Oxirredução

Apesar de ser um processo muito comum no cotidiano, as reações redox são, ainda, uma parte complicada da Físico-Química.

Essas reações têm relação com o fluxo de elétrons em processos espontâneos e não espontâneos. No fluxo espontâneo, durante a reação, ocorre a geração de uma corrente elétrica, enquanto no fluxo não espontâneo a corrente elétrica é necessária para dar início a essas reações.

É preciso lembrar de um conceito de ácidos e bases que, apesar de não ser frequentemente trabalhado, auxilia a compreensão desse mecanismo reativo. Uma base de Lewis é aquela que recebe um par de elétrons e um ácido é aquele que doa um par de elétrons.

Número de oxidação (Nox)

É um número associado a determinado elemento químico e seus átomos que facilita a identificação de perdas ou ganhos de elétrons.

Para as substâncias iônicas, o Nox é associado à carga após a ligação ser estabelecida. Por exemplo, cloreto de sódio, NaCl, adquire a estabilidade quando um átomo de sódio doa um elétron para um átomo de cloro. No final, a carga do Na é +1, pois houve uma perda de elétrons, e a carga do Cl é -1, pois houve um ganho de elétrons. Por consequência, o Nox deles são, respectivamente, +1 e -1.

Para as substâncias moleculares, é necessário analisar a diferença de eletronegatividade entre os átomos, já que há o compartilhamento de elétrons. No HCl, por exemplo, temos que a eletronegatividade do cloro é muito maior que a do hidrogênio, o cloro atrai um elétron do hidrogênio e tem Nox de -1. Já o hidrogênio permanece um pouco mais afastado do seu elétron, e, portanto, seu Nox será +1.

E se tivermos um composto como o HCN? A ideia é a mesma. Dentre eles, o nitrogênio tem maior eletronegatividade do que o carbono, que por sua vez tem uma eletronegatividade maior que a do hidrogênio. O Nox do hidrogênio é +1, pois, entre ele e o carbono, ele ficará mais afastado do seu elétron. Essa é a primeira análise a ser feita, a ligação entre o H e o C. Agora, considerando que a eletronegatividade do nitrogênio é maior, e que três ligações simples C-N são realizadas, sabemos que quem "puxa" mais os elétrons é o nitrogênio. Portanto, seu Nox é -3. Ok, e o Nox do carbono? Vamos ver: Ele está com 4 ligações em jogo, uma H-C e três C-N. Sabemos que os elétrons compartilhados com o N são puxados para o lado do mesmo, então esses elétrons estão "perdidos" para o carbono; mas ele puxa o elétron do hidrogênio; portanto, seu Nox é +2, o resultado das forças de atração e repulsão.

Repare que a soma total do Nox, em compostos neutros, é sempre zero.

Poderíamos simplesmente ter percebido que faltava +2 para +1 e -3 resultar em zero, mas também é importante saber como isso acontece.

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Como calcular o Nox?

Repare que não mencionamos o Nox de substâncias metálicas. Isso porque elas têm, na verdade, um método muito mais simples de cálculo. Sabemos que vários compostos químicos possuem suas peculiaridades; vamos ver, agora, como proceder nesses casos.

Número de oxidação em substâncias simples

As substâncias simples são eletricamente neutras pois são formadas pelos mesmos átomos, o que impede a presença de uma diferença de eletronegatividade. Repare que substâncias metálicas, quando puras, são substâncias simples. Portanto, para compostos como Na, Fe, O3, C e Mg, o Nox é sempre zero.

Número de oxidação de elementos de Nox fixos em seus compostos

Esse caso é o caso das famílias 1 e 2 e da prata, do zinco e do alumínio. Vale a pena lembrar do PRAZINAL, visto no estudo das bases. Como o Nox está associado com a carga, o Nox dos metais da família 1 serão +1, o Nox dos metais da família 2 será +2 e os Nox da prata, do zinco e do alumínio serão +1, +2 e +3. Para nosso estudo, usamos isso como uma regra, apesar de esses compostos, na maioria das vezes, apresentarem esse Nox, sempre há exceções.

Número de oxidação do hidrogênio

O hidrogênio é um elemento peculiar por si só: não tem família, não é metal, nem ametal, nem gás nobre. Só haveria de ter uma regra que se aplicasse só para ele. O Nox desse elemento é variável. É como se ele fosse um "vira-casaca": quando faz ligação com ametais, tem Nox igual a +1 por sua baixa eletronegatividade; quando ligado a metais, ele realiza uma ligação iônica e acaba por receber um elétron.

Número de oxidação do oxigênio

Na busca por seus dois elétrons para a estabilidade, o oxigênio não se importa de variar o Nox: em caso parecido ao do hidrogênio, ele forma ligações covalentes e, por sua alta eletronegatividade, puxa os elétrons para o seu lado, tendo Nox -2. Mas sempre tem alguém melhor: o flúor. Por possuir maior eletronegatividade, nesse caso, o flúor puxa os elétrons e o oxigênio fica com um Nox de +2. Quando ocorre uma ligação iônica, o oxigênio recebe dois elétrons, tendo Nox igual a -2. Pode ainda acontecer de, nos peróxidos, o Nox ser -1, pois nesses compostos há uma ligação O-O em que cada oxigênio aprenta uma ligação com outros átomos.

Número de oxidação de átomos em compostos eletricamente neutros

Em compostos eletricamente neutros, o Nox deve ser zero. Disso já sabemos. Mas como calcular? Nosso exemplo será o HClO3. Nesse processo, é interessante fazer a determinação do Nox por etapas.

Primeiramente, observando a fórmula estrutural, o H está ligado ao O, formando uma ligação covalente. Assim, Nox H = +1. Sabemos que os outros dois oxigênios estão ligados ao cloro, ou seja, em ligações covalentes, portanto, Nox O = -2. Mas e o cloro? Agora, somamos o Nox total de forma que este seja zero. O Nox do cloro pode ser identificado como x.

Repare que possuímos 3 átomos de oxigênio, portanto, o Nox total do elemento será (-2) x 3 = -6

H Cl O3

+1 x -6 = 0

1 + x - 6 = 0

x= +5

Número de oxidação em íons poliatômicos

Agora começamos a abordar algo diferente. Repare que nos referimos a íons, e não mais a substâncias neutras. Íons possuem carga. Como saber o Nox dos elementos de um íon? O processo é idêntico ao apresentado acima. Mas, ao invés de igualar a zero, igualamos à carga do próprio íon. Sendo o íon poliatômico SO4^2-, temos aqui que o enxofre faz ligações covalentes com oxigênios. Como sabemos a variação desse elemento, temos que Nox O = -2. O Nox total, como temos 4 oxigênios, é (-2) x 4 = -8

Já o enxofre, não sabemos. Assim, montamos nosso esquema:

S O4

x -8 = -2

x= +6

Nox de íons monoatômicos

É a própria carga do íon.

Tendo isso em mente, podemos definir o processo de oxidação como a perda de elétrons por uma espécie química, e o processo de redução como o ganho de elétrons por uma espécie química. A partir disso, podemos definir que o agente oxidante é o que sofre redução e que o agente redutor é o que sofre oxidação.

Na oxidação ocorre o aumento do Nox, enquanto na redução ocorre a diminuição do Nox. Um exemplo de uma reação redox:

Uma ferramenta que será muito trabalhada e exposta até pelos próprios professores é a tabela das séries eletroquímicas. Essa tabela parece confusa quando vista pela primeira vez, mas, ao saber interpretá-la, ela se torna uma ótima fonte de consulta.

Essa tabela fornece os estados reduzidos e oxidados de metais e alguns ametais e o potencial de redução e oxidação dos mesmos.

A oxidação do lítio, Li, é dada por:

Li -> Li ^+ + e^-

Já a redução do magnésio é dada por:

Mg^2+ + 2 e^- -> Mg

Os números indicados são os chamados potenciais-padrão de oxidação e redução. Eles serão mais detalhadamente estudados na Eletroquímica. Porém, vamos ver como interpretar esses números.

É perceptível que o potencial-padrão de oxidação é igual ao de redução, mas com sinais contrários. O cobre, por exemplo, tem potencial-padrão de redução igual a + 34 V. Isso quer dizer que o cobre tem uma alta tendência a sofrer redução e, por conseguinte, provocar a oxidação de outro composto. Da mesma forma, o potencial padrão de oxidação do cobre é - 34 V, o que indica que ele tem pouca tendência a sofrer oxidação e, portanto, pouca tendência de reduzir outra espécie química. Pela tabela, temos que o flúor é o agente oxidante mais forte da tabela, pois possui maior tendência a sofrer redução. Já o lítio é o agente redutor mais forte da tabela, pois tem maior tendência de sofrer oxidação. A reatividade dos metais está relacionada com a tendência que eles possuem de sofrer oxidação.

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Balanceamento

Essas reações, é claro, precisam ser balanceadas. Esse balanceamento pode ser feito de várias formas. Vamos, agora, entender como balancear uma equação de oxirredução.

Escrever a equação corretamente.
Calcular o Nox de cada elemento na reação. Considerar a quantidade de átomos.

Verificar as espécies que sofreram variação no Nox.
Calcular a variação do Nox.
Multiplicar a variação do Nox pela atomicidade do elemento. (Atomicidade é a quantidade de átomos da fórmula). Preferir o lado que tiver a água.
Inverter e usar os números obtidos como coeficientes estequiométricos.
Balancear por tentativa

Texto por Giovana Bagnara Luisi
Estudante de Química

Referências:

NAHAS, Mathes. Química. São Paulo: Ftd, 2017. 22 v. (Sistema Marista de Educação).

(TITO), Francisco Miragaia Peruzzo; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 760 p.

Crédito das imagens:

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