Processos muito comuns no dia a dia, como combustão, fotossíntese e corrosão do ferro possuem algo em comum: são reações químicas de oxirredução. Também conhecidas como redox, a característica principal dessas reações é a transferência de elétrons entre os reagentes.
Por apresentar grande importância cotidiana e acadêmica, esse é um assunto muito cobrado nos vestibulares e no Enem, sendo incluído em diversas questões. A leitura desse artigo te permitirá entender os principais tópicos relacionados ao tema, para se preparar melhor para esse tipo de questão. Vamos lá?
Navegue pelo conteúdo
O que são reações de oxirredução?
Reações de oxirredução são aquelas em que ocorre transferência de elétrons entre substâncias, resultando em alteração do número de oxidação dos elementos envolvidos.
Além disso, observa-se que os reagentes devem apresentar tendências opostas, sendo comumente reações entre um metal e um ametal. Isso porque os metais têm tendência de ceder elétrons, enquanto os ametais apresentam a tendência de receber elétrons.
Número de oxidação (nox)
O número de oxidação (nox) representa a carga que um átomo teria se todas as suas ligações com outros átomos fossem totalmente iônicas. O nox ajuda a determinar o que está sendo oxidado ou reduzido numa reação.
Para as substâncias simples, como o Cl₂, o nox sempre será igual a 0. No caso dos compostos iônicos, como o NaCl, o nox é a própria carga elétrica do íon. Já para os compostos covalentes, como o CH₄, o nox pode ser definido como a carga fictícia que o átomo teria se todos os elétrons compartilhados na ligação fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.
Elementos com nox fixo
Alguns elementos ou grupos da tabela periódica apresentam nox fixo. Confira quais são:
- Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr): nox = +1
- Metais alcalinoterrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra): nox = +2
- Halogênios (F, Cl, Br e I): nox = -1
- Hidrogênio ligado a ametais: nox = +1
- Oxigênio em substâncias compostas: nox = -2
Veja também:
+ Elementos químicos: classificação e tabela periódica
Como calcular o nox?
No caso dos compostos neutros, a soma dos nox deverá ser igual a zero, enquanto que, para os compostos com carga, a soma dos nox deverá ser igual a carga do íon.
- Passo 1: observar qual(is) elemento(s) apresentam nox fixo.
- Passo 2: multiplicar o nox de cada elemento pelo seu respectivo índice, representando os nox desconhecidos com incógnitas, e a soma de tais valores deve ser igual a 0 ou igual a carga elétrica total do composto.
- Passo 3: Realizar a soma dos valores de nox e resolver a equação para encontrar o nox desconhecido.
Veja também:
+ Número de oxidação (nox): o que é, como calcular, tabelas
Oxidação e redução
Os processos de oxidação e redução envolvem a transferência de elétrons entre átomos ou íons, sendo fundamental compreendê-los para o entendimento correto das reações de oxirredução.
A oxidação é o processo de perda de elétrons por uma espécie química, com aumento no seu nox, enquanto a redução é o processo oposto, com ganho de elétrons e redução do nox. As reações de oxidação e redução acontecem sempre juntas, formando as reações redox.
Agentes oxidante e redutor
As reações redox apresentam um agente oxidante e um agente redutor. O agente oxidante sofre redução (ganha elétrons), provocando a oxidação do agente redutor. Em contrapartida, o agente redutor sofre oxidação (perde elétrons), provocando a redução do agente oxidante.
Balanceamento de reações redox
No balanceamento, devemos garantir que tanto os átomos quanto os elétrons fiquem corretamente equilibrados. Para isso, utilizamos alguns métodos, como o método do íon-elétron e o método da variação do nox. Veja o passo a passo de cada método:
Método do íon-elétron
- Dividir a reação global em duas semirreações (uma de oxidação e a outra de redução);
- Balancear os elementos (menos o oxigênio e o hidrogênio, por enquanto);
- Balancear os átomos de oxigênio, adicionando moléculas de H₂O;
- Balancear os átomos de hidrogênio, adicionando íons H⁺ (se for meio ácido) ou OH⁻ (se for meio básico);
- Balancear a carga, adicionando elétrons (e⁻);
- Igualar o número de elétrons, multiplicando, se necessário, as semirreações por fatores apropriados para que o número de elétrons na oxidação e na redução se igualem; e
- Somar as semirreações, cancelando elétrons ou espécies químicas que aparecem dos dois lados.
Exemplo:
Balanceamento da reação MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (em meio ácido).
- Passo 1:
- Semirreação de oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺
- Semirreação de redução: MnO₄⁻ → Mn²⁺
- Passo 2:
Não é necessário, pois os elementos já estão balanceados nesse caso. - Passos 3 e 4:
- MnO₄⁻ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O
- Passo 5:
- Semirreação de oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ +1e⁻
- Semirreação de redução: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
- Passo 6:
Igualaremos os elétrons multiplicando a semirreação de oxidação por 5.- 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ +5e⁻
- Passo 7:
Somaremos as semirreações.
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
+
5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O (equação balanceada)
Método da variação do nox
- Atribuir nox a todos os elementos dos reagentes e produtos;
- Identificar os elementos oxidados e reduzidos, calculando a variação no nox;
- Igualar a variação de elétrons. Para isso, é necessário multiplicar o elemento oxidado pelo módulo do valor da variação do nox do elemento reduzido e multiplicar o elemento reduzido pelo módulo do valor da variação do nox do elemento oxidado;
- Balancear os átomos de oxigênio e hidrogênio. Em meio ácido, use H⁺ para balancear o hidrogênio, e em meio básico, use OH⁻; e
- Conferir se o número de átomos e cargas está corretamente balanceado.
Exemplo:
Balanceamento da reação MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (em meio ácido).
- Passo 1:
- Mn no MnO₄⁻: +7
- Mn no Mn²⁺: +2
- Fe no Fe²⁺: +2
- Fe no Fe³⁺: +3
- Passo 2:
- Redução: nox do Mn passa de +7 para +2 (variação do nox = 5).
- Oxidação: nox do Fe passa de +2 para +3 (variação do nox = 1).
- Passo 3: Multiplicar MnO₄⁻ e Mn por 1 (não alteraria os coeficientes da reação) e multiplicar Fe²⁺ e Fe³⁺ por 5.
- MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺
- Passo 4: Balancear oxigênio e hidrogênio. Para balancear a quantidade de oxigênio do MnO₄⁻, devemos formar 4H₂O do lado dos produtos. Como esse é um meio ácido, adicionamos 8H⁺ no lado dos reagentes, para balancear a quantidade de hidrogênio do H₂O dos produtos.
- 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O
- Passo 5:
- 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O (equação balanceada)
Veja mais:
+ Equação química: o que é, reagentes e produtos, balanceamento
Aplicações da oxirredução
Pilhas e Baterias
Nas pilhas e baterias, a oxirredução é o mecanismo que gera energia elétrica a partir de reações químicas.
Corrosão
A corrosão é um processo normalmente indesejado de oxirredução, no qual um metal, como o ferro, é oxidado ao entrar em contato com o oxigênio e a água, formando óxidos, como a ferrugem (óxido de ferro).
Fotossíntese
Na fotossíntese, as plantas utilizam energia solar para converter dióxido de carbono e água em glicose e oxigênio. Durante esse processo, a molécula de água é oxidada (perde elétrons) e o dióxido de carbono é reduzido (ganha elétrons), formando compostos orgânicos.
Indústria
A oxirredução é amplamente empregada na indústria, especialmente na produção de metais por meio da eletrólise. Um exemplo clássico é a eletrólise do alumínio, onde o óxido de alumínio (Al₂O₃) é reduzido para produzir alumínio metálico.
Fixando o conhecimento sobre oxirredução
As reações de oxirredução envolvem a transferência de elétrons entre substâncias, resultando em oxidação e redução simultâneas. Esses fenômenos estão presentes em diversos contextos e seu entendimento é essencial para um bom desempenho nos vestibulares.
Aprenda química para o vestibular com o Estratégia
Quer saber mais sobre reações de oxirredução? Conheça os cursos do Estratégia Vestibulares, com eles você terá acesso aos fundamentos e principais informações da Química, tudo isso de maneira facilitada e didática. Clique no banner abaixo e prepare-se com a Coruja!
