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Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução
1
EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO
1. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO
Antigamente:
Oxidação: combinação com o oxigénio.
Redução: perda de oxigénio.
Estes conceitos evoluíram e hoje com a Teoria Atómica, define-se Reacção
de Oxidação – Redução como uma reacção química em que ocorre
transferência de electrões.
Redução: ganha 2e–
Zn (s) + Cu2+
(aq) Zn2+
(aq) + Cu(s)
Oxidação: perde 2 e–
Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+
(aq) + 2e–
Semi–equação de redução: Cu2+
(aq) + 2e–
Cu(s)
Eq. Global de Oxidação-Redução Zn (s) + Cu2+
(aq) Zn2+
(aq) + Cu(s)
(Redox)
Assim,
O Zn é a espécie Redutora, porque:
– cede electrões
– sofre oxidação.
O Cu2+
é a espécie Oxidante, porque:
– capta electrões
– sofre redução.
Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução
2
2. NÚMEROS DE OXIDAÇÃO:
As reacções redox são fáceis de identificar, quando nela participam
espécies iónicas. Mas, nem sempre isso acontece, podendo ocorrer também
em espécies moleculares.
Ex:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
Nos compostos covalentes a transferência de electrões é apenas parcial,
então, os químicos desenvolveram uma notação própria, que atribui a cada
átomo um n.º capaz de descrever o seu estado de carga eléctrica.
Tal número é chamado de:
Número de Oxidação.
Carga que um átomo adquiriria, se os electrões, de cada
ligação, fossem atribuídos ao átomo mais electronegativo.
Ex: + –
H – Cl
+1 –1
Assim, podemos considerar:
Oxidação: Aumento do n.º de oxidação.
Redução: Diminuição do n.º de oxidação.
Reacção Redox: reacção em que ocorre variação do n.º de oxidação
( nox 0)
oxidação
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
0 0 +1 –1
redução
Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução
3
3. REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DOS NÚMEROS DE OXIDAÇÃO
– 0 número de oxidação de qualquer elemento no seu estado elementar é
zero. Ex.:
n.ox.(Zn) = 0; n.ox.(O2) = 0
– 0 número de oxidação dos metais alcalino e alcalino–terrosos, é
respectivamente +1 e +2.
– 0 número de oxidação dos halogéneos é geralmente –1, exceptuando os
casos em que estes se encontram ligados a átomos mais
electronegativos.
– 0 número de oxidação do hidrogénio é geralmente +1, exceptuando os
casos em que este se encontra ligado a átomos menos electronegativos.
Ex.: Hidretos iónicos - NaH (Na+
+ H–
).
n° de oxidação (Na) = +1
n.º de oxidação (H) = –1
– 0 número de oxidação do átomo de oxigénio é geralmente –2, excepto
nos peróxidos (02
2–
) em que é –1.
– A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa
molécula é igual a zero.
– A soma algébrica dos números da oxidação de todos os átomos num ião
é igual à carga do ião.
Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução
4
4. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO. AGENTE REDUTOR
E OXIDANTE, PARES CONJUGADOS.
Número de Oxidação 0 +2 +2 0
Equação Química Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+
+ Cu(s)
Aumento do n.º de oxidação:
Oxidação
Diminuição do n.º de Oxidação:
Redução
Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+
(aq) + 2e
Semi–equação de redução: Cu2+
(aq) + 2e–
Cu(s)
Eq. Global de Oxidação -Redução Zn (s) + Cu2+
(aq) Zn2+
(aq) + Cu(s)
(Redox)
Zn (s) + Cu2+
(aq) J Zn2+
(aq) + Cu(s)
Agente redutor
red1
Agente Oxidante
ox2
Agente Oxidante
ox1
Agente Redutor
red2
Pares conjugados de oxidação-redução são pares que envolvem uma mesma
espécie em estados de oxidação diferentes.
Cu2+
/Cu; Zn2+
/Zn
Notas: Oxidações e reduções ocorrem simultaneamente:
Na oxidação há cedência de electrões
o N° Ox. de uma espécie aumenta nox > 0
Na redução há captação de electrões
o N° Ox. de uma espécie diminui nox < 0
O agente oxidante oxida a outra espécie e, portanto, é reduzido.
O agente redutor reduz a outra espécie e, portanto, é oxidado.

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  • 1. Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução 1 EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO 1. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO Antigamente: Oxidação: combinação com o oxigénio. Redução: perda de oxigénio. Estes conceitos evoluíram e hoje com a Teoria Atómica, define-se Reacção de Oxidação – Redução como uma reacção química em que ocorre transferência de electrões. Redução: ganha 2e– Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) Oxidação: perde 2 e– Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e– Semi–equação de redução: Cu2+ (aq) + 2e– Cu(s) Eq. Global de Oxidação-Redução Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) (Redox) Assim, O Zn é a espécie Redutora, porque: – cede electrões – sofre oxidação. O Cu2+ é a espécie Oxidante, porque: – capta electrões – sofre redução.
  • 2. Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução 2 2. NÚMEROS DE OXIDAÇÃO: As reacções redox são fáceis de identificar, quando nela participam espécies iónicas. Mas, nem sempre isso acontece, podendo ocorrer também em espécies moleculares. Ex: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) Nos compostos covalentes a transferência de electrões é apenas parcial, então, os químicos desenvolveram uma notação própria, que atribui a cada átomo um n.º capaz de descrever o seu estado de carga eléctrica. Tal número é chamado de: Número de Oxidação. Carga que um átomo adquiriria, se os electrões, de cada ligação, fossem atribuídos ao átomo mais electronegativo. Ex: + – H – Cl +1 –1 Assim, podemos considerar: Oxidação: Aumento do n.º de oxidação. Redução: Diminuição do n.º de oxidação. Reacção Redox: reacção em que ocorre variação do n.º de oxidação ( nox 0) oxidação H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 0 0 +1 –1 redução
  • 3. Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução 3 3. REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DOS NÚMEROS DE OXIDAÇÃO – 0 número de oxidação de qualquer elemento no seu estado elementar é zero. Ex.: n.ox.(Zn) = 0; n.ox.(O2) = 0 – 0 número de oxidação dos metais alcalino e alcalino–terrosos, é respectivamente +1 e +2. – 0 número de oxidação dos halogéneos é geralmente –1, exceptuando os casos em que estes se encontram ligados a átomos mais electronegativos. – 0 número de oxidação do hidrogénio é geralmente +1, exceptuando os casos em que este se encontra ligado a átomos menos electronegativos. Ex.: Hidretos iónicos - NaH (Na+ + H– ). n° de oxidação (Na) = +1 n.º de oxidação (H) = –1 – 0 número de oxidação do átomo de oxigénio é geralmente –2, excepto nos peróxidos (02 2– ) em que é –1. – A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa molécula é igual a zero. – A soma algébrica dos números da oxidação de todos os átomos num ião é igual à carga do ião.
  • 4. Módulo Q5 Equilíbrio de Oxidação–Redução 4 4. REACÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO. AGENTE REDUTOR E OXIDANTE, PARES CONJUGADOS. Número de Oxidação 0 +2 +2 0 Equação Química Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ + Cu(s) Aumento do n.º de oxidação: Oxidação Diminuição do n.º de Oxidação: Redução Semi–equação de oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e Semi–equação de redução: Cu2+ (aq) + 2e– Cu(s) Eq. Global de Oxidação -Redução Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) (Redox) Zn (s) + Cu2+ (aq) J Zn2+ (aq) + Cu(s) Agente redutor red1 Agente Oxidante ox2 Agente Oxidante ox1 Agente Redutor red2 Pares conjugados de oxidação-redução são pares que envolvem uma mesma espécie em estados de oxidação diferentes. Cu2+ /Cu; Zn2+ /Zn Notas: Oxidações e reduções ocorrem simultaneamente: Na oxidação há cedência de electrões o N° Ox. de uma espécie aumenta nox > 0 Na redução há captação de electrões o N° Ox. de uma espécie diminui nox < 0 O agente oxidante oxida a outra espécie e, portanto, é reduzido. O agente redutor reduz a outra espécie e, portanto, é oxidado.