Reacções de oxidação-redução Carlos Corrêa Departamento de Química (FCUP) Centro de Investigação em Química (CIQ)

Cu2+(aq) + Fe(s)  Cu(s) + Fe2+(aq) São reacções em que ocorrem transferências de electrões entre os reagentes. Exemplificando: Oxidação 2 e Cu2+(aq) + Fe(s)  Cu(s) + Fe2+(aq) Oxidante Redutor Redução Oxidação (perda de electrões): Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- Redução (ganho de electrões): Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s)

Fe(s) Cu(s) Cu2+(aq) Cu(s) Esquematicamente: Fe(s) Fe2+(aq)

As combustões dos hidrocarbonetos e do gás natural são reacções de oxidação-redução muito comuns. O2(g) CO2 (g) + H2O(g) CH4(g) CO2 (g) + H2O(g) Estes hidrocarbonetos são oxidados a CO2 e H2O.

Oxidação do cobre pelo catião prata Cu2+(aq) Cu(s) Ag+(aq) Ag(s) Esquematicamente: Cu2+(aq) Cu(s) Cu2+(aq) Ag+(aq) Ag(s) Ag(s)

2 Ag+(aq) + Cu(s)  Cu2+(aq) + 2 Ag(s) Vejamos a prata depositada sobre o cobre Clicar

É útil ter-se a noção de número de oxidação dos átomos nos diferentes compostos para verificar a ocorrências de reacções de oxidação-redução. Nos iões monoatómicos, o número de oxidação (n.o.) do átomo é igual à sua carga: Cu2+  n.o. = +2 Ag+  n.o. = +1 S2-  n.o. = - 2 Em iões poliatómicos, como Hg22+, o número de oxidação obtem-se dividindo a carga pelo número de átomos (neste caso, +2 / 2 = +1).

Em particulas (iónicas ou não) constituídas por átomos ligados por ligações covalentes, o número de oxidação de um átomo é a carga que esse átomo adquiria se os electrões das várias ligações covalentes fossem atribuídos aos átomos mais electronegativos. Electrões atribuídos ao cloro .. H : Cl : .. H+ n.o. = +1 Ficaria .. :Cl: = Cl¯ n.o. = -1 Átomo mais electronegativo Ligação covalente Cloro: Grupo 17 – 7 electrões de valência. Tem um electrão a mais: n.o. = -1.

.. H : S : H Sulfureto de hidrogénio, H2S: H+ n.o. = +1 Ficaria H+ Átomo mais electronegativo H+ n.o. = +1 H : S : H .. Ficaria H+ n.o. = +1 :S: .. n.o. = -2 Electrões atribuídos ao enxofre Soma dos números de oxidação 0 (Zero) Enxofre: Grupo 16 – 6 electrões de valência. Tem dois electrões a mais: n.o. = -2. Nas moléculas (neutras), a soma dos números de oxidação é igual zero.

.. H : S : Anião hidrogeno sulfureto, HS¯ : H+ n.o. = +1 Ficaria :S: Átomo mais electronegativo H : S : .. H+ n.o. = +1 Ficaria :S: .. n.o. = –2 Electrões atribuídos ao enxofre Soma dos números de oxidação –1 Nos iões poliatómicos, a soma dos números de oxidação é igual à carga do ião.

Estabelecimento dos números de oxidação a partir das fórmulas de estrutura: água e peróxido de hidrogénio. H – O – H .. H – O – O – H .. Electrões atribuídos ao átomo mais electronegativo ... ou divididos pelos dois átomos. Átomo O rodeado por 8 electrões (ganhou 2) Cada átomo de O rodeado por 7 electrões (ganhou 1) n.o. = -2 n.o. = -1

O mais electronegativo que S O mais electronegativo que H Ácido sulfúrico, H2SO4 : O mais electronegativo que S HO : S : O : H .. O : n.o. = +1 H+ .. :O: Ficaria n.o. = –2 S n.o. = +6 O mais electronegativo que H Soma dos números de oxidação de todos os átomos: 2 × (+1) + 1 × (+6) + 4 × (-2) ) = 0 2 H S 4 O

Números de oxidação mais vulgares para alguns átomos n.o. Exemplos H 0 , +1 H2, HCl, H2O O 0 , -2, -1 O2, H2O, H2O2 Metais alcalinos +1 NaCl, K2S Metais alcalino-terrosos +2 MgCl2, CaSO4 Al +3 AlCl3 A partitr do conhecimento dos números de oxidação destes átomos é possível, nos vários compostos, determinar os números de oxidação de outros átomos.

Reacção H2O2 + KI (meio ácido) -1 -2 H2O2(aq) H2O(l) (g) -1 I–(aq) I2 (aq) CLICAR

Reacção H2O2 + KI (meio alcalino) Dismutação -1 -2 H2O2(aq) H2O(l) (g) -1 H2O2(aq) O2(l) (g) H2O2 O iodeto é o catalisador CLICAR

Peróxido de hidrogénio e iodeto (meio alcalino) Reacção H2O2 + KI (meio neutro) CLICAR

Calcular o número de oxidação do S no anião sulfato. Ácido sulfúrico: H2SO4 Anião sulfato: SO42- SO42- Carga n.o. = x n.o. = -2 Como a soma dos números de oxidação de todos os átomos é igual à carga do ião virá: x + 4 × ( -2) = -2  x = +6 (estes cálculos devem ser feitos mentalmente)

Calcular o número de oxidação do N no ácido nítrico. HNO3 Carga nula n.o. = +1 n.o. = x Como a soma dos números de oxidação de todos os átomos é igual zero, virá: x + (+1) + 3 × ( -2) = 0  x = +5 (estes cálculos devem ser feitos mentalmente)

Outro modo de definir oxidação e redução Oxidação é um aumento do número de oxidação. n.o. = +2 n.o. = 0 Oxidação 2 e Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq) n.o. = +2 Redução n.o. = 0 Redução é uma diminuição do número de oxidação.

Oxidação de NaHSO3 por KMnO4 (meio ácido) +7 +2 MnO4¯(aq) Mn2+(aq) +4 +6 HSO3–(aq) SO42– (aq) CLICAR KMnO4 KMnO4 (aq)

Oxidação de NaHSO3 por KMnO4 (meio alcalino) +7 +6 MnO4¯(aq) MnO42-(aq) +4 +6 HSO3–(aq) SO42– (aq) Clicar KMnO4 KMnO4 (aq)

Notar que a força dos oxidantes e os produtos das suas reacções dependem da acidez do meio. Nas reacções observadas, o anião permanganato, MnO4– (violeta) em meio ácido, originou o catião Mn2+(solução incolor); em meio alcalino, originou o aníão manganato, MnO42–(solução verde). Captados 5 electrões +7 +2 Ácido MnO4¯(aq)  Mn2+(aq) +7 +6 Alcalino MnO4¯(aq)  MnO42-(aq) Captado 1 electrão

Vamos escrever as correspondentes equações: (×2) MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O (meio ácido) (×5) HSO3– + H2O  SO42– + 3 H+ + 2e– (meio ácido) 2 MnO4– + 5 HSO3– + H+  2 Mn2+ + 5 SO42– + 3 H2O (×2) MnO4– + e–  MnO42– (meio alcalino) (×1) HSO3– + 3 HO–  SO42– + 2 H2O + 2e– (meio alcalino) 2 MnO4– + HSO3– + 3 HO–  2 MnO42– + SO42– + 2 H2O

Oxidação de H2O2 por KMnO4(meio ácido) +7 +2 MnO4¯(aq) Mn2+(aq) -1 H2O2(aq) O2 (g) CLICAR H2O2

Oxidação de H2O2 por KMnO4(meio alcalino) +7 +4 MnO4¯(aq) MnO2(s) -1 H2O2(aq) O2 (g) CLICAR

Oxidação de H2O2 por KMnO4(meio neutro) +7 +4 MnO4¯(aq) MnO2(s) -1 H2O2(aq) O2 (g) CLICAR H2O2

Vamos escrever as correspondentes equações: +7 +2 (×2) MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O (meio ácido) -1 (×5) H2O2  O2 + 2 H+ + 2e– (meio ácido) 2 MnO4– + 5 H2O2 + 6 H+  2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O +7 +4 (×2) MnO4– + 2 H2O + 3e–  MnO2+ 4 HO– (meio alcalino) -1 (×3) H2O2 + 2 HO–  O2 + 2 H2O + 2e– (meio alcalino) 2 MnO4– + 3 H2O2  2 Mn2+ + 5 O2 + 2 HO– + 2 H2O

Oxidação do Fe(II) por KMnO4 (em meio ácido) +7 +2 MnO4¯(aq) Mn2+(aq) +2 +3 Fe 2+(aq) Fe3+ (aq) CLICAR

Oxidação de NaNO2 por KMnO4 (meio ácido) +7 +2 MnO4– Mn2+(aq) +3 +5 NO2–(aq) NO3– (aq) KMnO4 NaNO2 CLICAR

Oxidação de NaNO2 por KMnO4(meio alcalino) CLICAR

Vamos escrever as correspondentes equações: +7 +2 (×1) MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O (meio ácido) +2 +3 (×5) Fe2+  Fe3+ + e– (meio ácido) MnO4– + 5 Fe2+ + 8 H+  Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O +7 +4 MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O (meio ácido) (×2) +3 +5 (×5) NO2– + H2O  NO3– + 2 H+ + 2e– (meio ácido) 2 MnO4– + 5 NO2– + 6 H+ 2 Mn2+ + 5 NO3– + 3 H2O

Oxidação de Fe2+ por K2Cr2O7 (meio ácido) +6 +3 Cr2O72– (aq) Cr3+(aq) +2 +3 Fe2+(aq) Fe3+ (aq) CLICAR

Oxidação de NaHSO3 por K2Cr2O7 (meio ácido) Ácido +6 +3 Cr2O72– (aq) Cr3+(aq) +4 +6 HSO3–(aq) SO42– (aq) Cr2O72-(aq) CLICAR

CLICAR Oxidação de H2O2 por K2Cr2O7 (meio ácido) Cr2O72– (aq) Cr3+(aq) +6 +3 Cr2O72– (aq) Cr3+(aq) -1 H2O2(aq) O2 (g) H2O2 CLICAR

Vamos escrever as correspondentes equações: +6 +3 (×1) Cr2O72– + 14 H+ + 6e–  2 Cr3+ + 7 H2O (meio ácido) +2 +3 (×6) Fe2+  Fe3+ + e– (meio ácido) Cr2O72– + 6 Fe2+ + 14 H+  2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O +6 +3 (×1) Cr2O72– + 14 H+ + 6e–  2 Cr3+ + 7 H2O (meio ácido) +4 +6 (×3) HSO3– + H2O  SO42– + 3 H+ + 2e– (meio ácido) Cr2O72– + 3 HSO3– + 5 H+  2 Cr3+ + 3 SO42– + 4 H2O

Acerto de equações de oxidação-redução Cr2O72– + 14 H+ + 6e–  2 Cr3+ + 7 H2O (meio ácido) Notar que o número de oxidação do Cr passa de +6 a +3 e, como são dois átomos de Cr, o número de electrões em jogo é de 2 x 3 = 6. Agora acertam-se as cargas com partículas H+. Terão de ser 14 H+ para dar uma carga 6+ no primeiro membro da equação (igual à carga 6+ do segundo membro - 2 Cr3+). Finalmente acertam-se os átomos de hidrogénio: 7 moléculas de água = 14 átomos de hidrogénio.

Este é o melhor método para acertar equações de oxidação-redução: 1 – A partir da variação dos números de oxidação, escrever o número de elctrões em jogo. 2 – Acertar as cargas com H+ ou HO–. 3 – Acertar os átomos de H ou de O. Experimente e verifique como é fácil e cómodo.

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