Conceito de reação de oxidação-redução

Definição

Reação de transferência de eletrões entre duas espécies químicas. Nesta reação estão envolvidos um redutor e um oxidante. Esta transferência de eletrões leva a uma variação do estado de oxidação das espécies envolvidas.

Oxidação	Transformação onde uma espécie cede eletrões. Há aumento do estado de oxidação
Redução	Transformação onde uma espécie ganha eletrões. Há diminuição do estado de oxidação

Nota: Não é possível ocorrer uma oxidação sem que haja uma redução simultânea. As duas transformações estão diretamente relacionadas.

Espécies envolvidas

Espécie oxidada ou agente redutor	Espécie que doa eletrões - sofre oxidação	Vai provocar a redução
Espécie reduzida ou agente oxidante	Espécie que vai recebe eletrões - sofre redução	Vai provocar a oxidação

A reação é caracterizada por uma equação genérica do tipo:

Física e Química A; Reações em sistemas aquosos; 11º Ano; Conceito de reação de oxidação-redução

Exemplo

Considera a seguinte reação:

$Zn\:(s)\:+\:Cu^{2+}\:(aq)\:\longrightarrow\:Zn^{2+}\:(aq)\:+\:Cu\:(s)$

A espécie $Zn$ apresenta uma carga nula, e após a reação é convertida em $Zn^{2+}$ , verificando-se que perdeu eletrões. Assim, a espécie foi oxidada: doou $2$ eletrões.

A espécie $Cu^{2+}$ apresentava uma carga $2+$ , evidenciando a possibilidade de receber eletrões. A espécie $Zn$ doou os seus eletrões, e a espécie $Cu^{2+}$ foi reduzida, sendo convertida em $Cu$ .

A espécie $Zn$ é o redutor, pois doou eletrões, e a espécie $Cu^{2+}$ é o oxidante, porque recebeu os referidos eletrões.

Número de oxidação

Número que identifica o estado de oxidação de uma espécie. A sua variação permite aferir acerca da oxidação ou redução da espécie. A soma de todos os números de oxidação de cada elemento de uma espécie é igual à carga da espécie.

Números de oxidação de elementos

Elementos	Número de oxidação (n.o.)	Exceção
Hidrogénio	$+1$	Em hidretos metálicos: $-1$
Metais alcalinos	$+1$	Em substâncias elementares: $0$
Metais alcalino-terrosos	$+2$	Em substâncias elementares: $0$
Halogéneos	$-1$	Em substâncias elementares: $0$
Oxigénio	$-2$	Em peróxidos: $-1$ Em superperóxidos: $-1/2$ Em fluoretos: $+2$ ou $+1$

Variação do número de oxidação

A partir da variação do número de oxidação de uma espécie é possível verificar se ocorre uma oxidação ou uma redução.

Oxidação	Redução
Aumento do n.o., $\Delta\:n.o.\:>0$	Diminuição do n.o., $\Delta\:n.o.\:<0$

Exemplo

Considera a seguinte reação de oxidação-redução:

$Fe \ (s) +Cl_2 \ (g) \rightarrow FeCl_3 \ (s)$

Identifica o agente oxidante e o agente redutor.

As substâncias elementares têm n.o. $0$ , pelo que ambos os reagentes estarão nesse estado de oxidação.

O ferro pode ter vários estados de oxidação, dependendo das condições a que é feita a reação. Assim, não é possível determiná-lo com base em nenhum valor tabelado.

O cloro, no entanto, quando em substâncias compostas, tem n.o. $-1$ .

Assim, sabes que:

$\Delta n.o.(Cl)=-1-0=-1$

$FeCl_3$ é neutro:

$n.o.(Fe)+3n.o.(Cl)=0\Leftrightarrow n.o.(Fe)+3\times(-1)=0 \Leftrightarrow n.o.(Fe)=+3$

Logo,

$\Delta n.o.(Fe)=+3-0=+3$

O cloro sofreu redução, porque o seu n.o. diminuiu - é o agente oxidante. O ferro sofreu oxidação, porque o seu n.o. aumentou - é o agente redutor.