Resumo de Química - 2º Bimestre

                                       Reações de Oxirredução
É uma reação química em que o número de oxidação de um ou mais elementos se altera.

Oxidação e redução => transferência de elétrons

Oxidação: é o aumento do número de oxidação de um elemento.

  Exemplo: 

Redução: é a diminuição do número de oxidação de um elemento.

  Exemplo:

Agente oxidante: é o reagente que contém o elemento que se reduz.

Agente redutor: é o reagente que contém o elemento que se oxida.

Exemplo:

Fe³⁺ → sofreu redução, logo, Fe₂O₃ é o agente oxidante (oxidante)

C²⁺ → sofreu oxidação, logo, CO é o agente redutor (redutor)

 

Para entender melhor...

A experiência descrita a seguir mostra o que ocorre quando uma lâmina de zinco é mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO₄).

Os íons  da solução migram até a barra de zinco Zn_(s) ^{e retiram (ganham) elétrons do metal.}

Assim, formam-se átomos neutros de cobre  que se depositam na lâmina, justificando assim o aparecimento da cor vermelha na superfície do zinco.

Os átomos de zinco (Zn°), ao perderem seus elétrons, vão para a solução na forma .

Observa-se, assim, que ocorreu uma reação de transferência de elétrons entre os íons  e os átomos de zinco. Assim, podemos escrever a seguinte equação:

Regras de atribuição de números de oxidação (Nox):

1) Toda substância simples tem o número de oxidação (Nox) igual a zero

(por exemplo: Zn°, Na°)

2) Os elementos da família 1A possuem seu número de oxidação igual a +1.

    Os elementos da família 2A possuem seu número de oxidação igual a +2.

    Exceções: Al³+, Zn²+ e Ag+.

3) Hidrogênio => H+ ligado a ametal tem seu Nox igual a +1 (ex.: HCl)

                        H ligado a metal tem seu Nox igual a -1 (ex.: NaH)

4) Oxigênio => Nox= -2

                      Nox= -1 em peróxidos 

5) A soma dos Noxs de uma molécula é igual a zero. Isso ajuda quando queremos descobrir o Nox de um determinado átomos de uma molécula.

                       

                           Regras para fazer o balanceamento de reações de oxirredução:

                                                         

1) Atribuição dos números de oxidação.

2) Identificar o agente redutor e o agente oxidante.
3) Balanceamento do número de elétrons.4) Caso precise acertar o número de oxigênios acrescentar H20 do lado dos produtos.5) Para acertar o número de hidrogênio acrescentar H+ do lado dos reagentes.

            Espontaneidade de reações de oxirredução:

Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E⁰, maior a tendência em perder elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.

Por exemplo:

                                                  

Dados:

Cu²⁺ + 2 e^– ® Cu°             E = + 0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^– ® Zn°              E = – 0,76 V

Para sabermos se a reação é espontânea ou não, devemos adotar a seguinte conduta:

– verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e^–) e a espécie que sofre redução (ganha e^–);

– se a espécie que sofre redução apresentar um maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.

O fato de o íon Cu²⁺ apresentar um E_red maior significa que ele possui capacidade de atrair e^– do Zn_(s), e, sendo assim, a reação será espontânea.