Oxidação, Redução e Número de Oxidação (Nox)


OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

Ao estudarmos as ligações químicas, notamos que no caso específico da ligação iônica, um dos átomos cede elétrons.

Exemplo:

A oxidação encontra-se intimamente ligada ao pro­cesso de enferrujamento dos metais, ou seja, dizer que o ferro se oxida (perde elétrons) significa dizer que ele está sofrendo corrosão ou ferrugem. Posteriormente você aprenderá com mais detalhes sobre as aplicações práticas do estudo de oxirredução. Por enquanto, interessa-nos apenas aprender os con­ceitos básicos.

Número de Oxidação (Nox)

Observe a seguir alguns exemplos de oxidação (corrosão) que ocorrem frequentemente. Nesse caso dizemos que o sódio, ao ceder elé­trons, sofre oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofre redução (ganho de elétrons). Portanto: oxidação: perda de elétrons. redução: ganho de elétrons. É importante observar ainda que na reação acima ocorrem simultaneamente a oxidação e a redução cons­tituindo, assim, uma reação de oxirredução ou redox.
Reação de oxirredução: é toda reação em que ocorre transferência de elétrons.

Observe a reação abaixo:

Fe + O -> [Fe+2] [O~2]

Note que o ferro se oxidou devido à “presença” (ação) do oxigênio. Sendo assim, podemos dizer que o oxigênio provocou a oxidação do ferro; logo, o oxigênio é um agente oxidante ou oxidante. Por outro lado, o ferro provocou a redução do oxigênio e é chamado de agente redutor ou redu­tor. Os conceitos de oxidante e redutor podem ser estendidos às substâncias que apresentam átomos que ganham ou perdem elétrons.
Observe o exemplo da reação abaixo:

FeBr,

Br -> FeBr,

Perceba que o FeBr2 é também chamado de redu­tor, pois esse composto possui um átomo de ferro que irá ceder um elétron para o bromo.

Em resumo, temos:

Oxidante: é o elemento ou substância que provoca uma oxidação (ele próprio se reduz).
Redutor: é o elemento ou substância que provoca uma redução (ele próprio se oxida).

O ferro costuma aparecer na Natureza em combi­nação com outros elementos, como o oxigênio; seu mi­nério é conhecido como óxido de ferro. Depois de ex­traído do minério e transformado em aço, o ferro reage facilmente com outras substâncias. Em contato com o oxigênio da água ou do ar, ele se sujeita a uma reação de oxidação e redução, ou redox, e gradualmente retorna a sua forma natural de óxido de ferro. Uma reação redox ou de oxirredução ocorre em duas partes: a oxidação, na qual os átomos perdem elétrons, e a redução, quando eles ganham elétrons. Se o ferro estiver exposto à água, como o casco do navio à direita, os átomos de oxigênio dissolvidos na água extraem elétrons dos átomos de fer­ro, resultando em íons positivos de ferro (Fe2*), que têm carga elétrica.

Os elétrons livres resultantes da oxidação disparam a reação de redução: as moléculas de água (H2O), reagindo com os átomos de oxigênio (O ), ganham elé­trons e formam íons hidroxila (OH-). Os produtos da reação redox se combinam em reações posteriores, for­mando óxido de ferro, ou ferrugem (Fe2O ). A ferrugem é uma substância quebradiça, cuja superfície facilmente se descama, expondo mais átomos de ferro e recome­çando o processo. A ferrugem pode ser detida substituin­do-se os elétrons que os átomos de ferro perderam por meio de ânodos de sacrifício, ou submetendo a carcaça do navio a uma corrente elétrica de baixa voltagem no ponto oposto ao da reação redox.

• COMO AS COISAS ENFERRUJAM

1 No polo de oxidação, ou ânodo, os átomos reagem com o oxigênio da água, perdendo dois elétrons e se tornando íons ferrosos (Fe2*), positivamente carrega­dos. Uma nova reação com oxigênio e água produz íons férricos (Fe3+).

2 No polo de redução, ou cátodo, a água (H2O) e o oxigênio (O2) dissolvidos reagem com elétrons prove­nientes do polo de oxidação e formam íons hidroxila (OH-), negativos.

3 Os íons férricos (Fe1+) e os íons hidroxila (OH-) reagem, produzindo ferrugem (Fe O,) e água (HO).

Minério, ferro e ferrugem

No minério natural, o ferro está ligado ao oxigênio como óxido de ferro. Para obter ferro puro, o oxigênio é removido em um alto-forno. Mais de 2 toneladas de miné­rio produzem apenas l tonelada de ferro. Com o tempo, o ferro volta a se combinar com o oxigênio e começa a enferrujar.

Número de oxidação (nox)

Chama-se de número de oxidação (nox) a carga elétrica dos íons nos compostos iônicos, ou seja, o número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou. Exemplos:

carga do íon

Na+C^ – {Na+: nox = +1: nox = -l
{Ba+2: nox = +2 {O-2: nox = -2

Em uma molécula simples, que também é uma mo­lécula apoiar, o nox dos elementos é igual a zero, pois não há diferença de eletronegatividade.

Br— Br

Uma vez aprendido o conceito de número de oxidação, podemos complementar o conceito de oxidação edução. Oxidação: aumento do número de oxidação (nox).

Redução: diminuição do número de oxidação (nox).

No caso dos compostos moleculares, o número de oxidação baseia-se na eletronegatividade dos ele­mentos de uma determinada fórmula, o que nos possi­bilita concluir que o nox seria a carga que o átomo iria adquirir se houvesse um rompimento da ligação covalente, fazendo com que os elétrons ficassem com o átomo mais eletronegativo. Exemplo:

H……… Cll

HCl: H — Cl

Sabendo que o cloro é mais eletronegativo do que o hidrogênio, significa que ele atrai o par de elétrons para o seu lado, enquanto há uma ruptura da ligação. Sendo assim, temos:

Regras práticas para o cálculo do número de oxidação (nox)

• Qualquer elemento isolado possui nox = 0. Na°, Mg°, Ba°, Fe°, Ag°
• O nox de um íon é o próprio valor de sua carga.

Na+ (nox = +1), Fe+3 (nox = +3), S~2 (nox = -2)

Dizemos então que:

• Os elementos da família IA possuem nox = = + l quando estão associados ou na for­ma iônica.

*H: nox =+1 l Cl: nox = -1

K2S04, +1

+ 1

Observe outros exemplos:

H20

Os elementos da família IIA possuem nox = + 2 quando estão associados ou na forma iônica.

O oxigênio, sendo mais eletronegativo, atrai os dois pares de elétrons.

{H: nox = +1 {O: nox = -2

Sr+2
+2
Ca(N03)2,
+2

• O hidrogênio geralmente possui nox = +1, exceto quando forma hidretos metálicos (liga­do a metais).

NaH, nox = +1 -l

CaH2, +2 -l

FeH3 +3 -l

O oxigênio geralmente possui nox = -2, exceto nos peróxidos nox = -l e superóxidos nox = -0,5. Substâncias simples possuem sempre nox = 0. 02.Faf03.C/a.N2,

• A soma dos nox de qualquer composto neu­tro será sempre igual a zero.
• A soma dos nox em um íon composto será sempre igual à sua carga total.

O nox será sempre multiplicado pelo número de vezes que o elemento aparece na fórmula. Exemplo: Na2S04

Cálculo do nox dos elementos nas fórmulas químicas

Para calcularmos o nox de um elemento em uma fórmula, chamaremos de elemento central o elemento que possui nox desconhecido (variação), que se situa entre os elementos com nox definidos.

Exemplos:

H Cl O

elemento central

nox: +l+x-2 HC^O
+ 1 +x + -2 = 0
x = +1 -> nox do Cl na fórmula do HC^O
nox: +1 +x-2
Soma total: + 2 + 6-8 = 0

+ 1 + x + (-2)-3 = 0
+ 1 + x-6 = 0
x = +5 — > nox do Cl na fórmula

Carga do ânion
SO4-2
O:(-2)-4 = –
Soma total: +6-8=-2—> carga do íon.
• Principais elementos com nox fixos: Ag: nox = +1, Al: nox = +3, Zn: nox = +2
• Principais elementos com nox variáveis: Fe: nox = +2 e +3 Cu: nox = +1 e +2 Pb: nox = +2 e +4

x + (-2) • 4 = – 2

x = + 6 —> nox do S na fórmula do íon SO4-2

Uma vez que o hidrogênio e o oxigênio possuem nox definidos, podemos calcular o nox do Cl e do S nos exemplos anteriores.