Química Inorgânica

OXIDORREDUÇÃO

Oxidação                          Redução

perde elétrons                   ganha elétrons 

NOX aumenta                     NOX diminui

Agente Redutor                 Agente Oxidante

Regras para atribuição de oxidação (NOX)

1. Toda a substância simples tem nox = zero. Ex: Zn º, H₂º
   
2. Na tabela periódica as famílias 1A -> nox = +1,
                                                  2A -> nox = +2.
                                                  Exceções: Al = +3, Zn = +2, Ag = +1
3. Hidrogênio H + Ametal -> nox = +1
                     H + Metal -> nox = -1
4. Oxigênio nox = -2
    peróxido -> H₂O_{2 nox = -1 
   OF2 -> nox = +2}
5. _{Balanceamento} 

Regras para balanceamento de reações de oxidorredução

1. Atribuição dos números de oxidação
2. oxidação/redução -> Agente Redutor/ Agente Oxidante
3. Balancemamento dos números de elétrons
4. Acertar o número de átomos -> H₂O
5. Acertar o número de átomos de hidrogênio ->H+

Espontaneidade de reação oxidorredução 

Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar elétrons.Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. 
Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E⁰, maior a tendência em perder elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.

Dados:

Cu²⁺ + 2 e^– ® Cu°             E = + 0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^– ® Zn°              E = – 0,76 V

Regras para sabermos se a reação é espontânea ou não

1. verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e^–) e a espécie que sofre redução (ganha e^–)
2.  se a espécie que sofre redução apresentar um maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.

Observação: O fato de o íon Cu²⁺ apresentar um E_red maior significa que ele possui capacidade de atrair e^– do Zn_(s), e, sendo assim, a reação será espontânea.