Oxidação- Redução

OXIDAÇÃO - REDUÇÃO
-
Oxidantes e redutores;
-
Pares conjugados;
-
Número de oxidação;
-
Acerto de equações redox;
-Série
-
eletroquímica;
Proteção de metais.
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

O termo “oxidação’ foi usado pela 1ª vez por Lavoisier, para
referir a reação de substâncias com o oxigénio;

A combustão completa do carvão, é uma reação de oxidação:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Inicialmente, o termo oxidação significava combinação com o
oxigénio e o termo redução significava remoção do oxigénio.

O oxidação do mercúrio a óxido de mercúrio(II):
2Hg(l) + O2(g)  2HgO(s)

O redução de óxido de mercúrio(II) a mercúrio:
2HgO(s) 
2Hg(l) + O2(g)
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO

Há outras reações muito semelhantes nas quais o oxigénio
não participa;

O sódio reage de uma forma idêntica numa atmosfera de
oxigénio e numa atmosfera de cloro:
4 Na(s) + O2(g)  2 Na2O(s)
2Na(s)+Cl2(g)  2NaCl(s)
O que acontece aos átomos de sódio?
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

Oxidação do sódio numa atmosfera de oxigénio

Oxidação do sódio numa atmosfera de cloro
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

Oxidação é o processo no qual uma espécie química liberta
eletrões, aumentando a carga do elemento;

Redução é o processo no qual uma espécie química capta
eletrões, diminuindo a carga do elemento químico;

Oxidação - redução é o processo global, envolvendo a
oxidação de uma espécie (libertação de eletrões) e a redução de
outra (captação dos eletrões libertados).
Oxidação
Redução
Aumento da carga positiva
Diminuição da carga positiva
Cedência de eletrões
Ganho de eletrões
OXIDANTE E REDUTOR

A formação do cloreto de potássio a partir do potássio e do cloro
é uma reação de oxidação – redução:

Cloro – Oxidante (capta eletrões);

Potássio – Redutor (cede eletrões)
2 K (s)
+ Cl2 (g)  2 KCl (s)
OXIDANTE E REDUTOR
OXIDANTE E REDUTOR

Uma oxidação é sempre acompanhada de uma redução,
uma vez que uma espécie química só pode ser reduzida
(captação de eletrões) se existir outra que seja oxidada
(libertação de eletrões).

As extensões das reações de oxidação e de redução têm
que ser iguais, uma vez que o número de eletrões
libertados pelo redutor tem que ser igual ao número de
eletrões captados pelo oxidante.
OXIDANTE E REDUTOR
A + B+  A+ + B
Espécie
A
Terminologia
Oxida-se
Provoca a redução de
É redutora
outra espécie
B+
Reduz-se
Provoca a oxidação de
outra espécie
É oxidante
OXIDANTE E REDUTOR
Cl2(g) + Cu(s)

 2Cl-(aq) + Cu2+(aq)
Pares conjugados de oxidação redução:
Cl2/Cl- e Cu2+/Cu

Um par conjugado oxidante - redutor é o conjunto de um
oxidante e de um redutor que se podem converter um no outro
por transferência de eletrões;

Para que uma reação de oxidação – redução ocorra é necessária
a presença de um oxidante e de um redutor.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
NÚMERO DE OXIDAÇÃO


Oxidação – há libertação parcial ou total de eletrões;
Redução – há captação parcial ou total de eletrões.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO

Número de oxidação - diferença entre o nº de eletrões que
existem no átomo do elemento e o nº de eletrões que o elemento
tem no estado combinado:
Nºoxidação(n.o) = nºé no átomo – nºé no estado combinado
ou
Nºoxidação(n.o) = nºéV no átomo – nºéV no estado combinado
REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O
Regras
Um elemento no estado livre tem n.o igual a zero
Exemplos
O2  0
O0
Nos catiões monoatómicos, os elementos têm n.o que
Metais 0
é igual à carga do ião
• Os iões dos metais alcalinos (G1) têm carga 1+, pelo que o
Na++1
n.o do elemento no ião é +1.
Mg2++2
• Os iões dos metais alcalino - terrosos (G 2) têm carga 2+,
pelo que o n.o do elemento no ião é +2.
• O n.o do alumínio (G13) no ião Al3+ é igual a +3.
REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O
Regras
Exemplos
Os não metais têm n.o negativo (como são
H2O
eletronegativos têm + afinidade para os és)
• O n.o do oxigénio é -2, exceto no caso dos
peróxidos em que é -1;
• No estado combinado, os halogéneos apresentam
n.o(O)=-2
n.o(H)=+1
H2O2
n.o(O)= -1
n.o(H)= +1
HF
n.o -1; quando estão ligados ao oxigénio têm n.o
n.o(F)= -1
positivos, com exceção do flúor;
n.o(H)= +1
• O n.o do hidrogénio é: +1 quando ligado a não
metais (+ eletronegativos) e -1, quando ligado a
metais (- electonegativos).
NaH
n.o(Na)=+1
n.O(H)=-1
REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DO N.O

A soma de todos os números de oxidação dos elementos
presentes numa molécula ou num ião é igual à respetiva
carga (portanto, nas moléculas é igual a zero);

Os metais de transição podem apresentar vários estados
de oxidação.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
1.Identificar os elementos que sofrem variação de número de
oxidação e determinar os seus números de oxidação:
MnO4- +
H2O2 
Mn2+ + O2 (meio ácido)
O Mn foi reduzido: o seu n.o passou de +7 para +2;
O O foi oxidado: o seu n.o passou de -1 para 0.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
2. Escrever, separadamente, as semi-reações de oxidação e
redução:
H2O2 
O2
Equação da semi - reação de oxidação
MnO4-  Mn2+
Equação da semi- reação de redução
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
3.Em cada equação de semi-reação, acertar o número de átomos
dos elementos que sofrem oxidação e redução.
H2O2 
O2
Equação da semi - reação de oxidação
MnO4-  Mn2+
Equação da semi- reação de redução
Neste caso, o número de átomos dos elementos, em cada
membro da equação já é igual.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
4.Em cada equação, adicionar eletrões de forma a acertar a
variação dos números de oxidação.
H2O2 
O2 + 2é
Semi - reação de oxidação
MnO4- + 5é  Mn2+ Semi- reação de redução
O n.o do Mn passou de +7 para +2, sendo portanto necessário
acrescentar 5é ao primeiro membro;
O n.o do O passou de -1 para 0, é necessário acrescentar 2 és
ao segundo membro da equação (1 é por cada átomo);
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
5.Em meio ácido
Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº
necessário de iões H+ ao membro onde estão os és.
(1) H2O2  O2 + 2é + 2H+ Semi - reação de oxidação
(2) MnO4- + 5é + 8H+  Mn2+ Semi- reação de redução
(1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de
adicionar 2 iões H+ ao 2º membro para anular a carga elétrica;
(2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6,
é necessário adicionar 8 iões H+ ao 1º membro para que a carga
passe a ser +2.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
5.1. Em meio alcalino
Acertar as equações, quanto às cargas, adicionando o nº
necessário de iões HO- ao membro oposto ao que tem os és.
(1) H2O2 + 2HO-  O2 + 2é
Semi - reação de oxidação
(2) MnO4- + 5é  Mn2+ + 8HO- Semi- reação de redução
(1) Como a carga elétrica do 1º membro é zero, temos de
adicionar 2 iões HO- ao 1º membro para que a carga passe a -2;
(2) Como a carga elétrica no 2º membro é +2 e no primeiro é -6,
é necessário adicionar 8 iões HO- ao 2º membro para que a carga
passe a ser -6.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
6.Em meio ácido
Acertar as equações das semi-reações quanto às massas
(átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número
conveniente de moléculas de H2O ao membro oposto de H+.
(1) H2O2 
O2 + 2é
+ 2H+
(2) MnO4- + 5é + 8H+  Mn2+ + 4H2O
Oxidação
Redução
(1) Não é necessário adicionar água, pois a equação esta
acertada quanto às massas;
(2) Foi necessário adicionar 4 moléculas de água, para acertar
os átomos de H e de O.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
6.1.Em meio alcalino
Acertar as equações das semi-reações quanto às massas
(átomos de hidrogénio e de oxigénio), adicionando o número
conveniente de moléculas de H2O ao membro oposto de HO-.
(1) H2O2 + 2HO- 
O2 + 2é + 2H2O Oxidação
(2) MnO4- + 5é + 4H2O  Mn2+ + 8HO- Redução
(1) Foi necessário adicionar 2 moléculas de água, para acertar
os átomos de H e O;
(2) Foi necessário adicionar 4 moléculas de água, para acertar
os átomos de H e de O.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
7.Em meio ácido
Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por
números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas
duas equações.
(1) (x5) H2O2 
O2 + 2é
+ 2H+
(2) (x2) MnO4- + 5é + 8H+  Mn2+ + 4H2O
Oxidação
Redução
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
7.1.Em meio alcalino
Acertar as equações das semi-reações, multiplicando-as por
números inteiros que igualem o número de eletrões em jogo nas
duas equações.
(1) (x5) H2O2 + 2HO- 
O2 + 2é + 2H2O Oxidação
(2) (x2) MnO4- + 5é + 4H2O  Mn2+ + 8HO- Redução
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
8.Em meio ácido
Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando
os termos semelhantes.
(1) 5 H2O2 
5 O2 + 10 é
+ 10 H+
(2) 2 MnO4- + 10é + 16H+  2Mn2+ + 8H2O
5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+
Oxidação
Redução
2Mn2+ + 8H2O + 5O2
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
8.1.Em meio alcalino
Adicionar membro a membro, as duas equações simplificando os
termos semelhantes.
(1) 5 H2O2 + 10 HO-  5 O2 + 10 é + 10 H2O Oxidação
(2) 2 MnO4- + 10é + 8 H2O  2Mn2+ + 16HO- Redução
5 H2O2 + 2 MnO4-
2Mn2+ + 2H2O + 5O2 + 6 HO-
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
9. Verificar se a equação global está certa quanto às cargas e
quanto às massas.
Meio Ácido
5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+
2Mn2+ + 8H2O + 5O2
Meio Alcalino
5 H2O2 + 2 MnO4-
2Mn2+ + 2H2O + 5O2 + 6 HO-
FORÇA RELATIVA DE
OXIDANTES E REDUTORES

Experiência 1
Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião
magnésio.
 Não se observam alterações
O cobre não tem tendência para reagir
com o catião magnésio.
FORÇA RELATIVA DE
OXIDANTES E REDUTORES

Experiência 2
Colocação de uma fita de magnésio numa solução de catião cobre(II);
Mg(s) + Cu2+(aq)  Mg2+ (aq) + Cu (s)
FORÇA RELATIVA DE
OXIDANTES E REDUTORES

Experiência 2
A fita de magnésio é corroída e forma-se um depósito de cobre.
O magnésio reage com o catião cobre(II)

Magnésio – Redutor, o seu n.o passa de 0 a +2;

Cobre – Oxidante, o seu n.o passa de +2 para 0.
Pares conjugados redox: Cu2+/Cu e Mg2+/Mg
FORÇA RELATIVA DE OXIDANTES
E REDUTORES

O oxidante Mg2+ não tem força suficiente para oxidar o cobre;

O oxidante Cu2+ tem força suficiente para oxidar o Mg;
O Cu2+ é um oxidante mais forte do que o Mg2+

Ambas as reações podem ocorrer, mas a oxidação do Mg pelo
Cu2+ tem mais tendência a dar-se do que a oxidação do Cu
pelo Mg2+.
FORÇA RELATIVA DE
OXIDANTES E REDUTORES

Experiência 3
Colocação de uma placa de cobre numa solução de catião prata.
Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+ (aq) + 2Ag (s)
FORÇA RELATIVA DE
OXIDANTES E REDUTORES

O oxidante Ag+ tem força suficiente para oxidar o redutor Cu;

O oxidante Cu2+ não tem força suficiente para oxidar o redutor
Ag.
Ag+ > Cu2+ > Mg2+
Mg > Cu > Ag


Poder oxidante
Poder redutor
SÉRIE ELETROQUÍMICA
SÉRIE ELETROQUÍMICA
CORROSÃO DOS METAIS

A chuva ácida é capaz de corroer o ferro, causando prejuízos
incalculáveis em muitas estruturas metálicas;

A corrosão do ferro e mais alguns metais pelos ácidos é uma
reação de oxidação - redução, em que o redutor é o metal e o
oxidante é o H3O+(aq).
CORROSÃO DOS METAIS

Pode usar-se a série eletroquímica para identificar
quais os elementos capazes de ser oxidados pelos ácidos.

Os metais situados na série acima do hidrogénio são
redutores mais fortes do que ele, pelo que são
capazes de reduzir o hidrónio a H2, ao mesmo tempo
que se corroem;

Os metais situados na série eletroquímica abaixo do
H2 são redutores mais fracos, pelo que não reagem
com os ácidos.
CORROSÃO DOS METAIS

Assim, metais como o ferro, o zinco e o magnésio não
podem ser utilizados em aplicações em que se pretenda
uma grande durabilidade e haja exposição a meios
ácidos;

Metais como o cobre, o mercúrio, a prata e o ouro não
têm tendência a reagir com soluções aquosas de ácidos,
pelo que podem ser utilizados em joalharia, mas
também no revestimento de contactos elétricos, em
circuitos de baixa tensão usados em computadores, em
fios elétricos condutores.
CORROSÃO
DOS METAIS
- FERRUGEM
1ª Fase

O O2 oxida o Fe a catião Fe(II), em especial se o meio for ácido;
2ª Fase

O catião ferro(II) é oxidado a catião ferro(III):

A ferrugem, em vez de ficar agarrada ao ferro, solta-se, deixando
uma nova porção de ferro livre para ser oxidada.
EVITAR A CORROSÃO DOS
METAIS
EVITAR A CORROSÃO DOS
METAIS
EVITAR A CORROSÃO DOS
METAIS
EVITAR A CORROSÃO DOS
METAIS