Oxidorredução
Oxidação é o processo da perda elétrons de certa substância em uma reação química.
O contrário disto se dá no processo conhecido como Redução, onde a subtância ganha elétrons.
Número de
Oxidação
É o número que
representa as cargas elétricas das substâncias nas reações químicas de oxidorredução.
Para definirmos os números de oxidação, devemos seguir algumas regras:
- Toda substância simples tem Número de Oxidação = zero (0) (Ex: Zi° e Cu°)
- Família 1A > Número de Oxidação = + 1
- Família 2A > Número de Oxidação = +2
(Ex: Al³+ , Zn²+
e Ag+)
- Hidrogênio em uma ligação com
uma substância não-metálica:
Número de Oxidação = +1 (Ex: H+Cl-)
- Hidrogênio em uma ligação com uma
substância metálica:
Número de Oxidação = -1 (Ex: Na+H-)
- Oxigênio: Número de Oxidação = -2
Na forma de peróxido {H2+(O2)2-} > Número de Oxidação = -1
O2+F2- > Número de Oxidação = +2
Balanceamento
No balanceamento de
uma reação de oxidorredução, o número de elétrons cedidos devem ser iguais ao
número de elétrons doados. O balanceamento foi organizado em etapas:
- Atribuir os Números de Oxidação às substâncias.
- Indicar as substâncias que realizam os
processos de oxidação e redução, e indicar também o agente redutor (quem causa
a redução) e oxidante (substância causadora do processo de oxidação).
- Realizar o balanceamento do número de
substâncias.
- Para acertar o número de átomos de oxigênio,
deve-se utilizar moléculas de H2O.
- Por final,
deve-se acertar o número de átomos de hidrogênio. (H+)
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| Uma reação de oxidorredução balanceada. |
Espontaneidade de reações de oxidorredução
Para verificar se uma reação de oxidorredução acontece
espontaneamente (estando ela ocorrendo nas Condições-Padrão: 25°C, 1 atm e
concentração de 1,0 mol . L-1), é preciso primeiramente analisar o Potencial de Redução (E0) de
cada elemento oxidante e redutor. Quanto maior for esse potencial, maior será a
tendência desse elemento de ganhar elétrons. Logo, ele os recebe de um outro
elemento de menor potencial. Por exemplo:
Zn0
+ Cu2+(SO4)2- → Cu0 + Zn2+(SO4)2-
Onde:
E0Cu2+/Cu0
= + 0,34 V
E0Zn2+/Zn0 = – 0,76 V
Agora, para sabermos se essa reação é espontânea ou
não, devemos seguir essas instruções:
- Verificar, no sentido indicado na reação, a espécie
que sofre oxidação (perde elétrons) e a que sofre redução (recebe elétrons);
- Subtrair o potencial do elemento reduzido pelo
potencial do elemento oxidado;
- Analisar, algebricamente, o valor obtido. Se ele for
positivo, a reação acontece espontaneamente; caso contrário, não.
Assim:
E0Cu2+/Cu0 - E0Zn2+/Zn0 → +0,34 - (- 0,76)
= + 0,34 + 0,76 = + 1,10 V
Logo, podemos afirmar que a reação
acontece espontaneamente.
OBS.: Existe também o Potencial de
Oxidação, que é o inverso do anterior. Portando, quanto maior for esse tipo
de potencial, maior será a tendência de um elemento de perder elétrons. Para
verificar se uma reação é espontânea ou não com esse valor, é preciso subtrair
o potencial da espécie oxidada pela reduzida. Contudo, a análise do resultado
permanece igual.
Reação Global de uma reação de oxidorredução
É possível indicar uma reação de oxidorredução por uma Reação Global. Ela é formada a partir de
duas equações chamadas de Semi-Equações.
Basicamente, para essas últimas, deve-se adicionar elétrons ao lado da espécie
oxidada, indicando no produto, ela neutra. Na segunda, a espécie (que fora
reduzida) ainda neutra, “perdendo” elétrons, indicando no produto, ela oxidada.
Exemplo:
Cu2+(SO4)2- + Ni0 → Ni2+(SO4)2- + Cu0
Dados:
Cu2+ + 2 e– → Cu0
Ni0 - 2 e-
→ Ni2+
A seguir, é preciso somar essas semi-reações de modo a
balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos:
SEMI-REAÇÃO
Cu2+ + 2 e– → Cu0
+ = Cu2+ + Ni0 → Ni2+ + Cu0
Ni0 - 2 e-
→ Ni2+ GLOBAL
SEMI-REAÇÃO
OBS.: Se a equação
inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio,
também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de
hidrogênio e a segunda com moléculas de água.
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