Estados de oxidação do Vanádio

Nos seus compostos apresenta estados de oxidação +2, +3, +4 e +5.

A química redox do vanádio é muito interessante, pois o vanádio existe facilmente em quatro estados de oxidação diferentes: +5, +4, +3 e +2, correspondendo às configurações eletrônicas d⁰, d¹, d² e d³. Como um número de oxidação +5 para o íon vanádio, o íon vanadato incolor, [VO₄]^3-, existe em solução muito básica; em condições neutras, são formados ácidos conjugados, como o íon di-hidrogenovanadato amarelo-claro, [H₂VO₄]^-.

Um agente redutor, como o zinco metálico em solução ácida, pode ser utilizado para reduzir o vanádio(V) formando os íons caracteristicamente coloridos do vanádio em estados de oxidação mais baixos: Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2 e^-

A redução inicial do íon di-hidrogenovanadato pelo zinco metálico em solução ácida (ou por um agente redutor fraco, como o dióxido de enxofre) dá o íon vanadilo azul-escuro, VO²⁺ (com número de oxidação +4). Por simplicidade, escrevemos o íon na forma de VO²⁺, mas, de fato, ele é escrito mais precisamente como [VO(OH₂)₅]²⁺, porque cinco moléculas de água ocupam os outros sítions de coordenação:

[H₂VO₄]^-_(aq) + 4 H⁺ _(aq) + e^- → VO²⁺_(aq) + 3 H₂O_(l)

À medida que a redução prossegue, a cor azul-brilhante do íon vanadilo é substituída pela cor verde do íon hexaquavanádio(III), [V(OH₂)₆]³⁺ (ou V³⁺_(aq), por simplicidade):

VO²⁺_(aq) + 2 H⁺ _(aq) + e^- → V³⁺_(aq) + H₂O_(l)

Contanto que o ar seja excluído, uma redução adicional leva à formação do íon hexaquavanádio(II) lavanda, [V(OH₂)₆]²⁺

[V(OH₂)₆]³⁺_(aq) + e^- → [V(OH₂)₆]²⁺_(aq)

Tão logo esta solução é exposta ao ar, ela reoxida-se a íon vanádio(III) e, finalmente, a íon vanadilo.