Ciências da Natureza e suas Tecnologias – QUÍMICA Ensino Médio, Série – 3ª Série OXIRREDUÇÃO (REGRAS DO Nox)

Ciências da Natureza e suas Tecnologias – QUÍMICA

Ensino Médio, Série – 3ª Série

OXIRREDUÇÃO (REGRAS DO Nox)

QUÍMICA, 3ª ANOOxirredução (Regras do Nox)

As reações de oxidação e redução, também chamadas de reações redox, são fenômenos muito frequentes no nosso cotidiano. Como exemplo, temos:

- Um material sofrendo combustão (queima);

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- O processo de enferrujamento do ferro;

- A queima (combustão) de combustíveis nos veículos;

(a)Imagem: (a): shuets udono from Tokyo, JPN / Creative Commons Attribution-Share Alike 2.0 Generic

(b)Imagem: (b): Autor deconhecido / GNU Free Documentation License


- Quando se descolore o cabelo com água oxigenada;

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- O funcionamento de pilhas e baterias, que movimentam as calculadoras, carros, brinquedos, rádios, televisões e muitas outras coisas.

Imagem: Lead holder / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported


Como definição temos:

● Oxidação é a perda de elétrons;

● Redução é o ganho de elétrons.

● Reações de Oxirredução é quando há transferência de elétrons.


Observando a estrutura da matéria, as reações de oxidação e redução envolvem a transferência de elétrons entre os átomos.

Contudo, sabe-se que a oxidação e a redução ocorrem juntas na mesma reação

química (1).

http://www.trabalhosescolares.net/viewtopic.php?t=361


Como exemplo deste fenômeno temos:

O Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo 2 elétrons) e o Oxigênio (O) sofrendo redução (ganhando 2 elétrons).

Mg

O

Mg ++O =


Outro exemplo é introduzirmos um fio de zinco (Zn) em uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4).Verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de cobre e que a solução aos poucos, vai deixando de ser azul, que é característica dos íons Cu2+.

Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)


Corrosão de um prego de ferro com fio de cobre enrolado, em meio de agar agar com ferroxil (hexacianoferrato (III) de potássio, indicador de iões ferro, e fenolftaleína, indicador de iões hidróxido). Resultados após 3 dias. Devido à presença de cobre, o ferro é corroído mais rapidamente por sacrifício. O indicador é azul perto do ferro, o que indica libertação de iões ferro para o meio (oxidação do ferro - zona anódica) e rosa perto do cobre, o que indica a libertação de iões hidróxido para o meio (redução do oxigénio - zona catódica) (2).

Imagem: Ricardo Maçãs / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported.

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Corros%C3%A3o_de_ferro_por_sacrif%C3%ADcio_em_contacto_com_cobre.jpg


Podemos representar a reação pela seguinte equação química:

Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2 (aq) + Cu(s)

Assim, temos as seguintes semirreações:

● Semirreação de oxidação:

Zn(s) → Zn+2(aq)+ 2 elétrons

● Semirreação de redução:

Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s)


Podemos notar que, devido à transferência de elétrons, ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies químicas. Essas cargas elétricas são

denominadas número de oxidação (Nox).

O conhecimento do número de oxidação é de grande importância para o entendimento dos

processos de óxido-redução (3).

Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo.

https://sites.google.com/site/numerodeoxidacao/praticas


Número de Oxidação (Nox)

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 realmente perdeu ou ganhou (4).

No MgO (óxido de magnésio)

Mg+2: Nox = +2

O-2: Nox = -2

http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902121-conceito-n%C3%BAmero-oxida%C3%A7%C3%A3o/


Nos compostos covalentes, não há um átomo que perca e outro que ganhe

elétrons, já que os átomos estão apenas compartilhando elétrons.

Entretanto, podemos estender o conceito de número de oxidação também para os

compostos covalentes (5).

http://www.emoleza.net/arq_trab/fisica/%7B7339F0D8-C6EC-47E0-B505-F2F9A2871C1E%7D_Desenvolvimento.pdf


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 (6).

http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902121-conceito-n%C3%BAmero-oxida%C3%A7%C3%A3o/


Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em consequência, atrai o par eletrônico covalente para o seu lado.

H Cl

δ+δ-

H Cl


Se, por influência externa, houver uma ruptura dessa ligação, é evidente que o par eletrônico ficará com o cloro (7).

Então:

No HCℓ (ácido clorídrico)

H+1: Nox = +1

Cℓ-1: Nox =-1

http://pt.scribd.com/maria_adum/d/88327381-Aula-6-Aprov


Dado o conceito de número de oxidação (Nox), podemos ampliar o conceito de oxidação e redução dizendo (8):

- Oxidação é a perda de elétrons ou aumento do número de oxidação de um elemento.

- Redução é o ganho de elétrons ou diminuição do número de oxidação de um elemento.

http://www.emoleza.net/arq_trab/fisica/%7B7339F0D8-C6EC-47E0-B505-F2F9A2871C1E%7D_Desenvolvimento.pdf


Esquematicamente temos:

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Nox.

Oxidação

Redução


REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO Nox

É fácil calcular o Nox de um elemento que aparece numa substância, sem que seja

necessário construir as fórmulas eletrônicas dos compostos, usando as seguintes

regras:


1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero.

Neste caso, como os átomos apresentam a mesma eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação, nenhum perde ou ganha elétrons (9).

Exemplos: O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam

2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.

K+ Ba2+ F– N3–

Nox: +1 +2 –1 –3

http://www.slideshare.net/lasqmc/oxirreduo-9450558


3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos. (10)

Metais Alcalinos (1A)(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)

Nox = + 1 Exemplo: K2SO4. Nox = + 1

Metais Alcalinos-terrosos (2A)(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)

Nox = + 2 Exemplo: CaO. Nox = + 2

Zn (zinco) Nox = + 2 Exemplo: ZnSO4. Nox = + 2

Ag (prata) Nox = + 1 Exemplo: AgCℓ. Nox = + 1

Al (alumínio) Nox = + 3 Exemplo: Aℓ2O3. Nox = + 3


4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H), nas substâncias compostas, é geralmente +1.

HBr H2SO4 C6H12O6

Nox: +1 +1 +1

Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu Nox é -1 .

NaH CaH2

Nox: –1 –1


5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos seus compostos, é -2. CO H2O H2SO4 C6H12O6

Nox: –2 –2 –2 –2

No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2:

OF2

Nox: +2Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1.

Nox:

H2O2 Na2O2

+1 +1-1 -1

-2+2-2+2

Soma dos Nox: Zero Zero


6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = - 1, quando formam compostos binários (2 elementos), nos quais são mais eletronegativos (12). HCl MnBr2 CF4

Nox = –1 –1 –1

7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero (13).

Nox:

Soma dos Nox:

NaCl HCl CaO CO

+1 - 1 +1 - 1 +2 - 2 +2 - 2

Zero Zero Zero Zero


Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de muitos outros elementos (14).

Exemplo 1:

● Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:

H → Nox = +1P → Nox = XO → Nox = -2

H 3 P O 4

3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0

X = + 5


Exemplo 2:

● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K2Cr2O7:

K → Nox = + 1Cr → Nox = X O → Nox = - 2

K2 Cr2O7

2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0

X = + 6 (Nox do Cr).


8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é igual à carga do íon.

Exemplo 3:

● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7- 4 :

P → Nox = xO → Nox = - 2

P2 O74-

2.X + 7.( - 2 ) = - 4

X = + 5 (Nox do P).


Variação do Nox nas Reações de Óxido-redução

Observando o exemplo da reação entre o cobre (Cu) e a solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) e associando-o ao conceito de Nox, temos (15) :

● semirreação em que ocorre perda de elétrons é denominada reação de oxidação.

● semirreação em que ocorre ganho de elétrons é denominada reação de redução.Cu Cu2+ + 2e- 2Ag+ + 2e- 2 Ag

0 +2 +1 0NoxPerda de e-

OxidaçãoAumento do Nox

Ganho de e-

ReduçãoDiminuição do Nox


Com isso, temos:

-O cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+), provoca sua redução (16).

- Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre (Cu), provocam sua oxidação.

Cu: perde elétrons Sofre oxidação Agente redutor

Sofre reduçãoAg+: ganha elétrons Agente Oxidante


Com isso, verificamos a importância das reações redox e aprendemos as

regras e mecanismos de como calcular o número de oxidação (Nox) das substâncias iônicas e

moleculares.


Referência Bibliográfica:

FELTRE, Ricardo, Química. 6. ed. São Paulo: Moderna,

2004.

FLEURY. Eduardo; MORTIMER, A. H. Química, 2:ensino médio. São Paulo: Scipione, 2010.

SALVADOR, Edgard; USBERCO, João. Química. Volume

único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002.

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3b Autor deconhecido / GNU Free Documentation License

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