Reação de Oxirredução

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Físico-Química 
 
 
 Reação de Oxirredução e NOx 
 
 
 
Prof: Gierdson Santos 
 
 
 
 
 
Eai galera, tudo bem com vocês ? Eu 
espero que sim, estão prontos para darmos 
início a mais um novo assunto da 
físico-química ? 
Bem, para esse assunto eu vou estar 
passando alguns vídeos curtinhos explicando a 
resolução de exercícios e também um pouco 
mais sobre os conceitos que eu sei que são um 
pouquinho complicados. Mas sem mais 
enrolação, vamos começar ? 
 
Então, bora lá… 
 
Reação de Oxirredução e NOx 
 
Um átomo se une a outro por meio da 
eletrosfera, formando, assim, as ligações 
químicas. Essas ligações podem se dar por 
compartilhamento ou por transferência de 
elétrons. 
Em uma reação química, as ligações 
(ou algumas das ligações) dos reagentes são 
quebradas para dar origem a novas ligações no 
produto. Quando essa quebra ocorre com 
transferência de elétrons, dizemos que a reação 
química é de oxirredução ou redox. 
 
Reação de oxirredução ⇒ é toda reação química 
em que há transferência de elétrons. 
 
OXIDAÇÃO 
 
Antigamente, o termo oxidação era 
relacionado à reação com o oxigênio, e oxidar 
era transformar-se em um óxido. 
 
 
 
 
 
 
Atualmente, oxidar significa perder 
elétrons. 
Quanto menor for a eletronegatividade 
de um elemento, maior será sua tendência a 
oxidar. 
Observe a fila parcial de 
eletronegatividade: 
 
Quanto mais à direita estiver o 
elemento nessa fila, maior será sua tendência a 
oxidar. 
Na formação da ligação iônica entre 
potássio e flúor, há transferência de elétrons e 
formação de íons. 
 
O potássio, por ser o elemento de 
menor eletronegatividade, perde o elétron e 
sofre oxidação; e o flúor, ao receber o elétron, 
sofre o fenômeno contrário, denominado 
redução. 
 
REDUÇÃO 
 
Antigamente, o termo redução 
significava “retorno ao estado inicial”. 
Atualmente, reduzir significa ganhar 
elétrons. 
Veja: 
 
 
 
 
Ao invertermos essa equação, o 
potássio volta à forma inicial, mas isso só é 
possível porque o flúor “devolve” o elétron 
que o potássio havia perdido. 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOx) 
 
É o número de elétrons perdidos ou 
recebidos quando : 
 
A. um átomo realiza uma ligação iônica; 
 
B. há a quebra de todas as ligações covalentes, 
realizadas pelo átomo, ficando os elétrons com 
o átomo mais eletronegativo. 
 
Exemplo 
 
No composto FeO, ferro e oxigênio realizam 
ligações iônica. 
 
eF 2+ O 2− 
 
Para o ferro NOx = + 2 ⇒ 
perdeu 2 elétrons = Oxidou-se 
 
Para o Oxigênio NOx = - 2 ⇒ 
ganhou 2 elétrons = Reduziu-se 
 
Vejamos alguns exemplos de NOx nos 
compostos moleculares: 
 
1. (Hidrogênio) H2 
 
 
 
Como não há diferença de 
eletronegatividade entre os ligantes, se houver 
a quebra, ela tende a ser homolítica. 
 
 
 
 
O NOx = 0, ambos exercem a mesma força de 
atração sobre o par de elétrons. 
 Isso é verificado em toda substância simples, 
NOx = 0. 
 
Exemplos: Cl 2 , N 2 , O 2 , F 2 
 
2. (Metano) H C 4 
 
 
Como o carbono é mais 
eletronegativo, com a quebra das ligações, seu 
NOx será –4, enquanto cada hidrogênio terá 
NOx = +1. 
 
3. (Ácido Nítrico) NOH 3 
 
 
 
 
 
 
 
Se quebrarmos todas as ligações, o 
oxigênio, que é o elemento mais 
eletronegativo, irá ganhar todos os elétrons 
compartilhados. Sendo assim, 
 
H ⇒ NOx = +1 
N ⇒ NOx = +5 
O ⇒ NOx = –2 
 
OBS: Cada oxigênio ganhou 2 elétrons. 
 
4. (Diclorometano) H ClC 2 2 
 
O carbono ganharia 2 elétrons, um de 
cada hidrogênio, porém perderia 2 elétrons, 
um para cada cloro. Sendo assim, 
 
 
 
H ⇒ NOx = +1 
C ⇒ NOx = 0 
Cl ⇒ NOx = –1 
 
5. (Ácido propanóico) H OC3 6 2 
 
REGRAS PRÁTICAS PARA A 
DETERMINAÇÃO DO NOX 
 
Alguns elementos aparecem sempre 
com o mesmo NOx em quaisquer substâncias 
que formarem. A tabela a seguir apresenta o 
NOx de cada um desses elementos. De posse 
desses valores, podemos calcular o NOx dos 
demais elementos de um composto. Tabela 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOx MÁXIMO E MÍNIMO 
 
Alguns elementos possuem NOx 
variáveis, pois seus valores dependem da 
eletronegatividade e da quantidade de átomos 
que estão ligados a eles tomemos, como 
exemplo, cloro: 
 
Dependendo da substância, o cloro 
adquire NOx mínimo –1 e NOx máximo +7. 
Para qualquer átomo, o NOx poderá 
variar de, no mínimo, –7 a, no máximo, +7. 
Para os elementos das colunas A da 
tabela periódica, o NOx máximo é dado pelo 
número da coluna e o NOx mínimo pelo 
número da coluna menos oito unidades. 
 
NOx máximo = número de coluna 
NOx mínimo = (n° da coluna) – 8 
 
Veremos na tabela abaixo: 
 
As famílias IA (1), IIA (2) e IIIA (3) 
não poderão ter NOx mínimos –7, –6 e –5, 
respectivamente, pois possuem baixa 
eletronegatividade, o que impossibilita o 
ganho de elétrons. 
A coluna VIIIA (18) não foi citada, 
pois possui a camada de valência completa, 
não devendo haver ganho ou perda de elétrons 
em condições normais. 
 
AGENTES OXIDANTES E REDUTORES 
 
Observando uma reação de 
oxirredução, vamos verificar os elementos que 
sofreram oxidação e redução. 
Da reação citada, o cobre recebeu dois 
elétrons, diminuiu o seu NOx e, então, sofreu 
redução. O zinco perdeu 2 elétrons, aumentou 
o seu NOx e, então, sofreu oxidação. 
Porém, surge uma pergunta: Qual foi o 
elemento que provocou ou promoveu a 
redução do cobre? A resposta é simples: O 
zinco, que, ao perder dois elétrons, possibilitou 
que o cobre os recebesse. A esse elemento que 
promove a redução de um outro damos o nome 
de agente redutor ou, simplesmente, redutor. 
Fazendo uma análise similar, o cobre é 
o agente oxidante do zinco. 
 
OBS : Os conceitos de oxidante e de redutor 
não são exclusivos dos elementos químicos. 
Esses conceitos podem ser estendidos às 
substâncias que possuem os átomos que 
oxidam ou reduzem. 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
Agente oxidante: ⇒ substância que nOM 2 
contém o elemento (Mn), o qual provoca a 
oxidação do cloro. 
 
Agente redutor: HCl ⇒ substância que 
contém o elemento (Cl), o qual provoca a 
redução do manganês. 
 
………………………………………….. 
 
Tranquilo ? 
 
Qualquer dúvida deixem nos comentários. 
Nunca parem de estudar, continuem 
acreditando nos seus sonhos, pois eles podem 
ser tornar reais. 
 
Um forte abraço e até a próxima aula.