a perda de elétrons ou de hidrogênio ou ganho de oxigênio ou aumento de estado de oxidação

Exemplo de uma reação de oxidação Redução:

A reação entre o hidrogênio e de flúor é um exemplo de uma reação de oxidação-redução:

H2 + F2 Reações de Oxirredução 2 HF

A reação geral pode ser escrito como duas meias-reações:

H2 Reações de Oxirredução 2 H+ + 2 e- (reação de oxidação)

F2 + 2 e- Reações de Oxirredução 2 F- (reação de redução)

Não há nenhuma alteração na carga líquida numa reação redox para que os electrões em excesso na reação de oxidação tem de ser igual ao número de electrões consumidos pela reação de redução.

Os iões combinam-se para formar fluoreto de hidrogênio:

H2 + F2 Reações de Oxirredução 2 H+ + 2 F- Reações de Oxirredução 2 HF

Importância de reações redox

Reações de oxidação-redução são vitais para reações bioquímicas e processos industriais.

O sistema de transferência de electrões de células e de oxidação de glicose no corpo humano, são exemplos de reações redox.

Reações redox são utilizados para reduzir minérios de metais para se obter, para a produção de células eletroquímicas, para converter amônio em ácido nítrico para fertilizantes, e para revestir discos compactos.

Reação de Oxidação-Redução (Redox)

Reações de Oxirredução
Oxidação

Reações de Oxirredução
Redução

Uma reação de oxidação-redução (redox) é um tipo de reação química que envolve a transferência de electrões entre as duas espécies.

Uma reação de oxidação-redução é qualquer reação química na qual o número de oxidação de uma molécula, átomo, ou de iões de alterações por ganhar ou perder um elétron.

Reações redox são comuns e vital para algumas das funções básicas de vida, incluindo a fotossíntese, a respiração, a combustão, e a corrosão ou oxidação.

Reações de Oxirredução - O que é

Reações de Oxirredução
Reações de Oxirredução

A Reação de Oxidação-Redução é a reação química na qual ocorre variação dos números de oxidação.

Também chamada de reação redox ou reação de oxi-redução.

Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.

Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nox.

Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nox.

Agente oxidante ou substância oxidante - Substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons.

Agente redutor ou substância redutora - Substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons.

Balanceamento de equações de oxirredução - Fundamenta-se no fato de o número de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.

Balanceamento de equações de oxirredução - sempre que houver oxidação haverá redução:

Oxidação = produto entre variação do nnox (^) e o maior indice (I).
Redução =
produto entre variação do noox (^) e o maior indice (I).

Demais coeficientes acertados por tentativas

Reação auto-oxirredução

Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz.

Número de Oxidação

Número de Oxidação é a carga elétrica que um átomo teria em uma molécula ou íon se todos os elétrons da ligação pertencessem inteiramente ao átomo mais eletronegativo.

Oxidação

Oxidação é a alteração química na qual ocorre perda de elétrons, resultando no aumento do número de oxidação. O termo também é aplicado em processos de combinação do oxigênio com alguma substância.

Reações de Oxirredução - O que é

Reações de oxirredução são aquelas que ocorrem com transferência de elétrons.

Oxidação refere-se à perda de elétrons (aumento no nox) e redução refere-se ao ganho de elétrons (redução no nox). Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido.

Quando o zinco metálico é adicionado a um ácido forte (essa demonstração será feita na sala de aula), os elétrons são transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido):

Zn(s) + 2H+(aq) Reações de Oxirredução Zn2+ (aq) + H2(g)

Essa reação ocorre espontaneamente. A transferência de elétrons que ocorre durante as reações de oxirredução pode ser usada para produzir energia na forma de eletricidade.

Reações de Oxirredução - Importância

Reações de Oxirredução
Reações de Oxirredução

Quando falamos sobre reações de oxirredução, estamos considerando uma classe muito importante de reações químicas com aplicações em diversas áreas.

Essas reações envolvem transferências de elétrons entre espécies químicas. As espécies que perdem elétrons sofrem reações de oxidação enquanto que as espécies que ganham elétrons sofrem reações de redução.

Nestes processos as reações de oxidação e redução ocorrem simultaneamente e por isso são chamadas de oxirredução.

Quando uma reação de oxirredução ocorre espontaneamente, a energia liberada é utilizada para executar trabalho elétrico. As células voltaicas ou galvânicas são tipos de aparelhos ou dispositivos onde este trabalho elétrico é produzido espontaneamente a partir da transferência de elétrons através de um circuito externo.

Neste caso os elétrons fluem do anodo para o catodo, consequentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo. Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser transportados por um fio externo. A força eletromotriz ou potencial da pilha de uma célula voltaica depende das chamadas semicélulas, ou seja, das reações do catodo e do anodo envolvidos no processo. Se todas as combinações possíveis de catodo/ anodo fossem feitas, os potenciais-padrão da célula poderiam ser tabelados. No entanto, é mais conveniente que se atribua um potencial-padrão para cada semicélula individual o qual pode ser utilizado posteriormente para a determinação do Potencial de redução da celula.

Uma das aplicações das reações eletroquímicas que tem atualmente uma importância significativa para a nossa sociedade é a geração de energia elétrica por meio de pilhas e baterias. Apesar de utilizarmos os termos pilhas e baterias indistintamente no dia-a-dia, podemos definir uma pilha como um dispositivo constituído unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, organizados de forma a produzir energia elétrica.

Outro processo que envolve reações de transferência de elétrons é a eletrólise que é um processo eletroquímico não espontâneo, ou seja, a presença de corrente elétrica fará com que ocorra as reações químicas de oxirredução nos eletrodos. Durante o processo de eletrólise os íons irão migrar para os eletrodos onde participarão das reações redox. As reações não espontâneas necessitam de uma corrente externa para fazer com que a reação ocorra. Na célula eletrolítica os eletrons são forçados a fluir do anodo para o cátodo.

Além das pilhas, baterias e da eletrólise, outro processo que esta associado a reações de oxirredução é a corrosão. O estudo desse processo é importante do ponto de vista industrial e ambiental, uma vez que afeta a durabilidade das estruturas e peças metálicas (ou não), construções e monumentos, entre outros.

Reações de Oxirredução (Redox): A Quimica e Eletricidade

Quando falamos sobre reações de oxirredução, estamos considerando uma classe muito importante de reações químicas com aplicações em diversas áreas.

Podemos encontrar exemplos de reações de oxirredução na metalurgia (reações de corrosão e de eletrodeposição), na bioquímica (processos de degradação de nutrientes para geração de energia, no metabolismo de organismos quimiolitotróficos), na aplicação de pilhas, baterias, e outras fontes de energia, em reações de combustão, escurecimento de alguns alimentos (banana, batata) e muitos outros exemplos do nosso cotidiano.

Em termos gerais, essas reações de oxirredução envolvem a transferência de elétrons entre espécies químicas. Dessa forma, podemos ter reações químicas espontâneas que produzem eletricidade e o uso de eletricidade para forçar reações químicas não espontâneas a acontecerem.

Essas reações são estudadas pelo ramo da química chamado de Eletroquímica.

Reações de oxirredução são uma combinação de uma reação de oxidação e uma reação de redução

No sentido químico original, uma oxidação se referia a uma reação com o oxigênio, onde ele é incorporado à espécie química. Um exemplo desse conceito que foi observado empiricamente são os processos de corrosão, onde a oxidação de um metal, como o ferro, produz o seu óxido.

Por outro lado uma redução originalmente era considerada uma reação de extração de um metal a partir do seu óxido pela reação com hidrogênio, carvão ou monóxido de carbono. Atualmente o conceito de reação de oxirredução é muito mais abrangente e não esta relacionado com a presença do oxigênio na reação, mas sim com a transferência de elétrons que ocorre entre as espécies envolvidas.

Como já dito anteriormente, uma reação de oxirredução é constituída de uma reação de oxidação e de uma reação de redução que ocorrem simultaneamente.

Dessa forma, em uma reação de oxidação, ocorre a perda de elétrons pela espécie reagente produzindo uma espécie química oxidada, enquanto que uma reação de redução ocorre o ganho de elétrons pela espécie reagente produzindo uma espécie química reduzida.

Em íons monoatômicos pode ser fácil definir se a reação ocorre com ganho ou perda de elétrons com base na mudança da sua carga, porém, para compostos poliatômicos essa análise pode não ser tão simples.

Para isso foi convencionado a utilização do que se chama NUMERO DE OXIDAÇÃO (NOX). A variação do número de oxidação auxilia na determinação da transferência de elétrons entre as espécies de uma reação. Não se deve confundir, porém, com outro termo que é muito comum chamado de ESTADO DE OXIDAÇÃO.

O Número de oxidação (nox) se refere a um número fixado de acordo com determinadas regras convencionadas (que serão citadas a seguir).

O Estado de oxidação é a condição real de uma espécie com um dado número de oxidação.

Com exceção dos íons monoatômicos, o numero de oxidação não reflete uma condição química real, pois supõe que os átomos em uma molécula poliatômica são íons, entretanto, este é um conceito muito útil na determinação da transferência de elétrons entre espécies.

As regras para determinação do número de oxidação de uma espécie são:

1 – Cada átomo em um elemento não combinado ou substância simples apresenta número de oxidação zero. Ex. Fe(s), I2, S8, Cu(s) – nox = 0

2 – Para íons monoatômicos o número de oxidação é igual à carga do íon.

Ex:

Na+ nox= +1,Fe3+ nox= +3, Mg2+ nox = +2

 

3 – O flúor apresenta sempre número de oxidação -1 em compostos com todos os outros elementos.

4 – Cl, Br e I sempre tem número de oxidação -1 em compostos, exceto quando combinados com oxigênio ou flúor.

5 – O número de oxidação do hidrogênio é +1 e do oxigênio é -2 na maioria dos seus compostos.

Exceto:

Hidretos – numero de oxidação do hidrogênio = -1, ex: CaH2

Peróxidos – número de oxidação do oxigênio = -1, ex: H2O2

6 – A soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro deve ser zero.

7 – A soma algébrica dos números de oxidação em um íon poliatômico deve ser sempre igual a carga do íon.

Para entendermos melhor a utilização do numero de oxidação vamos considerar a seguinte situação:

O Zn adicionado ao HCl produz a seguinte reação espontânea:

Zn(s) + 2H+(aq) Reações de Oxirredução Zn2+ (aq) + H2(g)

O número de oxidação do Zn aumentou de 0 (regra 1 – elemento simples)

para +2 (regra 2 – íon monoatômico).

O número de oxidação do H reduziu de +1 (regra 5 – nox hidrogênio)

para 0 (regra 1 – substância simples).

O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ é reduzido a H2.

O H+ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente de oxidação.

O Zn faz com que o H+ seja reduzido e é o agente de redução.

A partir da Lei da conservação de massa sabe-se que a quantidade de cada elemento presente no início da reação deve estar presente no final.

Já a Lei da Conservação da carga define que os elétrons não são perdidos em uma reação química.

Para facilitar a forma de expressar, interpretar e balancear as reações de oxirredução é mais adequado escrevê-las como semi-reações.

Tomemos como exemplo a reação entre magnésio metálico e o gás oxigênio representada a seguir:

Reações de Oxirredução
Reação de oxirredução entre o Magnésio e o oxigênio (PIRES; LANFREDI; PALMIERI, 2011)

As etapas de oxidação e de redução se complementam, ou seja, na reação magnésio é oxidado, enquanto oxigênio é reduzido. Portanto, magnésio age como agente redutor enquanto O2 atua como agente oxidante.

Esta reação pode então ser escrita em termos de duas semi-reações, mas é importante lembrar que nenhuma delas ocorre isoladamente.

Mg Reações de Oxirredução Mg2+ + 2e- OXIDAÇÃO

O2 + 4e- Reações de Oxirredução 402- REDUÇÃO
Semi-reações de oxidação e redução para a reação do magnésio com o oxigênio (PIRES; LANFREDI; PALMIERI, 2011)

Deve-se lembrar também que o termo Redox é uma abreviação de redução-oxidação, e frequentemente é aplicado na descrição de variadas situações.

Reações de Oxirredução - Processo

Reações de Oxirredução
Reações de Oxirredução

Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.

A perda de elétrons é chamada de oxidação.

O ganho de elétrons é chamado de redução.

Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte forma:

Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta ( pois ele perde elétrons). Na redução, o número de oxidação (Nox) se reduz ( pois o elemento ganha elétrons).

Redutores e oxidantes

O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons.

Entretanto, perder elétrons significa se oxidar, podemos dizer então que:

O agente redutor se oxida ( ou sofre oxidação) O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons. O agente oxidante se reduz ( ou sofre redução).

Resumindo

Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox)

Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox)

Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta)

Oxidante: recebe elétrons e se reduz (Nox diminui)

O redutor reduz o oxidante

O oxidante oxida o redutor

Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos ( o oxidante e o redutor).

Exemplo:

H2O2   Reações de Oxirredução H2O + ½ O2 (decomposição da água oxigenada)

Nas reações sem oxirredução , nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (Nox).

Exemplo:

SO2 + H2O Reações de Oxirredução H2SO3

Regras práticas para determinar o número de oxidação

1. Os átomos dos elementos e das substâncias simples tem Nox = 0. Exemplos: Al , O2

2.Nos compostos contendo hidrogênio, o átomo desse elemento tem geralmente Nox = + 1. A única exceção ocorre ocorre nos compostos do tipo LiH, NaH, nesses casos (hidretos), o hidrogênio fica com Nox = -1, por ser o átomo mais eletronegativo.

3.O número de oxidação do oxigênio em seus compostos é , geralmente, igual a – 2. Porém , se esse elemento estiver ligado ao flúor, o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio, poderão acontecer os seguintes casos: 

em OF2 , o oxigênio terá Nox = +2 e em O2F2, o oxigênio terá Nox = +1, na água oxigenada H2O2 o Nox é igual a = -1

4.Os metais alcalinos ( família IA) e a prata Ag tem sempre Nox = +1

5. Os metais alcalinos terrosos ( família IIA) e o zinco Zn tem sempre  Nox = +2

6. Os halogênios ( família 6 A) em compostos binários apresentam sempre. Nox = -1.

Fonte: chemwiki.ucdavis.edu/chemistry.about.com/educar.sc.usp.br/www.acervodigital.unesp.br

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