Química Tecnológica Materiais Oxidação e Redução

Teoria de oxidação e redução Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária tais como a ferrugem e o apodrecimento das frutas.

Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida. Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:

Número de Oxidação É um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos Metais alcalinos (+1) Metais alcalino-terroso (+2) Alumínio (+3) Prata (+1) Zinco (+2)   Enxofre em monossulfetos (-2)  Halogênios (-1) Hidrogênio (+1) exceto nos hidretos que é (-1) Oxigênio (-2) Oxigênio nos Peróxidos (-1) Oxigênio nos Superóxidos (-0,5) Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2) 

Hidretos são compostos binários do hidrogênio com outro elemento, principalmente dos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalinos terrosos). Nestes casos o hidrogênio faz ligação iônica e seu número de oxidação é igual (-1). Peróxidos Na2 O2 peróxido de sódio +1 – 1 K2 O2 peróxido de potássio Ba O2 peróxido de bário +2 – 1 H2 O2 peróxido de hidrogênio

SUPERÓXIDOS São óxidos iônicos que apresentam o ânion (O2)–. Somente os metais alcalinos e alcalino terrosos formam superóxidos. Por exemplo: NaO2 ou (Na+) (O2)– superóxido de sódio KO2 ou (K+) (O2)– superóxido de potássio BaO4 ou (Ba2+) (O2)–2 superóxido de bário

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1 e nos superóxidos tem nox= -0,5. O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de: uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon. O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIII B. O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8), no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto. Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio. O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas.

6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1): 6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O

Agentes oxidantes e redutores Agente redutor - substância que se oxida (promove a redução de uma outra substância) Agente oxidante - substância que se reduz (promove a oxidação de uma outra substância) Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) Número de oxidação +2(oxidação) Número de oxidação -2 (redução) Zn  Zn2+ (Zn metálico é oxidado) - Agente redutor Cu2+  Cu (Cu2+ é reduzido a cobre metálico) - Agente oxidante

Semi-reação - Pilhas Pilha de Daniell Zn(s) + Cu2+  Cu(s) + Zn2+(aq) reações de oxi-redução ocorrem mesmo quando os reagentes estão fisicamente afastados, porém ligados através de um circuito elétrico (fio condutor). Comportamentos: Zn Cu Pilhas: Pólo de onde saem os elétrons: ânodo Pólo onde chegam os elétrons: catodo