Oxidação-Redução by fq.secundario

Professora Isabel Reis

Reações de oxidação – redução Às reações que envolvem a transferência de eletrões entre as espécies dá-se o nome de reações de oxidação-redução. Metais como o ferro oxidam em contacto com o oxigénio:

4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) Forma-se o composto iónico óxido de ferro (III), constituído pelos iões Fe3+ e O2- (há transferência de

eletrões do metal para o oxigénio). Professora Isabel Reis

Reação entre o magnésio e o cloro:

Oxidação - processo em que há perda de eletrões.

Redução - processo em que há ganho de eletrões.

Professora Isabel Reis

A oxidação e a redução ocorrem em simultâneo, não existindo

uma sem a outra.

N.º de eletrões perdidos pelas espécies oxidadas

N.º de eletrões ganho pelas espécies que se reduzem

Professora Isabel Reis

Reação entre o zinco e o ácido sulfúrico:

Redução

(g)

Oxidação

Professora Isabel Reis

Reação entre o zinco e uma solução de sulfato de cobre (II):

Quando se introduz uma placa de zinco numa solução contendo o ião Cu2+, cuja cor característica é azul, verifica-se o aparecimento de um depósito avermelhado de cobre sólido e a solução fica com uma cor

azul menos intensa. Professora Isabel Reis

O zinco sofre oxidação: O ião Cu2+ sofre redução: Equação iónica:

Professora Isabel Reis

Oxidação Redutor Oxidante

Redução

Redutor – espécie que provoca redução (sofre oxidação).

Oxidante – espécie que provoca oxidação (sofre redução). Espécie

Terminologia

Oxida-se

É oxidada

Sofre Provoca a redução de oxidação outra espécie

É redutora

Cu2+

Reduz-se

É reduzida

Sofre redução

É oxidante

Provoca a oxidação de outra espécie

Professora Isabel Reis

Número de oxidação Também existem reações oxidação-redução entre espécies com ligações covalentes!

2 H2 (g)

O2 (g)



H oxida-se O reduz-se

2 H2O (g)

Não há transferência total de eletrões de uma espécie para outra.

Há transferência parcial de eletrões, uma vez que as ligações iniciais eram apolares e passaram a ser polares. Professora Isabel Reis

Número de oxidação – carga hipotética que o átomo teria se os eletrões da ligação fossem transferidos para o átomo mais eletronegativo.

2 H2 (g)



O2 (g)

2 H2O (g)

Oxidação

n.o. (H) = 0

n.o. (O) = 0

n.o. (H) = +1 n.o. (O) = -2

Professora Isabel Reis

Variação do número de oxidação OXIDAÇÃO

-3

-2

-1

REDUÇÃO

Oxidação – há aumento do Redução – há diminuição número de oxidação. do número de oxidação.

Professora Isabel Reis

Muitos elementos químicos podem ter vários estados de oxidação. O estado de oxidação é indicado em numeração romana, entre parêntesis, como, por exemplo, o Sulfato de cobre (II). Professora Isabel Reis

Diferentes estados de oxidação do mesmo metal podem conduzir a propriedades completamente diferentes.

V2+

V3+

V4+

V5+

Vanádio em estados de oxidação diferentes

Professora Isabel Reis

Regras práticas para a determinação dos números de oxidação

O número de oxidação de um átomo de um elemento no estado

livre ou fazendo parte de uma substância elementar é zero. Exemplos: Fe

O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à respetiva carga. Exemplos: n.o. (Pb2+) = +2

Professora Isabel Reis

n.o. (Br-) = -1

Regras práticas para a determinação dos números de oxidação

A soma dos números de oxidação dos átomos numa molécula é zero.

Exemplo: H2SO4 2 X (+1) + 6 + 4 X (-2) = 0

A soma dos números de oxidação dos átomos num ião

poliatómico é igual à carga do ião. Exemplo: NO3+5 + 3 X (-2) = -1 Professora Isabel Reis

Alguns números de oxidação mais vulgares  Os átomos dos elementos do grupo 1 (Li, Na, K,…) da Tabela Periódica apresentam sempre o n.o. = +1.  Os átomos dos elementos do grupo 2 (Mg, Ca, Sr, Ba,…) apresentam sempre o n.o. = +2.  O hidrogénio apresenta o n.o. = +1, exceto nos hidretos que é -1. (Nos hidretos, o H- está ligado a um catião metálico do grupo 1 ou 2 da TP. Exemplo: NaH - Hidreto de sódio)

 O oxigénio apresenta o n .o. = -2, exceto nos peróxidos, nos quais n.o. = -1, e no fluoreto de oxigénio, no qual n.o. = +2.  O flúor apresenta sempre o n.o. = -1. Professora Isabel Reis

Identificação de reações de oxidação-redução Qualquer reação de oxidação-redução decorre com variação dos números de oxidação de alguns átomos que nela intervêm. Redução

Oxidante

+1 +5 -2

+2 +5 -2

+4 -2

+1 -2

Redutor Oxidação

Oxidante - espécie que contém o átomo que se reduz. Redutor - espécie que contém o átomo que se oxida. Professora Isabel Reis

Reações de dismutação ou auto-oxidação-redução

Um elemento é simultaneamente oxidado e reduzido.

Redução

(-1)

(-2)

(0)

2 H2O2 (ℓ)  2 H2O (ℓ) + O2 (g) Oxidação

Professora Isabel Reis

Acerto de equações de oxidação-redução Durante a reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico observa-se a libertação de bolhas gasosas. •

Os átomos de alumínio transferem eletrões para os iões H+ em solução;

•

Ocorre libertação de hidrogénio molecular (H2);.

•

Ocorre formação de cloreto de alumínio (AlCℓ3);

•

Os aniões Cℓ– não intervêm diretamente na reação.

Professora Isabel Reis

(A) Semirreação de oxidação:

Aℓ (s) → Aℓ3+ (aq) + 3 e–

2 H+(aq) + 2 e– → H2 (g)

(B) Semirreação de redução: Analisando as duas semiequações,

É necessário proceder ao acerto das

verifica-se que o número de eletrões

semiequações

cedidos/ganhos não coincide.

equação química acertada.

para

escrever

2 Aℓ (s) → 2 Aℓ 3+ (aq) + 6 e−

(A) (✕ 2)

6 H+ (aq) + 6 e− → 3 H2 (g)

(B) (✕ 3)

2 Aℓ (s) + 6 H+ (aq) → 2 Aℓ 3+ (aq) + 3 H2 (g)

Equação química:

(Equação iónica)

2 Aℓ (s) + 6 HCℓ (aq) → 2 AℓCℓ3 (aq) + 3 H2 (g) Professora Isabel Reis

Pares conjugados de oxidação-redução OXIDAÇÃO-REDUÇÃO Quando se introduz um pedaço de cobre, Cu(s), numa solução contendo o ião prata, Ag+(aq), observa-se a formação de um depósito cinzento de prata , Ag(s), enquanto a solução fica com um tom azulado devido à presença do ião cobre, Cu2+(aq).

Cu (s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) Redutor 1

Pares:

Oxidante 2

Cu2+ / Cu

Oxidante 1

Redutor 2

Ag+ / Ag

Ordem de escrita do par: Oxidante / Redutor

Professora Isabel Reis

Força relativa de oxidantes e redutores Maior poder redutor

Maior poder oxidante

Maior capacidade de ceder eletrões

Maior capacidade de ganhar eletrões

Maior tendência para sofrer oxidação

Maior tendência para sofrer redução

Professora Isabel Reis

Força relativa de oxidantesOXIDAÇÃO-REDUÇÃO e redutores

Quanto mais forte for um oxidante, mais fraco é o seu redutor conjugado.

Quanto mais forte for um redutor, mais fraco é o seu oxidante conjugado.

Professora Isabel Reis

Força relativa de oxidantes e redutores Cu

Ag+

Cu2+

Há reação

Não há reação

Cu (s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)

2 Ag (s) + Cu2+ (aq) 

O cobre tem maior poder redutor do que a prata. Professora Isabel Reis

Força relativa de oxidantes e redutores Zn

Cu2+

Zn2+

Há reação Zn (s) + Cu2+ (aq)  Zn2+ (aq) + Cu (s)

Não há reação Cu (s) + Zn2+ (aq) 

O zinco tem maior poder redutor do que o cobre. Professora Isabel Reis

Conclusão:

OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

O cobre tem maior poder redutor do que a prata. O zinco tem maior poder redutor do que o cobre.

Quanto maior é o poder redutor de um metal, menor é o poder oxidante do ião

do seu par conjugado oxidante/redutor. Professora Isabel Reis

Série eletroquímica do Zn, Cu e Ag

Reação metal - ácido Numa solução de ácido clorídrico, mergulham-se três metais. Zinco

Ferro

Cobre Não ocorre

Libertação

libertação

de H2

de gás

Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

Fe(s) + 2 H+(aq) → Fe2+(aq) + H2(g)

Não ocorre reação!

Os metais não têm todos a mesma facilidade de ceder eletrões ao H+ do ácido. O cobre não se oxida em soluções de ácidos. O zinco e o ferro reduzem o H+ dos ácidos, oxidando-se. Professora Isabel Reis

Previsão de ocorrência de reações de oxidação-redução Série eletroquímica

Au3+ Hg22+ Ag+ Cu2+ 2 H+ Pb2+ Sn2+ Ni2+ Co2+ Fe2+ Cr3+ Zn2+ Aℓ3+ Mg2+

+ 3 e– + 2 e– + 1 e– + 2 e– + 2 e– + 2 e– + 2 e– + 2 e– + 2 e– + 2 e– + 3 e– + 2 e– + 3 e– + 2 e–

→ → → → → → → → → → → → → →

Professora Isabel Reis

Agente redutor Au 2 Hg Ag Cu H2 Pb Sn Ni Co Fe Cr Zn Aℓ Mg

Poder redutor crescente

Poder oxidante crescente

Agente oxidante

É reduzido É oxidado

Um agente redutor pode reduzir um oxidante situado acima de si na série eletroquímica.

Uma série eletroquímica pode ser utilizada para prever se uma reação de oxidação-redução terá ou não lugar.

Um agente oxidante pode oxidar um redutor situado abaixo de si na série eletroquímica.

Professora Isabel Reis

Exemplos:

O ferro metálico reduz os iões assinalados. O ferro metálico não tem ação sobre os iões Zn2+ e Al3+.

Professora Isabel Reis

O ião Pb2+ oxida os metais assinalados. O ião Pb2+ não tem ação sobre os restantes agentes redutores.

Professora Isabel Reis

Exercício: Para comparar o poder redutor dos metais manganês (Mn), ferro (Fe), prata (Ag) e chumbo (Pb), adicionou-se um pequeno pedaço de cada um destes metais a várias soluções aquosas, cada uma contendo iões positivos de um desses mesmos metais, em concentrações semelhantes. A tabela seguinte apresenta os resultados obtidos. Ião metálico

Mn2+

Fe2+

Ag+

Pb2+

Há reação

Não há reação

Há reação

Não há reação

Há reação

Metal

Coloque os referidos metais por ordem crescente de poder redutor. Professora Isabel Reis

Ião metálico

Mn2+

Fe2+

Ag+

Pb2+

Há reação

Não há reação

Há reação

Não há reação

Há reação

Metal

Mn2+ é o ião com menor poder oxidante. Logo, Mn é o metal com maior poder redutor.

Ag+ é o ião com maior poder oxidante. Logo, Ag é o metal com menor poder redutor.

O ferro metálico reduz o ião Pb2+. Logo, tem maior poder redutor do que o metal Pb.

Poder redutor Professora Isabel Reis

Corrosão dos metais A corrosão é a ação destrutiva que o meio ambiente exerce sobre um metal, nomeadamente através de reações de oxidação-redução. Tipos de corrosão dos metais:

• seca (provocada pelos gases) • húmida (provocada pelos agentes dissolvidos na água, no solo ou na humidade do ar).

Professora Isabel Reis

A corrosão do ferro a partir do oxigénio atmosférico e da humidade pode traduzir-se pelas seguintes equações:

Ferrugem – sólido poroso que não adere à superfície do metal e que se vai soltando, deixando o ferro novamente em contacto com os agentes atmosféricos.

A ação dos ácidos sobre o ferro também provoca corrosão. A reação pode ser representada pela seguinte equação: Fe (s) + 2 H+ (aq) → Fe2+ (aq) + H2 (g) Professora Isabel Reis

Como evitar a corrosão dos metais OXIDAÇÃO-REDUÇÃO • Cobrindo-os com tinta; • Revestindo-os com uma camada de outro metal; • Usando a proteção catódica (placas de metais que oxidam mais facilmente são colocados em contacto com o metal a proteger, evitando a sua oxidação).

As latas de conserva são de ferro revestido por estanho (metal que não se oxida tão facilmente como o ferro).

Placas de zinco (metal que se oxida mais facilmente do que o ferro) aplicadas no casco de um navio. Professora Isabel Reis