REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO REAÇÃO DE REDUÇÃO

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REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

REAÇÃO DE REDUÇÃO

Nesta reação há uma diminuição da carga (número de oxidação) do elemento.

Exemplo:

- 2 -

2 2e O 2 O

1  

O oxigénio diminui a sua carga de zero para -2, através do ganho de 2 eletrões.

REAÇÃO DE OXIDAÇÃO

Nesta reação há um aumento da carga (número de oxidação) do elemento.

Exemplo:

- 2 2e Mg

Mg  ^ 

O magnésio aumenta a sua carga de zero para +2, através da perda de 2 eletrões.

REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

Sempre que ocorre uma reação de oxidação, ocorre, em simultâneo, uma reação de redução.

Exemplo:

MgO 2

O Mg

2  ₂ 

Carga 0 0 +2 -2 Oxidação

Redução

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Neste caso tem-se:

 O magnésio perde 2 eletrões e sofre uma oxidação.

 O oxigénio ganha os 2 eletrões que são perdidos pelo magnésio e sofre uma redução.

OXIDANTE E REDUTOR

Para a reação de oxidação-redução:

MgO 2

O Mg

2  ₂ 

Carga 0 0 +2 -2

Considera-se:

 O magnésio oxida-se devido ao oxigénio que lhe retira 2 eletrões, logo o oxigénio é o oxidante.

 O oxigénio reduz-se devido ao magnésio que lhe dá 2 eletrões, logo o magnésio é o redutor.

PARES REDOX CONJUGADOS

Uma reação redox pode traduzir-se por:

Redutor 1 + Oxidante 2 ^ Oxidante 1 + Redutor 2 Havendo dois pares redox conjugados:

1º) Oxidante 1/Redutor 1 2º) Oxidante 2/ Redutor 2

Oxidação Redução

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NÚMEROS DE OXIDAÇÃO

O número de oxidação de um elemento corresponde à sua carga, seja ela real ou atribuída.

Os números de oxidação determinam-se de acordo com as seguintes regras:

1. O número de um átomo no estado elementar é zero. 2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à sua própria carga.

Exemplo: C em C2 e A têm ambos número de oxidação 0 (zero).

2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à sua própria carga.

Exemplo: No ião Mg²⁺ o número de oxidação é +2.

3. Nos compostos, os metais do grupo 1 têm número de oxidação +1; os do grupo 2 têm +2; e os metais do grupo 13 têm número de oxidação +3, com exceção do tálio que pode ter número de oxidação +3 ou +1.

Exemplo: No NaC^, o sódio tem número de oxidação +1.

4. Os halogéneos (elementos do grupo 17), quando formam iões negativos têm número de oxidação -1.

Exemplo: No NaC, o cloro tem número de oxidação -1.

5. O número de oxidação do hidrogénio num composto é +1, exceto nos hidretos (compostos que o hidrogénio forma com os metais dos elementos representativos), que é -1.

Exemplo: Em H2O o hidrogénio tem número de oxidação +1 e em NaH tem número de oxidação -1.

6. O número de oxidação do oxigénio num composto é -2, exceto nos peróxidos, que é -1, e em OF2 que é +2.

Exemplo: Em H2O o oxigénio tem número de oxidação -2 e em H2O2 tem número de oxidação -1.

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7. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um composto é zero.

Exemplo: A soma dos número de oxidação de Na e de C no NaC é 0.

8. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um ião poliatómico é igual à carga do ião.

Exemplo: No ião sulfato, SO²4^-, a soma dos números de oxidação do enxofre e dos quatro átomos de oxigénio é igual a -2. Como o número de oxidação do oxigénio é -2, o do enxofre será +6.

FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES E REDUTORES

Normalmente, os metais têm tendência a oxidarem-se, ou seja, a atuarem como redutores (K, Na, Ca, …).

Os não metais têm tendência a reduzir-se, ou seja, a atuarem como oxidantes (O2, C2, F2, …).

O poder redutor dos metais varia de acordo com o esquema:

K ; Na ; Ca ; Mg ; A ; Zn ; Cr ; Fe ; Pb ; Cu ; Ag ; Au

Por outro lado, os catiões metálicos são oxidantes, cujo poder oxidante varia de acordo com o esquema:

K⁺; Na⁺; Ca²⁺; Mg²⁺; A^³⁺; Zn²⁺; Cr³⁺; Fe²⁺; Pb²⁺; Cu²⁺; Ag⁺; Au⁺

Destes dois esquemas tiram-se as seguintes conclusões:

 Quanto mais forte for um redutor mais fraco é o oxidante conjugado.

 Quanto mais forte for um oxidante mais fraco é o redutor conjugado.

Tendência crescente para a oxidação

Poder redutor crescente

Tendência crescente para a redução

Poder oxidante crescente

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Assim, para o par redox K⁺/K conjugados, o K é um redutor forte e o K⁺ é um oxidante fraco. Enquanto, para o par redox Au⁺/Au conjugado, o Au é um muito fraco e o Au⁺ é um oxidante forte.

PREVISÃO DA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES REDOX

Dada a reação redox:

Redutor 1 + Oxidante 2  Oxidante 1 + Redutor 2 Esta reação ocorre espontaneamente se:

Força do redutor 1 > Força do redutor 2

Caso contrário, não há reação espontânea.

Outra maneira de verificar se ocorre reação espontânea é comparando a força dos oxidantes, havendo reação se:

Força do oxidante 2 > Força do oxidante 1