Energia em jogo nas reacções químicas

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Reacções de oxidação – redução. Oxidante e redutor

Uma reacção de oxidação – redução é uma reacção em que ocorre transferência de electrões.

Oxidante é a espécie química que, numa reacção química, capta electrões, isto é, é reduzida, provocando a oxidação da outra espécie. O oxidante é o aceitador de electrões.

Redutor é a espécie química que, numa reacção química, cede electrões, isto é, é oxidada, provocando a redução da outra espécie química. O redutor é o dador de electrões.

Exemplo 1

A semi – equação de oxidação é:

A semi – equação de redução é:

O é a espécie que dá electrões, é o redutor, electrões esses que são aceites pela espécie , que é o oxidante, é a espécie que se reduz.

Os pares redox conjugados são e .

Exemplo 2

A deposição de prata metálica sobre um fio de cobre, a partir da solução aquosa contendo iões , implica que estes iões tenham recebido electrões, ficando a solução progressivamente mais azul, o que se pode atribuir à presença de iões .

A semi – equação de redução é:

A semi – equação de oxidação é:

A equação global é:

Exemplo 3

Alguns metais, como o magnésio, o zinco, o ferro e outros, reagem com soluções ácidas libertando hidrogénio gasoso.

Nestas reacções entre os metais e as soluções ácidas, o hidrogénio, sob a forma de ião, é reduzido, recebendo electrões dos átomos dos metais, que por sua vez se oxidam.

 

Estado de oxidação. Número de oxidação

Um átomo que perde total, ou parcialmente, electrões está oxidado relativamente ao seu estado elementar.

Um átomo que ganha electrões está reduzido em relação ao mesmo estado elementar.

Um dado átomo pode, assim, aparecer em vários estados de oxidação referenciados pelo chamado número de oxidação.

Número de oxidação de um elemento, num dado estado, é a carga que um átomo desse elemento adquire se os electrões, em cada ligação, forem atribuídos aos átomos mais electronegativos.

O número de oxidação é positivo se corresponde a electrões perdidos e é negativo se corresponde a electrões ganhos.

Regras para determinar o número de oxidação ( n.o. ) dos elementos

  1. O nº de oxidação de um elemento no estado livre é sempre 0, qualquer que seja a forma em que se apresenta. He, H2, O, O2, Na, Ca, P4
  2. Nos compostos iónicos binários, os nºs de oxidação coincidem com a carga do ião.
  3. Composto

    Ião

    Mg2+

    Br-

    Na+

    F-

    Ca2+

    S2-

    Carga

    +2

    -1

    +1

    -1

    +2

    -2

    n.o.

    +2

    -1

    +1

    -1

    +2

    -2

  4. O hidrogénio, com um único electrão e pequena electronegatividade, apresenta geralmente o nº de oxidação +1, excepto nos hidretos, em que o nº de oxidação é –1.
  5. Composto

    Elemento

    H

    F

    H

    S

    n.o.

    +1

    -1

    +1

    -2

    Composto

    Elemento

    Na

    H

    Ca

    H

    n.o.

    +1

    -1

    +2

    -1

  6. Na generalidade dos compostos o nº de oxidação do oxigénio é –2, excepto nos peróxidos, em que o oxigénio apresenta o nº de oxidação –1.
  7. Composto

    Elemento

    H

    O

    Na

    O

    n.o.

    +1

    -2

    +1

    -2

    Composto

    Elemento

    H

    O

    Na

    O

    n.o.

    +1

    -1

    +1

    -1

    Peróxido de hidrogénio e peróxido de sódio

  8. Os metais dos grupos 1, 2 e 3, que possuem na última camada electrónica, respectivamente, 1, 2 e 3 electrões, e apresentam pequena electronegatividade, têm números de oxidação +1, +2 e +3.
  9. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa molécula é igual a 0 ( regra da electronegatividade ) e, no caso de um ião essa soma é igual à carga desse ião.

Composto

Elemento

C

O

N

H

n.o.

+4

-2

-3

+1

Ião

Elemento

I

O

N

H

n.o.

+1

-2

-3

+1

Acerto de equações de oxidação – redução

Uma equação redox, como qualquer outra equação química, deve estar certa quanto à massa e à carga.

  1. Escrevem-se separadamente as semi – equações correspondentes às duas semi – equações, de oxidação e de redução, pondo no primeiro membro o reagente e no segundo o produto.
  2. Acertam-se as semi – equações, relativamente ao oxigénio e ao hidrogénio, com o auxílio de moléculas de água e de iões ou , conforme a solução for neutra, ácida ou básica.
  3. Levam-se os dois membros das semi – equações a apresentar a mesma carga eléctrica através da introdução, no membro conveniente, do número necessário de electrões.
  4. Obtém-se a equação total somando-se as duas semi – equações, depois de ter multiplicado cada uma delas por um número apropriado de modo a que o número de electrões seja o mesmo no processo de oxidação e no processo de redução.

 

Escrever a equação que traduz a reacção de oxidação do catião pelo anião dicromato , em meio ácido, com a formação dos catiões e , isto é,

  1. Semi – equação de redução
  2. Acerto do número de átomos de oxigénio
  3. Acerto da carga eléctrica

  1. Semi – equação de oxidação
  2. Na semi – equação não figuram átomos de oxigénio nem de hidrogénio.
  3. Acerto da carga eléctrica
  4. Equação total:

Método da variação dos números de oxidação

Para este método torna-se imprescindível conhecer a variação dos números de oxidação dos elementos presentes na reacção. A soma algébrica das variações dos números de oxidação em reagentes e produtos tem de ser nula.

A igualdade da carga eléctrica nos dois membros da equação que traduz a reacção química é conseguida adicionando ao membro conveniente iões , se a reacção ocorrer em meio ácido, ou iões , se a reacção ocorrer em meio alcalino.

Escrever a equação que traduz a reacção de oxidação do nitrito desódio pelo permanganato de potássio, em meio alcalino, com a formação de nitrato de sódio e dióxido de manganês.

  1. Escrita dos reagentes e produtos da reacção
  2. Cálculo e anotação dos números de oxidação dos átomos dos elementos intervenientes:
  3. Variação do número de oxidação do azoto: +2
  4. Variação do número de oxidação do manganês: -3

    Na equação têm de figurar três átomos de azoto por cada dois de manganês.

  5. Acerto da carga eléctrica por adição de iões
  6. Acerto do número de átomos de hidrogénio, por adição de moléculas de água ao membro conveniente

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