17.2: Revisão da química redox

Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

• Descreva as características definidoras da química redox
• Identifique o oxidante e o redutor de uma reação redox
• Equações químicas de balanceamento para reações redox usando o método de meia reação

Como as reações envolvendo transferência de elétrons são essenciais para o tópico da eletroquímica, uma breve revisão da química redox é fornecida aqui, resumindo e estendendo o conteúdo de um capítulo de texto anterior (consulte o capítulo sobre estequiometria de reação). Os leitores que desejam uma revisão adicional podem consultar o capítulo de texto sobre estequiometria de reação.

Números de oxidação

Por definição, uma reação redox é aquela que acarreta mudanças no número de oxidação (ou estado de oxidação) de um ou mais dos elementos envolvidos. O número de oxidação de um elemento em um composto é essencialmente uma avaliação de como o ambiente eletrônico de seus átomos é diferente em comparação com os átomos do elemento puro. Por essa descrição, o número de oxidação de um átomo em um elemento é igual a zero. Para um átomo em um composto, o número de oxidação é igual à carga que o átomo teria no composto se o composto fosse iônico. Consequentemente a essas regras, a soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma molécula é igual à carga na molécula. Para ilustrar esse formalismo, exemplos das duas classes de compostos, iônica e covalente, serão considerados.

Compostos iônicos simples apresentam os exemplos mais simples para ilustrar esse formalismo, já que, por definição, os números de oxidação dos elementos são numericamente equivalentes às cargas iônicas. O cloreto de sódio, NaCl, é composto por cátions Na ⁺ e ânions Cl ⁻ e, portanto, os números de oxidação para sódio e cloro são +1 e −1, respectivamente. O fluoreto de cálcio, CaF ₂, é composto por cátions Ca ²⁺ e ânions F ⁻ e, portanto, os números de oxidação para cálcio e flúor são, +2 e −1, respectivamente.

Compostos covalentes exigem um uso mais desafiador do formalismo. A água é um composto covalente cujas moléculas consistem em dois átomos de H ligados separadamente a um átomo central de O por meio de ligações o−H covalentes polares. Os elétrons compartilhados que compreendem uma ligação O-H são mais fortemente atraídos pelo átomo O mais eletronegativo e, portanto, ele adquire uma carga negativa parcial na molécula de água (em relação a um átomo O no oxigênio elementar). Consequentemente, os átomos de H em uma molécula de água exibem cargas positivas parciais em comparação com os átomos de H no hidrogênio elementar. A soma das cargas positivas parciais negativas e parciais para cada molécula de água é zero e a molécula de água é neutra.

Imagine que a polarização de elétrons compartilhados dentro das ligações O−H da água estivesse 100% completa - o resultado seria a transferência de elétrons de H para O, e a água seria um composto iônico composto por ânions O ²⁻ e cátions H ⁺. Assim, os números de oxidação de oxigênio e hidrogênio na água são −2 e +1, respectivamente. Aplicando essa mesma lógica ao tetracloreto de carbono, CCl ₄, produz números de oxidação de +4 para carbono e −1 para cloro. No íon nitrato,${\text{NÃO}}_{{}_3}^{-}$, o número de oxidação do nitrogênio é +5 e o do oxigênio é −2, somando a carga 1− na molécula:

$$(1\text{N}\text{átomo})\left(\frac{+5}{\text{N}\text{átomo}}\right)+(3\text{O}\text{átomos})\left(\frac{\mathrm{-2}}{\text{O}\text{átomo}}\right)=\mathrm{+5}+\mathrm{-6}=\mathrm{-1}$$

Balanceamento de equações redox

A equação desequilibrada abaixo descreve a decomposição do cloreto de sódio fundido:

$$\text{NaCl}(l)⟶\text{Na}(l)+{\text{Cl}}_2(g)unb\mathrm{uma}l\mathrm{uma}nced$$

Essa reação satisfaz o critério de classificação redox, uma vez que o número de oxidação para Na é reduzido de +1 para 0 (ele sofre redução) e o de Cl é aumentado de -1 para 0 (sofre oxidação). A equação neste caso é facilmente balanceada por inspeção, exigindo coeficientes estequiométricos de 2 para o NaCl e Na:

$$\text{2 NaCl}(l)⟶2\text{Na}(l)+{\text{Cl}}_2(g)b\mathrm{uma}l\mathrm{uma}nced$$

As reações redox que ocorrem em soluções aquosas são comumente encontradas em eletroquímica, e muitas envolvem água ou seus íons característicos, H ⁺ (aq) e OH ⁻ (aq), como reagentes ou produtos. Nesses casos, equações que representam a reação redox podem ser muito difíceis de equilibrar por inspeção, e o uso de uma abordagem sistemática chamada método de meia-reação é útil. Essa abordagem envolve as seguintes etapas:

1. Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
2. Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
3. Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
4. Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
5. Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
6. Se necessário, multiplique uma ou ambas as meias-reações para que o número de elétrons consumidos em uma seja igual ao número produzido na outra.
7. Adicione as duas meias-reações e simplifique.
8. Se a reação ocorrer em um meio básico, adicione íons OH ⁻ a equação obtida na etapa 7 para neutralizar os íons H ⁺ (adicione números iguais aos dois lados da equação) e simplifique.

Os exemplos abaixo demonstram a aplicação desse método às equações de balanceamento para reações redox aquosas.

Exemplo 17.1

Equações de balanceamento para reações redox em soluções ácidas

Escreva a equação balanceada representando a reação entre cobre sólido e ácido nítrico para produzir íons aquosos de cobre (II) e gás monóxido de nitrogênio.

Solução

Seguindo as etapas do método de meia-reação:

1. Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
   $\text{oxidação:}\text{Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶\text{NÃO}(g)$
2. Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
   $\text{oxidação:}\text{Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶\text{NÃO}(g)$
3. Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
   $\text{oxidação:}\text{Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{2H}}_2\text{O}(\mathit{l})$
4. Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
   $\text{oxidação:}\text{Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{3H}}^{\text{+}}(\mathit{aq})+{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$
5. Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
   $\text{oxidação:}\text{Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{e}}^{\text{−}}$
   $\text{redução:}3{\text{e}}^{\text{−}}+3{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$
6. Se necessário, multiplique uma ou ambas as meias-reações para que o número de elétrons consumidos em uma seja igual ao número produzido na outra.
   $\text{oxidação (×3):}3\text{Cu}(s)⟶3{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+6\sout{2}{\text{e}}^{\text{−}}$
   $\text{redução (×2):}6\sout{3}{\text{e}}^{\text{−}}+6\sout{3}{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶2\text{NÃO}(g)+4\sout{2}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)$
7. Adicione as duas meias-reações e simplifique.
   $3\text{Cu}(s)+\sout{6}{\text{e}}^{\text{−}}+6{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶3{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+\sout{6}{\text{e}}^{\text{−}}+2\text{NÃO}(g)+4{\text{H}}_2\text{O}(l)$
   $3\text{Cu}(s)+6{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶3{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+2\text{NÃO}(g)+4{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)$
8. Se a reação ocorrer em um meio básico, adicione íons OH ⁻ a equação obtida na etapa 7 para neutralizar os íons H ⁺ (adicione números iguais aos dois lados da equação) e simplifique.
   Esta etapa não é necessária, pois a solução é estipulada como ácida.

A equação balanceada para a reação em uma solução ácida é então

$$3\text{Cu}(s)+6{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶3{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+2\text{NÃO}(g)+4{\text{H}}_2\text{O}(l)$$

Verifique seu aprendizado

A reação acima ocorre quando se usa ácido nítrico relativamente diluído. Se o ácido nítrico concentrado for usado, o dióxido de nitrogênio é produzido em vez do monóxido de nitrogênio. Escreva uma equação balanceada para essa reação.

Resposta:

$\text{Cu}(s)+2{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_3(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{NÃO}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$

Exemplo 17.2

Equações de balanceamento para reações redox em soluções básicas

Escreva a equação balanceada representando a reação entre o íon permanganato aquoso,${\text{Não}}_4{}^{\text{−}}$e hidróxido de cromo (III) sólido, Cr (OH) ₃, para produzir óxido de manganês (IV) sólido, MnO ₂ e íon cromato aquoso,${\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}$A reação ocorre em uma solução básica.

Solução

Seguindo as etapas do método de meia-reação:

1. Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
   $\text{oxidação:}{\text{Carro (OH)}}_3(s)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Não}}_2(s)$
2. Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
   $\text{oxidação:}{\text{Carro (OH)}}_3(s)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Não}}_2(s)$
3. Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
   $\text{oxidação:}{\text{H}}_2\text{O}(\mathit{l})+\text{Cr}(\text{OH}{)}_3(s)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)$
   $\text{redução:}{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Não}}_2(s)+2{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(\mathit{l})$
4. Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
   $\text{oxidação:}{\text{H}}_2\text{O}(l)+\text{Cr}(\text{OH}{)}_3(s)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+5{\text{H}}^{\text{+}}(\mathit{aq})$
   $\text{redução:}4{\text{H}}^{\text{+}}(\mathit{aq})+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Não}}_2(s)+2{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)$
5. Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
   $\text{oxidação:}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)+\text{Cr}(\text{OH}{)}_3(s)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+5{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+3{\text{e}}^{\text{−}}$
   $\text{redução:}3{\text{e}}^{\text{−}}+4{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Não}}_2(s)+2{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)$
6. Se necessário, multiplique uma ou ambas as meias-reações para que o número de elétrons consumidos em uma seja igual ao número produzido na outra.
   Essa etapa não é necessária, pois o número de elétrons já está em equilíbrio.
7. Adicione as duas meias-reações e simplifique.
   $\begin{array}{cc}\sout{{\text{H}}_2\text{O}(\mathit{l})}+{\text{Carro (OH)}}_3(s)+\sout{3{\text{e}}^{\text{−}}}+\sout{4{\text{H}}^{\text{+}}(\mathit{aq})}+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶\hfill & {\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+\sout{5}{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)\hfill \\ & +\sout{3{\text{e}}^{\text{−}}}+{\text{Não}}_2(s)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)\hfill \end{array}$
   $\text{Cr}{(\text{OH})}_3(s)+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Não}}_2(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$
8. Se a reação ocorrer em um meio básico, adicione íons OH ⁻ a equação obtida na etapa 7 para neutralizar os íons H ⁺ (adicione números iguais aos dois lados da equação) e simplifique.
   ${\text{OH}}^{\text{−}}(\mathit{aq})+{\text{Carro (OH)}}_3(s)+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathit{aq})+{\text{Não}}_2(s)+{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}(l)$
   ${\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Carro (OH)}}_3(s)+{\text{Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{CRo}}_4{}^{2-}(\mathrm{uma}q)+{\text{Não}}_2(s)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$

Verifique seu aprendizado

O íon permanganato aquoso também pode ser reduzido usando o íon brometo aquoso, Br ⁻, sendo os produtos dessa reação o óxido sólido de manganês (IV) e o íon bromato aquoso, BrO ₃ ⁻. Escreva a equação balanceada para essa reação que ocorre em um meio básico.

Resposta:

${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{2 MB Não}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Br}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶2{\text{Não}}_2(s)+{\text{BRo}}_3{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)$