Oxidação

As reações nas quais ocorrem perda e ganho de elétrons são chamadas de reações de oxirredução. Um exemplo muito importante de oxirredução é a fotossíntese. Neste processo, as moléculas de clorofila produzem gás oxigênio a partir de energia luminosa, como mostra a equação química a seguir:

6 CO_{2 (g)} + 6 H₂O _(l) → C₆H₁₂O_{6 (aq)} + 6 O_{2 (g)}

Outro exemplo de oxirredução é o metabolismo da glicose no organismo:

C₆H₁₂O_{6 (aq)} + 6 O_{2 (g)} → 6 CO_{2 (g)} + 6 H₂O _(l)

A transferência de elétrons que ocorre no processo de oxirredução pode ser comprovada experimentalmente ao introduzir um fio de cobre (Cu) em uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO₃). Após certo tempo, verifica-se a formação de um depósito de prata e que a solução adquire coloração azulada devido aos íons Cu²⁺. As equações a seguir representam as reações envolvidas nesse processo.

Semi-reação de oxidação        Cu⁰ → Cu²⁺ + 2 e^-               perde elétrons

Semi-reação de redução        2 Ag⁺ + 2 e^- → 2 Ag⁰    ganha elétrons

Reação global                        Cu⁰ + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag⁰

Note que, ao representar a reação global, somamos as duas semi-reações e cancelamos os elétrons. Com a transferência de elétrons, houve mudança na carga elétrica dos elementos. Representamos essas cargas através do número de oxidação (Nox).

Número de Oxidação (Nox)

O número de oxidação (Nox) representa a carga que o elemento químico adquire ao realizar uma ligação iônica ou a carga parcial (δ) que ele apresenta em uma ligação predominantemente covalente. Neste caso, o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo adquiriria caso a ligação molecular fosse rompida com transferência de elétrons entre os átomos (não esqueça de considerar a eletronegatividade dos átomos participantes da ligação para saber qual deles ficaria com o elétron ao romper a ligação). Exemplo:

O Nox deve ser determinado para cada átomo, isoladamente. Veremos agora como calcular o Nox para as substâncias.

Regras para o Cálculo do Nox

• Substâncias simples, ou seja, formadas por um único elemento químico, sempre terão Nox igual a zero.

Exemplo: O₂, O₃, P₄, S₈, C_diam, H₂, Na.

• Um íon monoatômico apresentará Nox igual à sua própria carga.

Exemplo:

K⁺    Ba²⁺     F^-    N^3-

Nox   +1           +2        -1         -3

• Alguns elementos irão possuir Nox fixo em seus compostos.

• Geralmente, o hidrogênio apresentará Nox igual a 1 em substâncias compostos.

Exemplo:

HBr      H₂SO₄           C₆H₁₂O₆          H₃PO₄

Nox     +1         +1              +1                   +1

Quando estiver ligado a um metal formando hidretos metálicos, o hidrogênio terá Nox igual a -1.

   NaH     CaH₂

Nox         -1          -1

• Na maioria dos compostos, cada oxigênio terá Nox igual a -2.

CO      H₂O     H₂SO₄           C₆H₁₂O₆          CaO    Na₂O

Nox       -2           -2           -2                       -2                 -2          -2

Nos peróxidos, cada oxigênio terá Nox igual a -1.

                 H₂O₂          Na₂O₂                 CaO₂ 

Nox         -1              -1                -1

No composto fluoreto de oxigênio (OF₂), como o flúor é mais eletronegativo, o oxigênio terá Nox igual a +2.

• Os halogênios terão Nox igual a -1 ao formarem compostos binários, nos quais são mais eletronegativos.

Exemplo:

    HCl      MnBr₂          CF₄

Nox        -1           -1              -1

• Em um composto iônico ou molecular, a soma dos Nox de todos os átomos será sempre igual a zero.

Exemplos:       

NaCl                HCl          CaO                CO

             Nox                +1 -1              +1 -1                +2 -2               +2 -2

Soma dos Nox            Zero                Zero        Zero                   Zero

Dessa forma, é possível determinar o Nox de diversos outros elementos. Veja os exemplos abaixo:

H₂SO₄

         +1   x  -2

2(+1) + x + 4(-2) = 0 → x = +6

HClO₄

         +1   x  -2

+1 + x + 4(-2) = 0 → x = +7

H₄P₂O₇

         +1   x  -2

4(+1) + 2(x) + 7(-2) = 0 → x = +5

Al₂(SO₄)₃ = Al₂S₃O₁₂

         +3   x  -2

2(+3) + 3(x) + 12(-2) = 0 → x = +6

• Em um íon composto, a soma dos Nox de todos os átomos será igual à carga do íon.

Exemplos:

(MnO₄)^1-

           x   -2

x + 4(-2) = -1 → x = +7

(PO₄)^3-

            x   -2

x + 4(-2) = -3 → x = +5

(NO₄)¹⁺

           x   -2

x + 4(-2) = +1 → x = -3

(Cr₂O₇)^2-

            x   -2

2(x) + 7(-2) = -2 → x = +6

Variação do Nox nas Reações de Oxirredução

Voltando ao exemplo da reação entre o cobre e a solução aquosa de nitrato de prata, temos:

Cu → Cu²⁺ + 2 e^-

           0        +2

O cobre perde seus elétrons, havendo aumento do Nox. Esta semi-reação é denominada reação de oxidação. O cobre metálico (Cu) que sofre oxidação é chamado agente redutor, já que ele provocou a redução dos íons de prata (Ag⁺) ao ceder seus elétrons.

2 Ag⁺ + 2 e^- → Ag

       +1                  0

A prata ganha elétrons, havendo diminuição do Nox. Esta semi-reação é denominada reação de redução. Os íons de prata (Ag⁺) que sofrem redução são chamados agentes oxidantes, já que oxidaram o cobre (Cu) ao receber seus elétrons. Resumindo:

• Reação de oxidação: Perde elétrons → Aumenta Nox → Sofre oxidação → Agente redutor
• Reação de redução: Ganha elétrons → Diminui Nox → Sofre redução → Agente oxidante

Variação do Nox nos Compostos Orgânicos

Em compostos inorgânicos, os Nox que mais aparecem nos elementos são:

• Hidrogênio: Nox = +1
• Halogênios (F, Cl, Br, I): Nox = -1
• Oxigênio e enxofre: Nox = -2
• Nitrogênio e fósforo: Nox = -3

O Nox do carbono pode variar muito dependendo do composto no qual se encontra. Este átomo pode se comportar tanto como elemento eletronegativo quanto elemento eletropositivo. Veja os exemplos abaixo:

CH₄: x + 4(+1) = 0 → x = -4

C₂H₆: 2(x) + 6(+1) = 0 → x = -3

C₂H₄: 2(x) + 4(+1) = 0 → x = -2

CH₂Cl₂: x + 2(+1) + 2(-1)= 0 → x = 0

CCl₄: x + 4(-1) = 0 → x = +4

Os cálculos acima resultam no número de oxidação global (um valor médio) do carbono no composto. Para saber o Nox de um átomo específico dentro de uma cadeia carbônica devemos atribuir estes valores para cada uma das quatro ligações realizadas pelo carbono considerado:

• Ligação de C-C: Nox do C = 0
• Ligação C-H: Nox do C = -1
• Ligação C-átomos eletronegativos: Nox do C = +1

Exemplos:

Balanceamento pelo Método de Oxirredução

O processo de balanceamento das equações das reações de oxirredução se baseia no princípio de que o número total de elétrons cedidos se iguala ao número total de elétrons recebidos. Para isso, seguiremos os seguintes passos:

1.    Calcule o Nox de cada elemento.

2.    Represente os “ramais” de oxidação e redução com os respectivos números de elétrons cedidos e recebidos.

3.    Escolha uma substância do ramal de oxidação e outra do ramal de redução. Não escolha substância com Nox repetido. Escolha a substância com maior número de átomos, contanto que o Nox das duas substâncias do ramal não se repita.

4.    Multiplique o número de elétrons cedidos ou recebidos pelo índice do elemento, dos elementos que sofrem oxidação e redução. Inverta os resultados obtidos e simplifique-os se for possível. Esses serão os coeficientes das substâncias escolhidas.

Exemplo:

Equação de oxidação e redução.

O enxofre sofre oxidação, sendo o SO₂, portanto, agente redutor. O total de elétrons cedidos é: 1 átomo x 2 elétrons/átomo = 2 elétrons cedidos.

O cromo sofre redução, sendo o CrO₃, portanto, agente oxidante. O total de elétrons recebidos é: 2 átomos x 3 elétrons/átomo = 6 elétrons recebidos.

Dessa forma, os números totais de elétrons cedidos e recebidos serão os coeficientes trocados na equação:

CrO₃ + 6 SO₂ → 2 Cr₂O₃ + SO₃

Simplificando os dois coeficientes, temos:

 CrO₃ + 3 SO₂ → 1 Cr₂O₃ + SO₃

Pelo método das tentativas, acertamos os coeficientes das outras substâncias da reação:

2 CrO₃ + 3 SO₂ → 1 Cr₂O₃ + 3 SO₃