Quimica Feltre - Vol 1-187-189

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171Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
3 OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Os fenômenos ou reações de oxidação e redução, também chamados abreviadamente de oxirredução,
oxi-red ou redox, são dos mais importantes na Química e dos mais freqüentes em nosso cotidiano.
O fogo é o exemplo mais comum de oxirredução: quando
um material qualquer entra em combustão, ele reage com o
oxigênio do ar, e nessa reação ocorre oxirredução. O fenômeno
de oxirredução também está presente quando o ferro enferruja,
quando as calças jeans descoram, quando se descolorem os
cabelos com água oxigenada, quando as pilhas e acumuladores
produzem eletricidade e em muita outras situações. Devemos
lembrar também que a oxirredução é a reação de queima dos
combustíveis, como acontece com a gasolina nos automóveis,
o querosene nos aviões a jato etc.
Do ponto de vista da estrutura da matéria, a oxirredução é
apenas a transferência de elétrons entre átomos. Ora, consi-
derando que já estudamos as ligações químicas — nas quais
ocorrem trocas ou compartilhamento de elétrons —, torna-
se bastante oportuno detalharmos o fenômeno da oxirredução,
partindo dos conceitos apresentados.
Na
"
Cl
#
xClNax
3.1. Conceitos de oxidação e de redução
Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede definitivamente elétrons para o outro.
Por exemplo:
Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofreu redução (ganho
de elétrons). Evidentemente, os fenômenos de oxidação e redução são sempre simultâneos.
O significado primitivo da palavra oxidação foi o de reação com o oxigênio, como neste
exemplo:
Fe
2"
O
2#
OFe xx xx
Nesse caso, o ferro também se oxidou (ou, em linguagem comum, “enferrujou”).
Primitivamente, a palavra redução significou volta ao estado inicial; de fato, invertendo-se a
reação anterior, o ferro volta à forma metálica inicial — isto é, se reduz.
Resumindo, dizemos atualmente que:
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxirredução é aquela em que há transferência de elétrons.
Nos exemplos anteriores, o cloro e o oxigênio são chamados oxidantes, porque provocaram a
oxidação do sódio e a do ferro, respectivamente. Ao contrário, o sódio e o ferro são chamados reduto-
res, porque provocaram a redução do cloro e a do oxigênio, respectivamente. Generalizando:
Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca oxidações (ele próprio se reduzindo).
Redutor é o elemento (ou substância) que provoca reduções (ele próprio se oxidando).
C
ID
Capitulo 07B-QF1-PNLEM 30/5/05, 9:25171
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3.2. Conceito de número de oxidação
No caso dos compostos iônicos, chama-se número de oxidação (Nox.) a própria carga elétrica do
íon, ou seja, o número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou. Por exemplo:
E no caso dos compostos covalentes? Nesse caso, não há um átomo que perca e outro que ganhe
elétrons, já que os átomos estão compartilhando elétrons. Entretanto, podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os compostos covalentes, dizendo que seria a carga elétrica teórica
que o átomo iria adquirir se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o
átomo mais eletronegativo. Por exemplo, já sabemos que no HCl o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio e, em conseqüência, atrai o par eletrônico covalente para si.
para o Fe2": Nox. % "2
• no Fe2"O2#
para o O2#: Nox. % #2
para o Na": Nox. % "1
• no Na"Cl#
para o Cl#: Nox. % #1
Se, por influência de alguma força externa, houver a ruptura dessa ligação, é evidente que o par
eletrônico ficará com o cloro, ou seja:
ouClH x
δ" δ#
H Cl
Em vista dessa possibilidade, dizemos que:
H
"
" Cl
#
xClH x
Enfim, consultando a tabela de eletronegatividade da página 164, você poderá prever o local da
ruptura das ligações, contar o número de elétrons ganhos e perdidos pelos átomos e, assim, calcular
seus números de oxidação. Por exemplo, para a água:
para o hidrogênio: Nox. % "1
• no HCl
para o cloro: Nox. % #1
Note que o oxigênio, sendo mais eletronegativo que o hidrogênio, ficou com 2 elétrons (1 de
cada hidrogênio); logo, Nox. % #2. Por outro lado, cada hidrogênio perdeu 1 elétron (Nox. % "1).
Resumindo, podemos dizer que:
Nos íons simples, o número de oxidação é a carga elétrica do íon. Nos compostos
moleculares, é a carga elétrica que o átomo iria adquirir se houvesse ruptura da ligação
covalente, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo.
De certa maneira, o conceito de número de oxidação substitui o antigo conceito de valência,
criado na metade do século XIX, como explicamos na página 136.
Dado o conceito de número de oxidação, podemos ampliar o conceito de oxidação e redução
dizendo:
Oxidação é perda de elétrons ou aumento do número de oxidação de um elemento.
Redução é ganho de elétrons ou diminuição do número de oxidação de um elemento.
H HO xx
para cada hidrogênio: Nox. % "1
para o oxigênio: Nox. % #2
Capitulo 07B-QF1-PNLEM 30/5/05, 9:25172
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173Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
Esquematicamente:
Oxidação
Redução
–7 –6 –5 – 4 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Nox.
3.3. Números de oxidação usuais
É importante lembrar que:
• o número de oxidação de um elemento ou substância simples é zero;
• nas substâncias compostas, temos os seguintes valores usuais:
— o número de oxidação do hidrogênio é sempre "1 (exceto nos hidretos metálicos, como
NaH, CaH2 etc., nos quais é #1);
— o número de oxidação do oxigênio é sempre #2 (exceto nos peróxidos, como H2O2, Na2O2
etc., nos quais é #1);
— o número de oxidação dos elementos das colunas A da Classificação Periódica pode ser
deduzido do próprio número da coluna, de acordo com a tabela a seguir:
(Essa regra se torna óbvia se você lembrar que o número da coluna A coincide com o número de
elétrons que o elemento possui em sua última camada eletrônica.)
3.4. Cálculo dos números de oxidação
É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que aparece numa substância, lembrando
que a soma dos números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é zero.
Vamos, por exemplo, calcular o número de oxidação do fósforo, na substância H3PO4. Lembre-se
de que H (Nox. % "1); O (Nox. % #2). Chamando de x o Nox. do fósforo e, considerando o número de
átomos de cada elemento, temos:
Na2 C O3
2 # ("1) " x " 3 # (#2) % 0 ⇒ x % "4 (Nox. do C)
H3 P O4
3 # ("1) " x " 4 # (#2) % 0, resultando: x % "5
K2 Cr2 O7
2 # ("1) " 2x " 7 # (#2) % 0 ⇒ x % "6 (Nox. do Cr)
Consideremos outros exemplos:
1A 2A
Número da coluna Metais Metais 3A 4A 5A
alcalinos alcalino-terrosos
Nox. mínimo
(pelo ganho de elétrons)
#4 #3 #2 #1
Nox. máximo
(pela perda de elétrons)
"1 "2 "3 "4 "5 "6 "7
6A
Calcogênios
7A
Halogênios
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