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Redox Reactions

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Redox Reactions

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2.3: Stoichiometry, Product Yield, and Limiting Reactants

2.5: Ideal Gas Law

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04:56 min

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March 26, 2020

Oxidação e Redução

Algumas reações químicas podem ser classificadas como reações de redução-oxidação ou reações redox. A oxidação é o processo da matéria, como um átomo ou molécula iônica, perdendo um ou mais elétrons, e a redução é o processo da matéria ganhando um ou mais elétrons.

Estados de oxidação

Cada átomo em uma molécula tem seu próprio estado de oxidação ou número de oxidação. O estado de oxidação descreve o quão oxidada uma molécula é em relação à sua forma elementar livre. O estado de oxidação é expresso como a carga que um átomo teria se cada uma de suas ligações com outros elementos fosse puramente iônica. Isso significa que os elétrons na ligação são atribuídos ao átomo mais eletronegativo. O estado de oxidação de um átomo em sua forma elementar livre é definido como 0.

Existem algumas regras que são seguidas para determinar o estado de oxidação. Os elementos do Grupo I e do Grupo II normalmente têm estados de oxidação de +1 e +2, respectivamente. O hidrogênio e o oxigênio normalmente têm estados de oxidação de +1 e -2, respectivamente, e os halogênios geralmente têm um estado de oxidação de -1. Além disso, os estados de oxidação dos átomos em uma molécula sempre somam a carga na molécula. Assim, o estado de oxidação de um átomo não listado acima pode ser deduzido com frequência. Por exemplo, considere o dióxido de carbono (CO₂), que é uma molécula neutra. Se cada uma das duas moléculas de oxigênio contribui com -2, o estado de oxidação do carbono deve ser +4 para cancelar o -4 dos oxigênios.

Para uma abordagem mais geral, desenhe a estrutura de Lewis da molécula, identifique as ligações entre os diferentes átomos e atribua cada ligação ao átomo mais eletronegativo. Em seguida, conte o número de elétrons em cada átomo, com cada ligação contribuindo com dois elétrons. Subtraia o número de elétrons que estão atualmente no átomo do número padrão de elétrons de valência para esse átomo para obter o número de oxidação.

Considere o dióxido de carbono novamente. Cada oxigênio tem dois pares de elétrons isolados e está conectado ao carbono central por uma ligação dupla. O oxigênio é mais eletronegativo que o carbono, então cada ligação C = O, que representa quatro elétrons, é atribuída ao seu oxigênio. Assim, a cada oxigênio é atribuído um total de oito elétrons (quatro dos pares isolados e quatro da ligação dupla), e o carbono não recebe nenhum. O número padrão de elétrons de valência para oxigênio é seis, então o número de oxidação para cada oxigênio é 6 – 8 = -2. O número padrão de elétrons de valência para o carbono é quatro, então o número de oxidação para o carbono é 4 – 0 = +4.

Reações redox

Nem todas as reações químicas são classificadas como reação redox. Uma reação redox é qualquer reação na qual há uma mudança no estado de oxidação de um átomo. Assim, para verificar se uma reação é redox, determine os estados de oxidação de cada átomo nos reagentes e produtos e procure por quaisquer alterações.

Muitas reações redox envolvem uma transferência de elétrons diretamente de uma molécula ou átomo para outro. Nessas reações, se uma molécula, ou átomo, ganha um elétron, outra molécula, ou átomo, deve perder um elétron. Uma maneira simples de lembrar as definições de oxidação e redução é através da frase OIL-RIG, que significa: Oxidation Is Losing – Reduction Is Gaining.

A molécula que ganha um elétron está sendo reduzida, mas é chamada de oxidante ou agente oxidante porque está oxidando a outra molécula. Da mesma forma, a molécula que perde um elétron está sendo oxidada, mas é chamada de agente redutor ou redutor porque reduz a outra molécula.

Existem quatro tipos principais de reação que normalmente envolvem processos redox.

Reação de deslocamento único: Um átomo desloca outro átomo que faz parte de um composto e o substitui.
Reação de combustão: Um composto é reduzido por um oxidante forte, normalmente gás oxigênio. As reações de combustão que ocorrem entre hidrocarbonetos e compostos orgânicos normalmente produzem dióxido de carbono e água.
Reação de síntese: Dois reagentes formam um único produto.
Reação de decomposição: Um único reagente se divide em dois ou mais produtos.

Referências

1. Harris, D. C. (2015). Análise Química Quantitativa. Nova York, NY: W. H. Freeman and Company.

Transcript

Redox, que é a abreviação de redução-oxidação, é um tipo de reação química classificada pela transferência líquida de elétrons. Nessa reação, uma molécula perde elétrons, chamada de oxidação, e a outra molécula ganha elétrons, chamada de redução.

Para ajudá-lo a diferenciar entre os dois, lembre-se da frase ‘OIL-RIG’, que significa ‘oxidação está perdendo, redução está ganhando’. A molécula oxidada é chamada de agente redutor porque reduz o outro reagente. Da mesma forma, a molécula que é reduzida é chamada de agente oxidante porque oxida a outra molécula.

Agora que temos a terminologia resolvida, vejamos um exemplo de reação redox, a formação do mineral óxido de magnésio. Durante a reação, cada átomo de magnésio perde dois elétrons. Assim, o magnésio é oxidado. Cada átomo de oxigênio ganha dois elétrons; assim, o oxigênio é reduzido.

No entanto, nem todas as reações são reações redox. Por exemplo, a reação do óxido de cálcio com o dióxido de carbono para formar carbonato de cálcio não é uma reação redox. Então, como podemos identificar uma reação redox?

Para fazer isso, rastreamos o número de oxidação de cada elemento à medida que ele passa do reagente ao produto. O número de oxidação é a carga hipotética que um átomo teria se suas ligações com diferentes elementos fossem iônicas, o que significa que os elétrons são atribuídos ao átomo mais eletronegativo. A soma dos números de oxidação em uma molécula é igual à sua carga total.

Vamos olhar para trás, para o óxido de magnésio. É um composto neutro, então a soma dos números de oxidação do magnésio e do oxigênio é igual a zero. O magnésio pode dar dois elétrons, então seu número de oxidação é mais dois. O oxigênio pode aceitar dois elétrons, então seu número de oxidação é menos dois.

E quanto à reação? Os compostos elementares neutros puros têm um número de oxidação zero. Assim, tanto o magnésio quanto o oxigênio começam com números de oxidação de zero. Os números de oxidação do magnésio e do oxigênio mudaram durante a reação, então esta é uma reação redox.

Agora, vamos olhar para a reação do carbonato de cálcio que vimos anteriormente. Ambos os reagentes são neutros, então a soma dos números de oxidação para ambos os compostos é zero. Como vimos com o óxido de magnésio, o cálcio tem um número de oxidação de mais dois e o oxigênio menos dois. Então, o carbono na molécula de dióxido de carbono tem um número de oxidação de mais quatro e cada oxigênio menos dois.

Que tal o produto? O cálcio é mais dois e o carbono mais quatro, assim como nos reagentes. Cada oxigênio é menos dois, totalizando menos seis, com o número de oxidação líquido zero. Como nenhum dos números de oxidação mudou, esta não é uma reação redox.

Agora vamos apresentar os quatro tipos de reações redox. A primeira é uma reação de deslocamento único, onde um átomo desloca outro. Você verá isso em uma reação de termite, onde um metal é reduzido e o outro metal é oxidado.

O próximo tipo é uma reação de combustão, que ocorre entre um combustível e um oxidante para formar produtos oxidados e calor. Você vê isso no laboratório durante a combustão do metano com oxigênio ao usar um bico de Bunsen.

A terceira é uma reação de síntese, onde dois reagentes se combinam para formar um produto, como na síntese de amônia, onde o nitrogênio é combinado com hidrogênio para formar amônia.

Finalmente, o quarto tipo é uma reação de decomposição, onde um reagente absorve energia suficiente para quebrar suas ligações para formar compostos menores. É o que acontece com os fogos de artifício, onde o clorato de potássio se decompõe em cloreto de potássio e oxigênio após o aquecimento.

Neste laboratório, você executará e identificará vários tipos de reações redox que transformam cobre sólido em óxido de cobre e, em seguida, de volta em cobre sólido.

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