Bibliografia
Introdução
Conceitos históricos de oxidação e de redução
Conceitos Básicos: Agente Redutor, Agente Oxidante, Reduzir, Oxidar, Redução e Oxidação
Número de Oxidação. Regras para determinação do número
Regras para a determinação do número de oxidação
Pares Conjugados Redox
Método das Semi-Equações
Conclusão
Bibliografia
Introdução
Conceitos históricos de oxidação e de redução
Posteriormente, o conceito clássico foi ampliado.
Conceitos
Básicos: Agente Redutor, Agente Oxidante, Reduzir, Oxidar, Redução e Oxidação
Número
de Oxidação. Regras para determinação do número
Regras
para a determinação do número de oxidação
Pares
Conjugados Redox
Método
das Semi-Equações
Conclusão
Bibliografia
- AFONSO, Amadeu, VILANCULOS Anastácio, Q12-quimica 12ª classe, Texto Editores, Maputo, 2009
- SIMÕES, Teresa Sobrino, QUEIRÓS, Alexandre, SIMÕES, Maria Otilde, Química 12ª classe, Plural Editores, Maputo, 2014
Introdução
Conceitos históricos de oxidação e de redução
Conceitos Básicos: Agente Redutor, Agente Oxidante, Reduzir, Oxidar, Redução e Oxidação
Número de Oxidação. Regras para determinação do número
Regras para a determinação do número de oxidação
Pares Conjugados Redox
Método das Semi-Equações
Conclusão
Bibliografia
Introdução
Afirma-se que a razão da queima de certos metais e gases era a presença do flogisto e que a palavra “flogisto” vinha do grego quer significa “inflamável”. Segundo George stahl
(1659-1734) Notou-se que os não metais também “ganhavam” grande quantidade de peso quando queimados com ar. Antoine Lavoisier (1743-1794).
Deste modo, neste trabalho tem-se como objectivo geral abordar as Reacções Redox e Eletroquímica. Assim sendo, partira-se do conceito histórico, básico, conceito básico numérico de oxidação e por fim pares conjugados redox.
Conceitos históricos de oxidação e de redução
A evolução dos conceitos de oxidação e de redução ao longo da história foi semelhante a dois conceitos de ácido de base que, em vez de negarem as teorias anteriores, as aplicaram e generalizaram.
George Ernest Stahl (1659-1734) (médico
e químico alemão conhecido como o chefe de doutrina flogística da altura)
explicava que a razão da queima de certos metais e gases era a presença do flogisto.
A palavra “flogisto” vinha do grego que significava “inflamável”. Estabeleceu
uma relação para a “queima” dos metais.
Metal → calcinado + flogisto e,
inversamente, calcinado + flogisto →
metal
Nota:
Stahl não
deveria estar certo quando fazia sair o flogisto, pois não podia explicar o
aumento do peso, já observado por jean Rey no início do séc. XVII. Mais tarde,
outros cientistas provaram que a teoria de flogisto estava incorreta, mas não
deixaram de reconhecer que ela fora a mola de arranque para a descoberta dos
mistérios da combustão.
Só em 1772 é que
Antoine Lavoisier (1743-1794) notou
que os não metais também “ganhavam” grande quantidade de peso quando queimados
com ar (o fósforo, por exemplo, aumentava de um factor 2,3). Lavoisier propôs o nome do oxigénio (literalmente, “gerador de ácido”) para a substancia que era absorvida do ar
quando de uma combustão; escolheu esta designação porque os produtos da
combustão dos não-metais, tal como o fósforo, são ácidos quando dissolvidos em
água.
P4(S)+5
O2(g) → P4O10(S)
P4O10(S)
+ 6 H2O (l) → 4 H3PO4(aq)
Desde que a teoria de Lavoisier foi aceite, o químicos começaram a
descrever qualquer reação entre o
oxigénio gasoso e um elemento ou um composto como uma oxidação:
·
A reação entre
o magnésio metálico e o dioxigénio,
por exemplo, para formar o óxido de magnésio envolve a oxidação de magnésio.
2
Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
·
O termo redução vem do latim e significa "voltar
para trás”. Assim, qualquer reação que conduzisse novamente ao magnésio
metálico envolveria uma redução: a reação entre o óxido de magnésio e o carbono
à temperatura de 2000ºC, por exemplo, originava o magnésio metálico e o
monóxido de carbono.
MgO(s)
+ C(s) → Mg(s) + CO(g)
Após a descoberta dos eletrões, os
químicos chegaram a conclusão de que as
reações de oxidação-redução envolvem a transferência de uma partícula para
outra (átomo ou iões).
Actualmente diz-se:
Como os electrões nem são criados,
nem destruídos uma reação química, a
oxidação e a redução tem de estar associadas e o número de electrões perdido
por uma espécie tem de ser igual ao número de electrões ganho pela outra.
Conceitos
Básicos: Agente Redutor, Agente Oxidante, Reduzir, Oxidar, Redução e Oxidação
Reações redox: são reações em que há mudança de número de oxidação
(nox) de um ou mais elementos.
Nota: A designação “Reações Redox”
tem vindo actualmente a ser substituída pela designação “Reações de
oxidação-redução”.
Oxidação – corresponde a perda
de electrões por uma espécie química numa reação e, por consequência, à
ocorrência de um aumento de nox
dessa espécie.
Redução – Corresponde ao ganho
de electrões por uma espécie química numa reação e, por consequência, à
ocorrência de uma diminuição de nox
dessa espécie.
- O Ferro, Fe, sofreu oxidação pois perdeu 3 e (o seu nox variou de 0 para + 3). No entanto, o oxigénio, O, sofreu redução, pois ganhou 2 e- (o seu nox variou de 0 para -1
- O nitrogénio ou azoto, N, sofreu oxidação, pois perdeu 5 e (seu nox variou de + 3 para - 2). No entanto, o xigénio, O, sofreu redução, pois ganhou 2 e (o seu nox variou de 0 para -2).
Agente redutor ou espécie oxidada é a espécie química que provoca a redução (ganho de
electrões). Assim, o agente redutor é a
espécie que contem o elemento que sofre oxidação (perde electrões).
Agente oxidante ou espécie reduzida é a espécie química que provoca a oxidação (perda de electrões). Assim, o agente oxidante é a espécie que contém o
elemento que sofre redução (ganha electrões).
Agente redutor: Fe Agente
redutor: NH3
Agente oxidante: O2 Agente
oxidante: O2
Numa reação redox acertada o número total de electrões perdidos pelo
elemento (
) que sofreu oxidação é sempre igual ao totak de electrões recebidos () pelo elemento que sofre redução.
) que sofreu oxidação é sempre igual ao totak de electrões recebidos () pelo elemento que sofre redução.
Número
de Oxidação. Regras para determinação do número
- A Compostos iónicos
Relação entre o número de
oxidação e a verdadeira carga do ião.
Como já se
referiu, os termos iónica e covalente descrevem as situações extremas de uma
ligação iónica química, que raramente se encontra nestes estados tão “poucos”;
mesmo o “mais iónico” dos compostos contém sempre algum carácter covalente.
No entanto, quando
se estuda a oxidação-redução, é útil pensar nos compostos iónicos como contendo
iões positivos e iões negativos.
A química d óxido de magnésio, por
exemplo, é fácil de compreender se for assumido que MgO conté iões Mg2+
e O2– e que a carga de cada
um dos iões corresponde ao seu número de oxidação.
- B Compostos Covalentes
No caso das moléculas covalentes, em que a unidade
estrutural não é o ião, é necessário estabelecer um compromisso entre o
modelo de oxidação-redução já apresentado e a assunção de que naqueles
compostos, os átomos adquirem uma carga
como se de iões se tratassem – estado de oxidação.
·
Por definição, o estado de oxidação de um átomo é a carga transportada pelo átomo se
o composto fosse puramente iónico.
Regras
para a determinação do número de oxidação
O número de
oxidação de um átomo no estado elementar é zero.
Exemplo: em 2
e 
têm ambos número de oxidação 0 (zero).
em 2
e têm ambos número de oxidação 0 (zero).
Número
de oxidação de um ião monoatómico é igual à sua própria carga.
Exemplo:
No composto Na, Na tem um número de
oxidação +1 e tem –1
, Na tem um número de
oxidação +1 e tem –1
Os
metais do grupo 1 têm número de oxidação +1 e os do grupo 2 têm +2 e o A
tem +3.
tem +3.
Exemplo: O sódio, potássio,
etc., têm número de oxidação +1; o magnésio, o cálcio, etc., têm +2.
Os
halogéneos (elementos do grupo 17), quando formam iões negativos, têm número de
oxidação –1.
Exemplo: em Na tem número de oxidação –1.
em Na tem número de oxidação –1.
O
número de oxidação do hidrogénio num composto é +1, excepto nos hidretos
(compostos que o hidrogénio forma com os metais dos elementos representativos),
que é –1.
Exemplo: É + 1 em H2O
mas é –1 em NaH (hidreto de sódio)
O
número de oxidação do oxigénio num composto é –2, excepto nos peróxidos, que é
–1, e em OF2, que é +2.
Exemplo:
Em H2O o oxigénio tem número de oxidação –2 e em H2O2
tem –1.
A
soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um
composto é zero.
Exemplo: A somo dos números
dos números de oxidação de Na e de em Na é 0.
em Na é 0.
A
somo algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um ião
poliatómico é igual à carga do ião.
Exemplo: No ião sulfato, 
, a soma dos números de
oxidação do enxofre e dos quatro átomos de oxigénio é igual a –2. Como o número
de oxidação do oxigénio é –2, o do enxofre será +6.
, a soma dos números de
oxidação do enxofre e dos quatro átomos de oxigénio é igual a –2. Como o número
de oxidação do oxigénio é –2, o do enxofre será +6.
Pares
Conjugados Redox
É o conjunto de
espécies químicas que podem transformar-se no gano ou perda de electrões.
Exemplo: A → A+ + e–
Na
→ Na+ + e–
Numa reação Redox ocorre simultaneamente
dois processos o de oxidação e redução que se escreve através das
semi-equações.
Um par conjugado redox escreve-se
redutor oxidante.
Exemplo: Fe → Fe+2 + 2e–
Fe/Fe+2
H2/2H+
Método
das Semi-Equações
O método das
semi-equações é também conhecido por método iónico-molecular ou método
ião-electrão. É o método mais usual para acertar equações iónicas que sejam
redox. Para tal obedecem-se às seguintes etapas:
1º. Escrevem-se
as substâncias muito ionizáveis (electrólitos fortes) na forma iónica, enquanto
que as substancias pouco ionizáveis (electrólitos fracos), bem como as
substâncias insolúveis, permanecem na forma molecular.
2º. Escreve-se
as semi-equações de oxidação e de redução, destacando-se somente os iões e
moléculas que sofrem variação de nox.
3º. Dependendo
do meio em que ocorra a reação, teremos:
a) Em
meio ácido: adiciona-se H+ no membro da semi-equação onde houver
predominância de átomos de oxigénio e, no membro oposto, coloca-se moléculas de
água.
b) E
meio básico: adiciona-se OH– no membro da semi-equação onde houver
predominância de átomos de oxigénio e, no membro oposto, coloca-se a água.
c) Em
meio básico: adiciona-se OH+ nem OH–
4º. Acerta-se
cada semi-equação, átomo por átomo.
5º. Acrescenta-se
nas semi-equações os electrões envolvidos em cada transformação. E faz-se valer
o princípio de que «o número de electrões perdido é igual ao número de
electrões ganhos».
6º. Somando
membro e simplificando os iões e moléculas comuns aos dois membros, tem-se a
equação acertada.
Nota: Geralmente o primeiro passo tem
sido omitido visto que as equações tem sido dadas já na forma iónica-molecular.
Conclusão
Fim do trabalho,
concluiu-se que as expressões iónica e covalente descrevem as situações
extremas de uma ligação iónica química, que raramente se encontra nestes
estados tão “poucos”; mesmo o “mais iónico” dos compostos contem sempre algum
carácter covalente.
Como os
electrões nem são criados, nem destruídos uma reacção química, a oxidação e a
redução tem de estar associado e o número de eletrões perdido por uma espécie
tem de ser igual ao número de electrões perdido por uma espécie tem de ser
igual ao numero de electrões ganho pela outra.
Contatou-se
também que o método mais usual para acertar equação iónica que sejam redox é o
método das semi-equação é também conhecido por método iónico-molecular ou
método ião-electão.
Bibliografia
- AFONSO, Amadeu, VILANCULOS Anastácio, Q12-quimica 12ª classe, Texto Editores, Maputo, 2009
- SIMÕES, Teresa Sobrino, QUEIRÓS, Alexandre, SIMÕES, Maria Otilde, Química 12ª classe, Plural Editores, Maputo, 2014
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