OXIRREDUÇÃO (REGRAS DO Nox)

OXIRREDUÇÃO (REGRAS DO Nox)
- Um material sofrendo
combustão (queima);
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As reações de oxidação
e redução, também
chamadas de reações
redox, são fenômenos
muito frequentes no
nosso cotidiano. Como
exemplo, temos:
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
- O processo de enferrujamento do ferro;
(a)
Imagem: (a): shuets udono from Tokyo, JPN / Creative Commons Attribution-Share Alike 2.0 Generic
- A queima (combustão) de combustíveis nos
veículos;
(b)
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Commons Attribution 3.0 Unported (b): Kt.twentyone
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QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
- Quando se descolore o cabelo com água
oxigenada;
(a)
(b)
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
- O funcionamento de pilhas e baterias, que
movimentam
as
calculadoras,
carros,
brinquedos, rádios, televisões e muitas outras
coisas.
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QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Como definição temos:
● Oxidação é a perda de elétrons;
● Redução é o ganho de elétrons.
●
Reações de Oxirredução é quando há
transferência de elétrons.
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Observando a estrutura da matéria, as reações
de oxidação e redução envolvem a
transferência de elétrons entre os átomos.
Contudo, sabe-se que a oxidação e a redução
ocorrem juntas na mesma reação química (1).
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Como exemplo deste fenômeno temos:
O Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo
2 elétrons) e o Oxigênio (O) sofrendo redução
(ganhando 2 elétrons).
Mg ++O =
O
Mg
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Outro exemplo é introduzirmos um fio de
zinco (Zn) em uma solução aquosa de
sulfato de cobre (CuSO4).
Verificamos, após certo tempo, que ocorre
a formação de um depósito de cobre e que a
solução aos poucos, vai deixando de ser
azul, que é característica dos íons Cu2+.
Zn(s) + Cu 2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Corrosão de um prego de ferro com fio
de cobre enrolado, em meio de agar
agar com ferroxil (hexacianoferrato
(III) de potássio, indicador de iões
ferro, e fenolftaleína, indicador de
iões hidróxido). Resultados após 3
dias. Devido à presença de cobre, o
ferro é corroído mais rapidamente por
sacrifício. O indicador é azul perto do
ferro, o que indica libertação de iões
ferro para o meio (oxidação do ferro zona anódica) e rosa perto do cobre, o
que indica a libertação de iões
hidróxido para o meio (redução do
oxigénio - zona catódica) (2).
Imagem: Ricardo Maçãs /
Creative Commons AttributionShare Alike 3.0 Unported.
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Podemos representar a reação pela seguinte equação
química:
Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2 (aq) + Cu(s)
Assim, temos as seguintes semirreações:
● Semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2(aq)+ 2 elétrons
● Semirreação de redução:
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s)
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Podemos notar que, devido à transferência de elétrons,
ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies
químicas. Essas cargas elétricas são denominadas
número de oxidação (Nox).
O conhecimento do número de oxidação é de grande
importância para o entendimento dos processos de
óxido-redução (3).
Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo.
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Número de Oxidação (Nox)
No caso dos compostos iônicos, chama-se
Número de Oxidação (Nox) a própria carga
elétrica do íon, ou seja, o número de elétrons
que o átomo realmente perdeu ou ganhou (4).
No MgO (óxido de magnésio)
Mg+2: Nox = +2
O-2: Nox = -2
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Nos compostos covalentes, não há um átomo
que perca e outro que ganhe elétrons, já que os
átomos estão apenas compartilhando elétrons.
Entretanto, podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os compostos
covalentes (5).
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Dizendo que:
Seria a carga elétrica teórica que o
átomo iria adquirir se houvesse quebra da
ligação covalente, ficando os elétrons com o
átomo mais eletronegativo (6).
F,O,N,Cl,Br,I,S,C,P,H
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Oxirredução (Regras do Nox)
Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro
é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em
consequência, atrai o par eletrônico covalente
para o seu lado.
δ+
H
Cl
H
δ-
Cl
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Se, por influência externa, houver uma ruptura
dessa ligação, é evidente que o par eletrônico
ficará com o cloro (7).
Então:
No HCℓ (ácido clorídrico)
H+1: Nox = +1
Cℓ-1: Nox =-1
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Oxirredução (Regras do Nox)
Dado o conceito de número de oxidação (Nox),
podemos ampliar o conceito de oxidação e
redução dizendo (8):
- Oxidação é a perda de elétrons ou aumento
do número de oxidação de um elemento.
- Redução é o ganho de elétrons ou diminuição
do número de oxidação de um elemento.
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Oxirredução (Regras do Nox)
Esquematicamente temos:
Oxidação
-7
-6 -5 -4 -3 -2
-1
0 1
Redução
2 3 4
5
6
7
Nox.
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Oxirredução (Regras do Nox)
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO Nox
É fácil calcular o Nox de um elemento que
aparece numa substância, sem que seja
necessário construir as fórmulas eletrônicas
dos compostos, usando as seguintes regras:
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Oxirredução (Regras do Nox)
1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância
simples é sempre zero.
Neste caso, como os átomos apresentam a mesma
eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação,
nenhum perde ou ganha elétrons (9).
Exemplos:
O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam
2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual
à sua própria carga.
K+
Nox: +1
Ba2+
+2
F–
–1
N3–
–3
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Oxirredução (Regras do Nox)
3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo
em seus compostos. (10)
Metais Alcalinos (1A)
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)
Nox = + 1
Exemplo: K2SO4.
Nox = + 1
Metais Alcalinos-terrosos (2A)
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)
Nox = + 2
Exemplo: CaO.
Nox = + 2
Zn (zinco)
Nox = + 2
Exemplo: ZnSO4.
Nox = + 2
Ag (prata)
Nox = + 1
Exemplo: AgCℓ.
Nox = + 1
Al (alumínio)
Nox = + 3
Exemplo: Aℓ2O3.
Nox = + 3
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H), nas
substâncias compostas, é geralmente +1.
Nox:
HBr
+1
H2SO4
+1
C6H12O6
+1
Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando
hidretos metálicos, seu Nox é -1 .
Nox:
NaH
–1
CaH2
–1
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Oxirredução (Regras do Nox)
5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria
dos seus compostos, é -2.
CO
H2O
H2SO4
C6H12O6
Nox: –2
–2
–2
–2
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é
mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2:
OF2
Nox: +2
Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1.
Nox:
Soma dos Nox:
H2O2
Na2O2
+1 -1
+1 -1
+2 -2
+2 -2
Zero
Zero
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = - 1, quando
formam compostos binários (2 elementos), nos quais
são mais eletronegativos (12).
Nox =
HCl
–1
MnBr2
–1
CF4
–1
7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos
constituintes de um composto iônico ou molecular é
sempre zero (13).
NaCl
HCl
CaO
CO
Nox:
+1 - 1
+1 - 1
+2 - 2
+2 - 2
Soma dos Nox:
Zero
Zero
Zero
Zero
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de
muitos outros elementos (14).
Exemplo 1:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:
H → Nox = +1
P → Nox = X
O → Nox = -2
H3
P
O4
3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0
X=+5
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Exemplo 2:
● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K2Cr2O7:
K → Nox = + 1
Cr → Nox = X
O → Nox = - 2
K2
Cr2
O7
2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0
X = + 6 (Nox do Cr).
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é
igual à carga do íon.
Exemplo 3:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7- 4 :
P → Nox = x
O → Nox = - 2
P2
O74-
2.X + 7.( - 2 ) = - 4
X = + 5 (Nox do P).
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Variação do Nox nas Reações de Óxido-redução
Observando o exemplo da reação entre o cobre (Cu) e a
solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) e
associando-o ao conceito de Nox, temos (15) :
● semirreação em que ocorre perda de elétrons é
denominada reação de oxidação.
● semirreação em que ocorre ganho de elétrons é
denominada reação de redução.
Cu
Nox
0
Cu2+ + 2ePerda de e-
+2
Oxidação
Aumento do Nox
2Ag+ + 2e-
+1
2 Ag
Ganho de eRedução
Diminuição do Nox
0
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Com isso, temos:
-O cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente
redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+),
provoca sua redução (16).
- Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como
agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre
(Cu), provocam sua oxidação.
Cu: perde elétrons
Sofre oxidação
Ag+: ganha elétrons
Sofre redução
Agente redutor
Agente Oxidante
Com isso, verificamos a importância das reações
redox e aprendemos as regras e mecanismos de
como calcular o número de oxidação (Nox) das
substâncias iônicas e moleculares.
Referência Bibliográfica:
FELTRE, Ricardo, Química. 6. ed. São Paulo: Moderna,
2004.
FLEURY. Eduardo; MORTIMER, A. H. Química, 2:
ensino médio. São Paulo: Scipione, 2010.
SALVADOR, Edgard; USBERCO, João. Química. Volume
único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002.
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