Semirreações de oxidação e de redução, poder redutor e poder oxidante

Explicação

Durante uma reação de oxidação-redução, estas duas transformações ocorrem em simultâneo, sendo possível escrever uma reação para cada uma das transformações. Estas são chamadas de semirreações de oxidação e redução.

Semirreação de oxidação	$R\ \longrightarrow\ R^{n+}\ +\ n\ e^-$
Semirreação de redução	$O\ +\ n\ e^-\ \longrightarrow\ O^{n-}$

Exemplo

Considera a reação global:

$Zn\ (s)+2\ HCl\ (aq)\ \longrightarrow\ ZnCl_2\ (aq)+H_2\ (g)$

Se estudares a variação dos números de oxidação, podes verificar que o zinco foi oxidado, perdendo eletrões, assim, podes escrever a sua semirreação de oxidação:

$Zn (s)\ \longrightarrow\ Zn^{2+} (aq) + 2e^-$

Da mesma forma pode ser escrita a semirreação de redução, ou seja, o processo pelo qual o hidrogénio vai ganhar os eletrões cedidos pelo zinco:

$2H^+\ (aq)+\ 2e^-\ \longrightarrow\ H_2\ (g)$

Uma reação global de oxidação-redução pode ser escrita a partir das suas semirreações, podendo necessitar de acerto. Para tal aplica-se a Lei de Lavoisier e a conservação de carga. É necessário que se verifiquem as seguintes condições:

1. Conservação de massa (Lei de Lavoisier)	A massa de cada espécie mantém-se nos dois lados da equação
2. Conservação de carga	A carga total de cada lado da equação tem de ser a mesma
3. Número de eletrões envolvidos	O número de eletrões envolvido tem de ser o mesmo, tanto na semirreação de redução como na de oxidação

Se estas condições não forem verificadas, é necessário proceder ao acerto das equações, multiplicando as semirreações por números inteiros.

Exemplo

Considera as seguintes semirreações:

$(1)\ \ \ Al\ (s)\ \longrightarrow\ Al^{3+}\ (aq)\ +\ 3e^-\\(2)\ \ \ Cu^{2+}\ (aq)\ +\ 2e^-\ \longrightarrow\ Cu\ (s)$

Podes verificar que em ambas as reações existe conservação de massa e de carga, mas o número de eletrões envolvido não é o mesmo. Na semirreação $(1)$ existem $3$ eletrões envolvidos, enquanto que na semirreação $(2)$ existem apenas $2$ .

Assim, é necessário proceder ao acerto das reações.

$(1)\ \ \ 2\ \times(Al\ (s)\ \longrightarrow\ Al^{3+}\ (aq)\ +\ 3e^-) \Longrightarrow\ 2Al\ (s)\ \longrightarrow 2Al^{3+}\ (aq)\ +\ 6e^- \\(2)\ \ \ 3\ \times(Cu^{2+}\ (aq)\ +\ 2e^-\ \longrightarrow\ Cu\ (s))\ \Longrightarrow\ 3Cu^{2+}\ (aq)\ +\ 6e^-\ \longrightarrow\ 3Cu\ (s)$

Por fim, podes escrever equação global somando as duas semirreações:

$2Al\ (s)\ \longrightarrow 2Al^{3+}\ (aq)\ +\ 6e^- \\3Cu^{2+}\ (aq)\ +\ 6e^-\ \longrightarrow\ 3Cu\ (s)\\\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\_\\2Al\ (s)\ +\ 3Cu^{2+}\ (aq)\ +\ 6e^-\ \longrightarrow\ 3Cu\ (s)\ +\ 2Al^{3+}\ (aq)\ +\ 6e^-$

Repara que dos dois lados da equação tens $6e^-$ . Quando tens o mesmo número de eletrões em ambos os lados, podes simplificar a equação, e por fim obténs a equação global simplificada.

$2Al\ (s)\ +\ 3Cu^{2+}\ (aq)\ \longrightarrow\ 3Cu\ (s)\ +\ 2Al^{3+}\ (aq)$

Poder redutor e poder oxidante

O poder redutor é a facilidade com que uma espécie pode perder eletrões, ou seja, ser oxidada, provocando a redução. Então, o poder oxidante é a facilidade com que uma espécie pode ganhar eletrões, ou seja, ser reduzida, provocando a oxidação.

Exemplo

O $H^+$ pode ser reduzido a $H_2$ pelo $Zn$ , mas não pelo $Ag$ . Logo, o zinco tem maior poder redutor do que a prata, porque tem mais facilidade em doar os seus eletrões de modo a reduzir outra espécie.

Nota: A tendência que uma espécie tem para se oxidar é tanto maior quanto maior for o seu poder redutor.

A tendência que uma espécie tem para se reduzir é tanto maior quanto maior for o seu poder oxidante.

Para comparar o poder redutor de duas espécies é necessário usar como comparação o mesmo oxidante e as mesmas condições reacionais. A série eletroquímica é uma lista de espécies químicas ordenadas de acordo com o seu poder redutor ou oxidante.

Física e Química A; Reações em sistemas aquosos; 11º Ano; Semirreações de oxidação e de redução, poder redutor e poder oxidante

1. Poder oxidante crescente;

2. Poder redutor crescente

Reações ácido-metal

Em reações de oxidação-redução, um metal comporta-se como um redutor, uma vez que doa os seus eletrões, oxidando-se.

Quando um metal reage com um ácido, ocorre uma reação de oxidação-redução, em que o metal é oxidado e o ácido é reduzido, libertando-se hidrogénio gasoso.

Considerando um metal $M$ e um ácido $HA$ , as semirreações são dadas por:

Oxidação do metal	$M\ (s)\ \longrightarrow\ M^{n+}\ (aq)\ +\ n\ e^-$
Redução do protão	$2H^+\ (aq)\ +\ 2e^-\ \longrightarrow\ H_2\ (g)$