Numero de Oxidação - FTP da PUC

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)
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
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
+1
peróxido de potássio
–1
Ba O2
peróxido de bário
+2 – 1
H2 O2
+1 – 1
peróxido de hidrogênio
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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
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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.
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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.
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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.

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
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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)
Número de oxidação +2(oxidação)
Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
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

Zn(s) + Cu2+  Cu(s) + Zn2+(aq)

Pilha de Daniell

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
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