17.2: Revisão da química redox

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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, ${NÃO}_{_{3}}^{-}$ , o número de oxidação do nitrogênio é +5 e o do oxigênio é −2, somando a carga 1− na molécula:

(1 N átomo) (\frac{+ 5}{N átomo}) + (3 O átomos) (\frac{−2}{O átomo}) = +5 + −6 = −1

Balanceamento de equações redox

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

NaCl (l) ⟶ Na (l) + {Cl}_{2} (g) u n b uma l uma n c e d

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:

2 NaCl (l) ⟶ 2 Na (l) + {Cl}_{2} (g) b uma l uma n c e d

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:

Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
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.
Adicione as duas meias-reações e simplifique.
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:

Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
$oxidação: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q)$
$redução: {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ NÃO (g)$
Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
$oxidação: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q)$
$redução: {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ NÃO (g)$
Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
$oxidação: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q)$
$redução: {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ NÃO (g) + {2H}_{2} O (l)$
Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
$oxidação: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q)$
$redução: {3H}^{+} (aq) + {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ NÃO (g) + {2H}_{2} O (l)$
Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
$oxidação: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q) + 2 e^{−}$
$redução: 3 e^{−} + 3 H^{+} (uma q) + {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ NÃO (g) + {2H}_{2} O (l)$
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.
$oxidação (×3): 3 Cu (s) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (uma q) + 62 e^{−}$
$redução (×2): 63 e^{−} + 63 H^{+} (uma q) + 2 {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ 2 NÃO (g) + 42 H_{2} O (l)$
Adicione as duas meias-reações e simplifique.
$3 Cu (s) + 6 e^{−} + 6 H^{+} (uma q) + 2 {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (uma q) + 6 e^{−} + 2 NÃO (g) + 4 H_{2} O (l)$
$3 Cu (s) + 6 H^{+} (uma q) + 2 {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (uma q) + 2 NÃO (g) + 4 H_{2} O (l)$
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 Cu (s) + 6 H^{+} (uma q) + 2 {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (uma q) + 2 NÃO (g) + 4 H_{2} 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:

$Cu (s) + 2 H^{+} (uma q) + 2 {NÃO}_{3} (uma q) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q) + 2 {NÃO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)$

Exemplo 17.2

Equações de balanceamento para reações redox em soluções básicas

Escreva a equação balanceada representando a reação entre o íon permanganato aquoso,

{Não}_{4}^{−}

e hidróxido de cromo (III) sólido, Cr (OH) ₃, para produzir óxido de manganês (IV) sólido, MnO ₂ e íon cromato aquoso,

{CRo}_{4}^{2−}

A reação ocorre em uma solução básica.

Solução

Seguindo as etapas do método de meia-reação:

Escreva equações esqueléticas para as meias-reações de oxidação e redução.
$oxidação: {Carro (OH)}_{3} (s) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q)$
$redução: {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {Não}_{2} (s)$
Equilibre cada meia-reação para todos os elementos, exceto H e O.
$oxidação: {Carro (OH)}_{3} (s) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q)$
$redução: {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {Não}_{2} (s)$
Equilibre cada meia-reação para O adicionando H ₂ O.
$oxidação: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q)$
$redução: {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {Não}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
Equilibre cada meia-reação para H adicionando H ⁺.
$oxidação: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q) + 5 H^{+} (aq)$
$redução: 4 H^{+} (aq) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {Não}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
Equilibre cada meia reação para obter carga adicionando elétrons.
$oxidação: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q) + 5 H^{+} (uma q) + 3 e^{−}$
$redução: 3 e^{−} + 4 H^{+} (uma q) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {Não}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
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.
Adicione as duas meias-reações e simplifique.
$\begin{matrix} H_{2} O (l) + {Carro (OH)}_{3} (s) + 3 e^{−} + 4 H^{+} (aq) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ & {CRo}_{4}^{2−} (uma q) + 5 H^{+} (uma q) \\ + 3 e^{−} + {Não}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l) \end{matrix}$
$Cr {(OH)}_{3} (s) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q) + H^{+} (uma q) + {Não}_{2} (s) + H_{2} O (l)$
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.
${OH}^{−} (aq) + {Carro (OH)}_{3} (s) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {CRo}_{4}^{2−} (uma q) + H^{+} (uma q) + {OH}^{−} (aq) + {Não}_{2} (s) + H_{2} O (l)$
${OH}^{−} (uma q) + {Carro (OH)}_{3} (s) + {Não}_{4}^{−} (uma q) ⟶ {CRo}_{4}^{2 -} (uma q) + {Não}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$

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:

$H_{2} O (l) + {2 MB Não}_{4}^{−} (uma q) + {Br}^{−} (uma q) ⟶ 2 {Não}_{2} (s) + {BRo}_{3}^{−} (uma q) + 2 {OH}^{−} (uma q)$