Como são e ocorrem as reações de oxirredução

corrosão - reação de oxirredução

Uma reação de oxidação-redução (redox) é um tipo de reação química que envolve uma transferência de elétrons entre duas espécies. Uma reação de oxidação-redução é qualquer reação química na qual o número de oxidação de uma molécula, átomo ou íon muda ao ganhar ou perder um elétron. As reações redox são comuns e vitais para algumas das funções básicas da vida, incluindo fotossíntese, respiração, combustão e corrosão ou ferrugem.

Regras para atribuição de estados de oxidação

O estado de oxidação  de um elemento corresponde ao número de elétrons, e-, que um átomo perde, ganha ou parece usar ao se juntar a outros átomos em compostos. Para determinar o estado de oxidação de um átomo, existem sete diretrizes a seguir:

  1. O estado de oxidação de um átomo individual é 0.
  2. O estado de oxidação total de todos os átomos em: uma espécie neutra é 0 e em um íon é igual à carga do íon.
  3. Os metais do grupo 1 têm um estado de oxidação de +1 e do Grupo 2 um estado de oxidação de +2
  4. O estado de oxidação do flúor é -1 em compostos
  5. O hidrogênio geralmente tem um estado de oxidação de +1 nos compostos
  6. O oxigênio geralmente tem um estado de oxidação de -2 em compostos
  7. Em compostos de metal binários, os elementos do Grupo 17 têm um estado de oxidação de -1, os elementos do Grupo 16 de -2 e os elementos do Grupo 15 de -3.

A soma dos estados de oxidação é igual a zero para compostos neutros e igual à carga para espécies de íons poliatômicos.

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Exemplo – Atribuindo Estados de Oxidação

Determine os estados de oxidação de cada elemento nas seguintes reações:

  1. Fe(s) + O2(g) ⟶ Fe2O3(g)
  2. Fe2+(aq)
  3. Ag(s) + H2S ⟶Ag2S(g) + H2(g)

Soluções

  1. Fe e O2 são elementos livres; portanto, cada um deles tem um estado de oxidação de 0 de acordo com a Regra # 1. O produto tem um estado de oxidação total igual a 0, e seguindo a Regra # 6 o O tem um estado de oxidação de -2, o que significa Fe tem um estado de oxidação de +3.
  2. O estado de oxidação de Fe íons correspondem apenas à sua carga, uma vez que é uma única espécie de elemento; portanto, o estado de oxidação é +2.
  3. Ag tem um estado de oxidação de 0, H tem um estado de oxidação de +1 de acordo com a Regra # 5, o H2 tem um estado de oxidação de 0, o S tem um estado de oxidação de -2 de acordo com a Regra # 7 e, portanto, Ag dentro  Ag2S tem um estado de oxidação de +1.

Reações de redução de oxidação

As reações redox são compostas por duas partes, uma parte é reduzida e a outra é oxidada, ocorrendo sempre juntas. A redução ganha elétrons e o número de oxidação diminui, enquanto a oxidação perde elétrons e o número de oxidação aumenta. As duas espécies que trocam elétrons em uma reação redox recebem nomes especiais:

  1. O íon ou molécula que aceita elétrons é chamado de agente oxidante – ao aceitar elétrons, ele oxida outras espécies.
  2. O íon ou molécula que doa elétrons é chamado de agente redutor – ao dar elétrons, ele reduz as outras espécies.

O átomo que é oxidado é o agente redutor, e o átomo que é reduzido é o agente oxidante. Agentes oxidantes e redutores podem ser o mesmo elemento ou composto.

Exemplo – Identificação de agentes oxidantes e redutores

Determine quais são os agentes oxidantes e redutores na reação a seguir.

Zn + 2H+ ⟶Zn2+ + H2

Solução

O estado de oxidação de H muda de +1 para 0, e o estado de oxidação de Zn muda de 0 para +2. Por isso, Zn é oxidado e atua como agente redutor. O H+ é o íon reduzido e atua como agente oxidante.

Reações de Combinação

As reações de combinação estão entre as reações redox mais simples e, como o nome sugere, envolve a “combinação” de elementos para formar um composto químico. Como de costume, a oxidação e a redução ocorrem juntas. A equação geral para uma reação de combinação é dada abaixo:

A + B ⟶ AB

Exemplo – Reação de Combinação

Considere a reação de combinação de hidrogênio e oxigênio

H2 + O2 ⟶ H2O

Calculo e solução:

0 + 0 → (2) (+ 1) + (-2) = 0

Nesta reação, tanto H2 quanto O2 são elementos livres; seguindo a Regra # 1, seus estados de oxidação são 0. O produto é H2O, que tem um estado de oxidação total de 0. De acordo com a Regra # 6, o estado de oxidação do oxigênio é geralmente -2. Portanto, o estado de oxidação de H em H2O deve ser +1.

Reações de decomposição

Uma reação de decomposição é o reverso de uma reação de combinação, a quebra de um composto químico em elementos individuais:

AB ⟶ A + B

Exemplo – Reação de Decomposição

Considere a seguinte reação:

H2O ⟶ H2+O2

Isso segue a definição da reação de decomposição, onde a água é “decomposta” em hidrogênio e oxigênio.

Calculo e solução:

(2) (+ 1) + (-2) = 0 → 0 + 0

Como no exemplo anterior, o H2O tem um estado de oxidação total de 0; assim, de acordo com a Regra # 6, o estado de oxidação do oxigênio é geralmente -2, então o estado de oxidação do hidrogênio em H2O deve ser +1.

Observe que a reação de autoionização da água não é uma reação redox nem de decomposição, uma vez que os estados de oxidação não mudam para nenhum elemento:

H2O ⟶ H+ + OH

Reações de substituição única

Uma única reação de substituição envolve a “substituição” de um elemento nos reagentes por outro elemento nos produtos:

A + BC ⟶ AB + C

Exemplo – Reação de substituição única

Equação:

Cl2 + NaBr → NaCl +Br2

Cálculo e solução:

(0) + ((+1) + (-1) = 0) -> ((+1) + (-1) = 0) + 0

Nesta equação, o Br é substituído por Cl, e as Cl átomos em Cl2 são reduzidos, enquanto o Br íon em NaBr é oxidado.

Reações de dupla substituição

Uma dupla reação de substituição é semelhante a uma única reação de substituição, mas envolve a “substituição” de dois elementos nos reagentes, por dois nos produtos:

AB + CD ⟶ AD + CB

Um exemplo de uma reação de dupla substituição é a reação de sulfato de magnésio com oxalato de sódio

MgSO4(aq) + Na2C2O4(aq) ⟶MgC2O4(s)+NaSO4(aq)

Reações de combustão

Combustão é o termo formal para “queimar” e normalmente envolve uma substância que reage com o oxigênio para transferir energia para o ambiente como luz e calor. Consequentemente, as reações de combustão são quase sempre exotérmicas. Por exemplo, motores de combustão interna dependem da combustão de hidrocarbonetos orgânicos CxHy para gerar CO2 e H2O:

CxHy+O2 ⟶CO2+H2O

Embora as reações de combustão normalmente envolvam reações redox com um produto químico sendo oxidado pelo oxigênio, muitos produtos químicos podem “queimar” em outros ambientes. Por exemplo, os metais de titânio e magnésio também podem queimar em nitrogênio:

2Ti(s) + N2(g)⟶ 2TiN(s)

3Mg(s) + N2(g) ⟶Mg3N2(s)

Além disso, os produtos químicos podem ser oxidados por outros produtos químicos além do oxigênio, como Cl2 ou F2; esses processos também são considerados reações de combustão.

Exemplo – Identificando Reações de Combustão

Quais das seguintes são reações de combustão?

  1. 2H2O → 2H2+O2
  2. 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
  3. 2AgNO3 + H2S → Ag2S + 2HNO3
  4. 2Al + N2 → 2AlN4

Solução

As reações b e d são reações de combustão, embora com agentes oxidantes diferentes. A reação b é a reação de combustão convencional usandoO2 e a reação d usa N2 em vez de O2.

Reações de desproporção (reações de auto oxirredução)

Em reações de desproporção, uma única substância pode ser oxidada e reduzida. Estas são conhecidas como reações de auto oxirredução, com a seguinte equação geral:

2A ⟶ A+n + A-n

Em que n é o número de elétrons transferidos. As reações de desproporção não precisam começar com moléculas neutras e podem envolver mais de duas espécies com diferentes estados de oxidação (mas raramente).

Exemplo – Reação de auto oxirredução

As reações de auto oxirredução têm algum significado prático na vida cotidiana, incluindo a reação do peróxido de hidrogênio, H2O2 derramado sobre uma ferida. Esta é uma reação de auto oxirredução do peróxido de hidrogênio, que produz oxigênio e água. O oxigênio está presente em todas as partes da equação química e, como resultado, é oxidado e reduzido. A reação é a seguinte:

2H2O2(aq) ⟶2H2O(l) +O2(g)

Solução

Do lado do reagente, o H tem um estado de oxidação de +1 e o O tem um estado de oxidação de -1, que muda para -2 para o produto H2O (o oxigênio é reduzido) e o 0 no produto O2 (o oxigênio é oxidado).

Fonte

Petrucci, et al. Química geral: princípios e aplicações modernas. 9ª ed. Upper Saddle River, Nova Jersey: Pearson/Prentice Hall, 2007.

Sadava, et al. Vida: A Ciência da Biologia. 8ª ed. Nova York, NY. WH Freeman and Company, 2007

 

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