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REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
REAÇÃO DE REDUÇÃO
Nesta reação há uma diminuição da carga (número de oxidação) do
elemento.
Exemplo:
1
O 2  2 e -  O 22
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:
Mg  Mg 2  2 e -
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:
Redução
2 Mg  O2  2 MgO
Carga
0
0
Oxidação
+2 -2
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:
Redução
2 Mg  O2  2 MgO
Carga
0
0
+2 -2
Oxidação
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
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.
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, SO 24- , 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:
Tendência crescente para a oxidação
K ; Na ; Ca ; Mg ; A ; Zn ; Cr ; Fe ; Pb ; Cu ; Ag ; Au
Poder redutor crescente
Por outro lado, os catiões metálicos são oxidantes, cujo poder oxidante
varia de acordo com o esquema:
Tendência crescente para a redução
K+; Na+; Ca2+; Mg2+; A 3+; Zn2+; Cr3+; Fe2+; Pb2+; Cu2+; Ag+; Au+
Poder oxidante crescente
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.
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