Reações de Óxido-redução

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS CAMPUS SERTÃO EIXO DE TECNOLOGIA e Prof. Raniere Henrique P. Lira ranierelira@yahoo.com.br Quando um pedaço de ferro fica exposto ao ar, percebe-se que ele vai enferrujando. Isto ocorre devido à presença de água e de gás oxigênio no ar. Na verdade, este processo espontâneo pode ocorrer com qualquer metal, com maior ou menor rapidez, e é chamado de oxidação. A presença de oxigênio na atmosfera é responsável pelo caráter oxidante de nosso ambiente. Atualmente, o conceito de oxidação e redução (antes empregado exclusivamente à reações das quais o oxigênio participa) se refere a vários tipos de reações. 2 Oxidação e Redução Muitas reações químicas envolvem alguma transferência de carga eletrônica de um átomo para outro. Essas reações são chamadas reações de oxirredução ou redox. Os termos que se aplicam a estas trocas são: Oxidação = perda de elétrons Redução = aquisição de elétrons Agente Oxidante e Agente Redutor Em qualquer reação, toda vez que uma substância perde elétrons, uma outra ganha. A substância que se oxida, perde elétrons é denominada agente redutor. A substância que se reduz, recebe elétrons é denominada agente oxidante. Os agentes oxidantes adquirem elétrons e se tornam reduzidos, enquanto que os agentes redutores perdem elétrons e se tornam oxidados. 3 4 O número de oxidação de um átomo em uma substância é a carga real do átomo se ele for um íon monoatômico, ou seja, é a carga que um átomo teria se ambos os elétrons, em cada ligação, fossem considerados pertencentes ao elemento mais eletronegativo. a) Íons simples O valor do Nox é o valor da própria carga do íon. Exemplo: NaCl

2 b) Espécies covalentes O Nox de cada elemento depende exclusivamente de sua eletronegatividade em relação aos demais átomos aos quais se liga. Exemplos: H Cl 1-1 O=C=O H O H ) Nas substâncias simples o Nox do elemento é zero. Exemplos: O 2, O 3, H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2, P 4, C, S 8, metais. 8 2) Alguns elementos sempre têm o mesmo Nox quando formam compostos. 3) O Nox do elemento hidrogênio normalmente é 1. Exemplos: HCl, H 2 O, NH 3, H 2 S, compostos orgânicos, etc. Exceções: LiH, KH, CaH 2, etc ) ONox do elemento oxigênio normalmente é -2. Exemplos: H 2 O, CO, CO 2, HNO 3, H 2 SO 4, SO 2, compostos orgânicos, etc. Exceções: nos peróxidos ( O O ), o elemento oxigênio possui Nox -1; no (OF 2 ), o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio, que tem Nox = 2. 5) Asoma dos Nox de todos os elementos de uma espécie neutra é zero. Exemplos: NaCl H 2 O HCl KOH Esta regra é imprescindível para determinar o Nox de elementos cujos números de oxidação são diferentes. Exemplos: SO SO 2 H 2 SO 3 H 2 SO

3 6) Em íons poliatômicos, a soma dos Nox dos elementos é igual à carga. Exemplos: OH - NH 4 NO 3 - SO Aplicação: Exemplo 1: Quais os números de oxidação de todos os átomos no KNO 3? K 1 x (1) = 1 N 1 x (X) = X O 3 x (-2) = 6 Soma dos Nox = 0 1 X 6 = 0 X = 5 O Nox do K = 1; N = 5; O = Aplicação: Exemplo 2: Qual o número de oxidação do enxofre no Na 2 S 4 O 6 (tetrationato de sódio)? Aplicação: Exemplo 3: Qual o número de oxidação do Cr no íon Cr 2 O 7-2? 2x1 4xX 6x2 = 0 4xX = 12-2 X = 5/2 O Nox do S é 5/2 2xX 7x2 = -2 2xX = 14-2 X = 6 O Nox do Cr é e Oxidação Redução Perde elétrons (e ); Aumenta o Nox; Agente redutor; Ganha elétrons (e ); Diminui o Nox; Agente oxidante; 17 Oxidaçãodemetaisporácidos esais Existem vários tipos de reações redox. A reação de um metal com um ácido ou sal metálico obedece ao seguinte padrão geral: A BX AX B Exemplos: Zn(s) 2HBr(aq) ZnBr 2 (aq) H 2 (g) Mn(s) Pb(NO 3 ) 2 (aq) Mn(NO 3 ) 2 (aq) Pb(s) Essas reações são chamadas reações de deslocamento. 18 3

4 Oxidaçãodemetaisporácidos esais Mg(s) 2HCl(aq) MgCl 2 (aq) H 2 (g) Observem que o número de oxidação do Mg muda de 0 para 2. O aumento indica que o átomo perdeu elétrons, logo foi oxidado. O íon H do ácido diminui o número de oxidação de 1 para 0, indicando que esse íon ganhou elétrons e com isso foi reduzido. Série de atividade Série de atividade é uma lista de metais organizados em ordem decrescente pela facilidade de oxidação. Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele, observe a reação: Fe(s) Ni(NO 3 ) 2 (aq) Fe(NO 3 ) 2 (aq) Ni(s) Aplicação: Exemplo 4: Na reação do alumínio com o ácido bromídrico, quem é o agente oxidante e o agente redutor? 2Al(s) 6HBr(aq) 2AlBr 3 (aq) 3H 2 (g) Oxidação Agente oxidante: hidrogênio Agente redutor: Alumínio Redução Balanceamento de equações pelo método redox Vimos que quando uma reação química envolve oxirredução, o número total de elétrons perdidos no processo de oxidação tem que ser igual ao total ganho durante a redução. Podemos usar este fato para ajudar o balanceamento das equações deste tipo de reação. Esse método é chamado da variação do número de oxidação. Pode ser pesquisado no Livro BRADY, J E. e HUMISTON G. E., Química Geral. 2ª Edição Rio de Janeiro, Volume 1. Balanceamento de equações redox pelo método do íon-elétron Este método é utilizado para o balancear equações iônicas de reações de oxirredução em solução. O procedimento é chamado método do íon-elétron e envolve a divisão da equação global em duas semi-reações, uma para etapa de oxidação e outra para a de redução. Pode ser pesquisado no Livro BRADY, J E. e HUMISTON G. E., Química Geral. 2ª Edição Rio de Janeiro, Volume

5 Pilhas Uma pilha ou uma bateria (associação de pilhas) é um dispositivo que produz energia elétrica a partir de uma reação química de oxirredução. Para isso, é preciso que a reação seja espontânea. Como exemplo, quando se mistura zinco metálico (Zn) com íons cobre (Cu 2 ) em solução, o zinco metálico sofre oxidação e os íons cobre sofrem redução A pilha em funcionamento Para se montar uma pilha, é preciso que as reações de oxidação e redução ocorram em locais distintos, para que os elétrons provenientes da oxidação circulem por um fio externo, podendo realizar trabalho elétrico. As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do aperfeiçoamento das pilhas voltaicas originais pelo cientista e professor inglês John Daniell, em A pilha em funcionamento Ele colocou num compartimento uma placa de zinco metálico imersa em solução de sulfato de zinco e num outro compartimento uma placa de cobre metálico imersa em solução de sulfato de cobre II. Os dois compartimentos são conectados por um fio externo soldado às duas placas (eletrodos) e por meio de uma ponte salina A pilha em funcionamento Uma vez fechado o circuito, o Zn metálico começa a ser oxidado e os íons Cu 2, a serem reduzidos. As duas semi-reações ocorrem simultaneamente. Equação geral da reação: Semi-reação de oxidação: Zn(s) Zn 2 (aq) 2 e - Semi-reação de redução: Cu 2 (aq) 2 e - Cu(s) Reação global: Zn(s)Cu 2 (aq) Zn 2 (aq)cu(s)

6 Eletrólise É possível utilizar energia elétrica para fazer com que sejam realizadas reações redox não espontâneas. Tais reações redox realizadas com o auxílio de energia elétrica de uma fonte externa são chamadas de eletrólise (eletro = elétrons; lise = quebra) e são feitas em células eletrolíticas. 1) Eletrólise ígnea: Neste tipo, uma redução não espontânea é realizada passando uma corrente elétrica em uma massa fundida de um composto iônico. Em um dos eletrodos ocorre oxidação e, em outro, redução ) Eletrólise ígnea: Toma-se como exemplo a eletrólise ígnea do cloreto de sódio, realizada em temperaturas acima de 800 C. Em um dos eletrodos se produz gás cloro (Cl 2 ) e, no outro, sódio metálico (Na). Semi-reação de oxidação: 2Cl - (l) Cl 2 (g) 2 e - Semi-reação de redução: 2Na (l) 2 e - 2Na(s) Reação global: 2Cl - (l)2na (l) Cl 2 (g)2na(s) 33 Semi-reaçãode oxidação: 2Cl - (l) Cl 2 (g) 2 e - Semi-reaçãode redução: 2Na (l) 2 e - 2Na(s) Reaçãoglobal: 2Cl - (l)2na (l) Cl 2 (g)2na(s) 34 2) Eletrólise em solução aquosa (eletrodo inerte): Neste tipo, uma reação redox não espontânea é realizada passando por uma solução aquosa de um eletrólito. O eletrodo serve como meio condutor sem participar da reação. Exemplo: eletrólise da água. Semi-reação de oxidação: 2H 2 O(l) O 2 (g)4h (aq)4e - Semi-reação de redução: 2H 2 O(l)2e - 2H 2 (g)2oh - (aq) Reação global: 2H 2 O(l) 2H 2 (g) O 2 (g) 35 3) Eletrólise com eletrodo ativo: Neste tipo, o eletrodo participa da reação. Exemplo: Na galvanoplastia (cromagem, niquelagem, zincagem, etc.) ocorre eletrodeposição de um metal na superfície de um substrato (geralmente metálico). A peça que será galvanizada funciona como um dos eletrodos e é imersa numa solução contendo cátions do metal. Durante a eletrólise, os cátions metálicos são reduzidos na superfície da peça, recobrindo-a. 36 6

7 3) Eletrólise com eletrodo ativo: Exemplo: No eletro-refino de metais (cobre, níquel, cobalto, chumbo, prata, ouro, titânio, tungstênio, etc.), um eletrodo é constituído pelo metal impuro e o outro pelo mesmo metal com alto teor de pureza. Durante a eletrólise, ocorre redução no metal impuro, possibilitando purificá-lo Metais que se autoprotegem Certos metais, como alumínio, zinco, magnésio e estanho, em presença de oxigênio, sofrem oxidação espontânea, produzindo seus respectivos óxidos. Esses óxidos formam uma película insolúvel na superfície dos metais (passivação), que atua como proteção, evitando a continuidade da oxidação. Desse modo, esses metais se autoprotegem da corrosão Metais que se autoprotegem Por causa dessa propriedade, esses metais são utilizados para proteger outros metais, como o ferro, da corrosão. Corrosão do ferro e do aço Quando o ferro ou o aço estão expostos a um ambiente contendo água e oxigênio, ocorre a ferrugem (óxido de ferro hidratado). É uma reação redox espontânea: Semi-reação de oxidação: Fe(s) Fe 2 (aq) 2 e - Semi-reação de redução:½o 2 (g)h 2 O(l)2e - 2OH - (aq) Reação global: Fe(s)½O 2 (g)h 2 O(l) Fe(OH) 2 (s)

8 Maneiras de evitar a corrosão Como a ferrugem vai soltando da superfície do metal, a reação é contínua, provocando a corrosão. Uma das maneiras de reduzir a corrosão é recobrir a superfície do metal com outro material, como tintas especiais, ou com outro metal, ambos impermeáveis ao oxigênio e à água. Maneiras de evitar a corrosão 1) Proteção catódica do ferro: esse processo ocorre quando o metal utilizado na proteção possui potencial de oxidação maior que a do ferro. O metal de proteção funciona como um eletrodo e o ferro é o outro (conectados eletricamente). À medida que o metal vai sendo oxidado, ele fornece elétrons ao ferro, evitando sua oxidação Maneiras de evitar a corrosão 2) Galvanização: o ferro e o aço galvanizados são materiais revestidos com uma camada de zinco. Como o zinco possui potencial de oxidação maior, ele é mais facilmente oxidado, formando uma película do óxido que se autoprotege, e também protege o ferro. Caso a peça galvanizada seja riscada, expondo o ferro e provocando oxidação, o zinco funcionará como eletrodo (sofrendo oxidação), fazendo com que o ferro seja reduzido. 46 e Bibliografias Consultadas: BRADY, J. E. e HUMISTON G. E.,QuímicaGeral. 2ª Edição Volumes 1 e 2. Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, BROWN, L. S. e HOLME, T. A., Química Geral Aplicada à Engenharia, Editora Cengage Learning, São Paulo, BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. & BURDGE, J. R.,Química:a Ciência Central. 9ª Edição, Editora Pearson, São Paulo, MAIA, D. J. e BIANCHI, J. C A., Química Geral Fundamentos, Editora Pearson, São Paulo, Notas de aula, Prof.Alexandre N. de Lima, UFAL CampusSertão,