Reações redox

Reações de oxidação-redução – conceitos-chave

Estado de oxidação

O estado de oxidação de um elemento químico é a carga hipotética que poderia se acumular em um átomo de um elemento específico contido em um composto químico se todas as ligações químicas nesse composto fossem iônicas. Na prática, esta situação nem sempre ocorre (decomposição de um composto em cátions e ânions individuais), portanto o estado de oxidação deve ser tratado como um conceito convencional. O estado de oxidação é igual à carga de um íon específico, portanto assume valores positivos ou negativos. É denotado por um algarismo romano colocado após o símbolo de um elemento químico. Elementos em diferentes estados de oxidação têm diferentes propriedades de oxidação-redução.

Oxidação

Durante a oxidação (deseletronização), o redutor aumenta seu estado de oxidação, ou seja, cede elétrons ao oxidante. Nem a oxidação nem a redução podem ocorrer de forma independente porque os elétrons doados por uma entidade química devem ser imediatamente aceitos pela outra para que a reação oposta ocorra.

Redução

Durante a redução (electronação), o oxidante diminui o seu estado de oxidação ao aceitar electrões, ou seja, a redução consiste em receber electrões. Os elementos químicos que fazem isso são chamados de oxidantes.

Reação de desproporção (dismutação)

A reação de desproporção é um dos tipos de reações redox. Na literatura também é possível encontrar o termo: reação de dismutação. Sua característica é que durante uma reação redox, o mesmo elemento é simultaneamente oxidado e reduzido. Para que ocorra uma desproporção, o elemento em questão deve ter pelo menos três estados de oxidação diferentes. Se esta condição for satisfeita, o composto que está no estado de oxidação intermediário é muito menos estável em comparação com os outros dois estados. as reações de desproporção ocorrem espontaneamente. Átomos como enxofre, nitrogênio, fósforo ou manganês são suscetíveis a este tipo de reação redox.

Reação de desproporcionamento

A reação de desproporcionamento, assim como a desproporção, também é um tipo de reação redox. Este processo ocorre quando dois compostos químicos diferentes contendo o mesmo elemento em diferentes estados de oxidação reagem entre si. Como resultado da reação de oxidação-redução, forma-se outro composto contendo aquele elemento em um novo estado de oxidação.

Balanço eletrônico

Em cada reação de oxidação-redução que ocorre, o mesmo número de elétrons é trocado. Se em um determinado processo o redutor doa, por exemplo, dois elétrons, o outro do par, o oxidante, também aceitará dois elétrons em sua camada eletrônica. Esta situação é chamada de equilíbrio eletrônico da reação. Para uma reação redox completa, esse equilíbrio deve ser zero.

Como ocorrem as reações redox?

A base de qualquer reação redox é a oxidação e a redução. Levando isso em consideração, qualquer processo pode ser escrito usando as chamadas meias-equações, nas quais são especificados apenas os átomos que doam ou aceitam elétrons. Assim, toda a reação redox consiste, de certa forma, em dar e receber elétrons. Somente aqueles elementos que ocorrem em mais de um estado de oxidação em compostos químicos podem fazê-lo. Conhecer seus estados em entidades químicas individuais é essencial para escrever e equilibrar corretamente as reações redox. Ao equilibrar os elétrons, além de escrever corretamente as semi-equações, devem ser indicadas as reações de oxidação e redução, bem como o oxidante e o redutor, respectivamente. Os oxidantes mais comumente incluem elementos altamente eletronegativos (grupos 16 e 17 da tabela periódica ), íons metálicos em estados de oxidação mais elevados, íons de metais nobres e ácidos oxidantes (por exemplo, ácido nítrico (V) , ácido sulfúrico (VI) e suas misturas com outros não -ácidos oxidantes). Os oxidantes mais comuns são compostos como KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ ou K ₂ S ₂ O ₈ . Já os redutores são elementos eletropositivos (geralmente dos grupos 1 e 2 da tabela periódica), metais em estado de oxidação zero, hidrogênio molecular, carbono, monóxido de carbono e ânions de ácidos inorgânicos. Os redutores mais populares são: Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . Além disso, a fórmula da reação redox indica o número de elétrons trocados no processo. O curso desta troca de elétrons é determinado pelo potencial redox dos reagentes envolvidos. Em outras palavras, pode ser chamado de potencial de meia célula ou potencial de elétron. Por definição, quanto maior for a diferença de potencial no sistema, maior será a força motriz de toda a reação de oxidação-redução.

As reações redox podem ser observadas na vida diária?

Pode parecer que as reações redox aparecem apenas nas páginas dos livros escolares e nas aulas de química. No entanto, nada poderia estar mais longe disso. Esse tipo de reação nos acompanha todos os dias. Vale a pena aprender mais sobre eles para observar com maior compreensão os processos e o ambiente que nos rodeia. A seguir estão exemplos de reações redox cotidianas que cada um de nós certamente encontrou:

• Corrosão de metais – é o processo de deterioração mais comum de metais e suas ligas. Resulta do contacto da superfície do material em questão com o ambiente e as condições atmosféricas. Em termos dos mecanismos dos processos de corrosão, o mais comum é a corrosão eletroquímica, que ocorre em ambiente eletrolítico, em gases úmidos ou em solos com elevados níveis de umidade. No local onde ocorre a corrosão, forma-se uma chamada célula de corrosão, na qual ocorrem as reações de oxidação-redução dos eletrodos. A deterioração do metal sempre ocorre na área anódica. Lá, os elétrons são doados pelo metal, que se oxida e na forma de íons passa para a solução eletrolítica. As cargas liberadas migram para o cátodo. Lá, eles se combinam com íons ou átomos que têm a capacidade de aceitar elétrons. Na maioria das vezes, são átomos de oxigênio do ar (no cátodo, serão reduzidos a íons hidróxido) ou íons de hidrogênio (serão reduzidos a hidrogênio molecular). No cátodo, um ou ambos os processos podem ocorrer ao mesmo tempo.
• Fotossíntese – é um processo que nos acompanha todos os dias. Durante a fotossíntese, as células convertem o dióxido de carbono atmosférico e a água em glicose e oxigênio com o uso da energia solar. Como muitos processos bioquímicos que ocorrem nos organismos vivos, a fotossíntese também envolve a alteração dos estados de oxidação dos elementos que constituem os reagentes. Nesta reação redox, o átomo de oxigênio na molécula de água é oxidado em oxigênio molecular. Portanto, a molécula de água é o doador de elétrons, ou o redutor. O aceitante da carga resultante, ou oxidante, é o dióxido de carbono. Seus átomos de carbono constituintes no quarto estado de oxidação são reduzidos ao estado de oxidação zero.
• Células galvânicas – células são arranjos de dois eletrodos, imersos no mesmo eletrólito (ou em eletrólitos diferentes), que são conectados entre si por meio de um circuito externo. Cada eletrodo imerso em seu próprio eletrólito (meia célula), apresenta um certo potencial. A diferença de potencial resultante, ou seja, o fluxo de corrente (elétrons), é causada pelas reações de oxidação-redução. Metade dos processos ocorrem em cada eletrodo. No ânodo, como resultado da reação de oxidação, são doados elétrons, que são então aceitos no segundo eletrodo – o cátodo – na reação de redução. Os dispositivos mais comuns que utilizam células galvânicas são as baterias, que são fonte de energia para automóveis, por exemplo. O chumbo-ácido mais comum é composto por dois eletrodos. Um é chumbo puro e o outro é revestido com óxido de chumbo (IV). Ambos estão imersos em ácido sulfúrico (VI) a 37%. Permite uma livre troca de elétrons entre o cátodo e o ânodo. Durante a operação da bateria, as reações de oxidação-redução começam a ocorrer. Neste caso, o ânodo é o eletrodo de chumbo. O chumbo começa a oxidar e passa do estado de oxidação zero até o segundo estado de oxidação. Ao mesmo tempo, dois elétrons são liberados e migram para o cátodo através do eletrólito. Aí inicia-se o processo de redução do chumbo do quarto estado de oxidação para chumbo (II), ou seja, o óxido de chumbo (IV) é transformado em sulfato de chumbo (II). No caso de uma bateria, a reação redox é uma fonte de energia que pode ser usada para alimentar diversos dispositivos.