Reações redox

O que são reações redox?

Em química , é conhecido como reações redox, reações de redução de óxido ou reações de redução-oxidação a reações químicas em que ocorre uma troca de elétrons entre os átomos ou moléculas envolvidas.

Essa troca se reflete na mudança do estado de oxidação dos reagentes. O reagente que cede os elétrons sofre oxidação e o que os recebe, redução.

O estado de oxidação indica o número de elétrons que um átomo de um elemento químico desiste ou aceita quando faz parte de uma reação química . Também pode ser interpretado como a suposta carga elétrica que um determinado átomo teria se todas as suas ligações com outros átomos fossem completamente iônicas. É também chamado de número de oxidação ou valência .

O estado de oxidação é expresso em números inteiros , sendo o estado de oxidação zero para os elementos neutros. Assim, pode assumir valores positivos ou negativos dependendo do tipo de átomo e da reação da qual participa. Por outro lado, alguns átomos têm estados de oxidação variáveis ​​dependendo da reação em que estão envolvidos.

Saber determinar corretamente o estado ou número de oxidação de cada átomo em um composto químico é essencial para entender e analisar as reações redox. Existem certas regras que permitem calcular seus valores:

• O número de oxidação de elementos ou moléculas neutras é zero. Por exemplo: metais sólidos (Fe, Cu, Zn …), moléculas (O ₂ , N ₂ , F ₂ ).
• Os íons compostos por um único átomo com número de oxidação igual à sua carga. Por exemplo: Na ⁺ , Li ⁺ , Ca ²⁺ , Mg ²⁺ , Fe ²⁺ , Fe ³⁺ , Cl ^– .
• O flúor sempre tem um estado de oxidação -1 porque é o elemento mais eletronegativo que existe (F ^– ).
• O hidrogênio sempre tem número de oxidação +1 (H ⁺ ), com exceção dos hidretos metálicos (hidreto de potássio, KH), onde possui número de oxidação -1 (H ^– ).
• O oxigênio tem número de oxidação -2, com algumas exceções:
  • Quando forma compostos com o flúor, tem um número de oxidação de 2+. Por exemplo: difluoreto de oxigênio (OF ₂ ).
  • Quando forma peróxidos, tem número de oxidação -1 (O ₂ ^2- ). Por exemplo: peróxido de hidrogênio (H ₂ O ₂ ), peróxido de sódio (Na ₂ O ₂ ).
  • Quando forma superóxidos, tem número de oxidação ½ (O ₂ ^– ). Por exemplo: superóxido de potássio (KO ₂ ).
• A soma algébrica dos números de oxidação dos átomos que constituem um composto neutro é zero.
• A soma algébrica dos números de oxidação dos átomos que constituem um íon poliatômico é igual à carga do íon. Por exemplo: o ânion sulfato (SO ₄ ^2- ) possui número de oxidação -2, que é igual à soma dos números de oxidação do enxofre e do oxigênio, cada um multiplicado pela quantidade de cada átomo no composto, neste caso, tem um átomo de enxofre e quatro átomos de oxigênio.
• Os números de oxidação de alguns elementos químicos podem variar dependendo do composto neutro ou íon do qual eles fazem parte. Então, é possível calcular o número de oxidação de um átomo em um composto da seguinte forma:

Onde não () significa número de oxidação e o elemento químico está entre parênteses.

Desta forma, em cada reação redox existem dois tipos de reagentes, um que libera elétrons e outro que os aceita :

• Um agente oxidante. É o átomo que captura os elétrons. Nesse sentido, seu estado inicial de oxidação diminui e ocorre uma redução. Desta forma, ele aumenta sua carga elétrica negativa ganhando elétrons.
• Um agente redutor. É o átomo que abre mão dos elétrons e aumenta seu estado de oxidação inicial, passando por oxidação. Dessa forma, ele aumenta sua carga elétrica positiva, liberando elétrons.

Alguns produtos químicos podem ser oxidados e reduzidos ao mesmo tempo. Esses elementos são chamados de anfólitos e o processo em que isso acontece é chamado de anfolização.

As reações redox são uma das reações químicas mais comuns no universo , pois fazem parte dos processos de fotossíntese das plantas e da respiração dos animais, que permitem a continuidade da vida .

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Características das reações redox

As reações redox estão ao nosso redor diariamente. A oxidação de metais , a combustão de gases na cozinha ou mesmo a oxidação de glicose para obtenção de ATP em nosso corpo são alguns exemplos.

Na maioria dos casos, as reações redox liberam uma quantidade significativa de energia .

Geralmente, cada reação redox é composta de dois estágios ou semi-reações. Em uma das semi-reações, ocorre a oxidação (o reagente é oxidado) e, na outra, ocorre a redução (o reagente é reduzido).

A reação redox total, que é obtida como resultado da combinação de todas as semi-reações algebricamente, é freqüentemente chamada de “reação global”. É importante notar que quando as semi-reações são combinadas algebricamente, tanto a massa quanto a carga devem ser ajustadas. Ou seja, o número de elétrons liberados durante a oxidação deve ser igual ao número de elétrons ganhos durante a redução, e a massa de cada reagente deve ser igual à massa de cada produto.

Por exemplo:

• Meia-reação de redução. Redução do cobre pela captura de dois elétrons. Reduz seu estado de oxidação.
  
• Semirreação de oxidação. Oxidação do ferro pela perda de dois elétrons. Aumenta seu estado de oxidação.
  Reação geral:
  

Tipos de reações redox

Existem diferentes tipos de reações redox, dotadas de diferentes características. Os tipos mais comuns são:

• Combustão . A combustão é uma reação química redox que libera uma quantidade significativa de energia na forma de calor e luz . Essas reações são oxidações rápidas que liberam muita energia. A energia liberada pode ser usada de forma controlada para gerar movimento nos motores dos automóveis. Nessas reações, um elemento denominado oxidante (que é reduzido e oxidado ao combustível) e um elemento combustível (que oxida e reduz o oxidante)participam dessas reações. Alguns exemplos de combustíveis são a gasolina e o gás que usamos em nossas cozinhas, enquanto o oxidante mais conhecido é o oxigênio gasoso (O ₂ ).
• Oxidação de metais. São reações mais lentas que a combustão. São comumente descritos como a degradação de certos materiais, principalmente metálicos, pela ação do oxigênio sobre eles. É um fenômeno mundialmente conhecido e diário, principalmente em populações costeiras, onde os sais do meio ambiente aceleram (catalisam) a reação. É por isso que um carro, depois de nos levar à praia, deve ser limpo de todos os vestígios de água salgada.
• Desproporção. Também conhecidas como reações de dismutação, apresentam um único reagente que é reduzido e oxidado ao mesmo tempo. Um caso típico disso é a decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2).
• Rolagem simples. Também chamadas de “reações de substituição simples”, ocorrem quando dois elementos trocam seus respectivos lugares dentro do mesmo composto. Ou seja, um elemento substitui outro em seu lugar exato na fórmula, equilibrando suas respectivas cargas elétricas com outros átomos, conforme apropriado. Um exemplo é o que acontece quando um metal desloca o hidrogênio em um ácido e se formam sais, como acontece quando as baterias de um aparelho quebram.

Exemplos de reações redox

Os exemplos de reações redox são muito abundantes. Tentaremos dar um exemplo de cada um dos tipos descritos anteriormente:

• A combustão de octanas. O octano é um componente de hidrocarboneto da gasolina usado para mover os motores de nossos carros. Quando o octano reage com o oxigênio, ele é oxidado e o oxigênio é reduzido, liberando uma grande quantidade de energia como resultado dessa reação. Essa energia liberada é usada para gerar trabalho no motor, produzindo também dióxido de carbono e vapor d’água no processo. A equação que representa essa reação é:
  
• A decomposição do peróxido de hidrogênio. É uma reação de dismutação na qual o peróxido de hidrogênio se decompõe em seus elementos constituintes, água e oxigênio. Nesta reação, o oxigênio é reduzido diminuindo seu número de oxidação de -1 (H ₂ O ₂ ) para -2 (H ₂ O), e é oxidado aumentando seu número de oxidação de -1 (H ₂ O ₂ ) para 0 (Ou ₂ ).
  
• Deslocamento da prata pelo cobre. É uma reação de deslocamento simples na qual você pode ver como, ao submergir um fragmento de cobre metálico em uma solução de nitrato de prata, a cor da solução torna-se azul e uma fina camada de prata metálica é depositada no fragmento de cobre. Nesse caso, parte do cobre metálico (Cu) é transformado no íon Cu ²⁺ , como parte do nitrato de cobre (II) (Cu (NO ₃ ) ₂ ), cuja solução possui uma bela cor azul. Por outro lado, parte do cátion Ag ⁺ , que faz parte do nitrato de prata (AgNO ₃ ), é transformado em prata metálica (Ag) que é depositada.
  
• Reação do zinco com ácido clorídrico diluído. É uma reação de deslocamento simples em que o hidrogênio em HCl _(aq) é deslocado pelo zinco para formar um sal.
  
• Oxidação de ferro . O ferro metálico oxida quando entra em contato com o oxigênio do ar . Isso é visto na vida cotidiana, quando uma camada de óxido marrom se forma em objetos de ferro quando expostos ao ar por longos períodos de tempo. Nessa reação, o ferro metálico (Fe), que possui estado de oxidação 0, é transformado em Fe3 +, ou seja, aumenta seu estado de oxidação (oxida). Por isso se diz intuitiva ou coloquialmente: ferrugem.
  

Aplicações industriais

As aplicações industriais das reações redox são infinitas . Por exemplo, as reações de combustão são ideais para produzir trabalho que é usado para gerar movimento nos grandes motores usados ​​em usinas de energia para produzir eletricidade .

O processo consiste na queima de combustíveis fósseis para obtenção de calor e produção de vapor d’água em uma caldeira, então esse vapor d’água é utilizado para movimentar grandes motores ou turbinas. Por outro lado, as reações de combustão também são utilizadas para fazer funcionar o motor dos veículos motorizados que utilizam combustíveis fósseis, como os nossos automóveis.

Por outro lado, as reações redox de substituição e deslocamento são úteis para obter certos elementos em um estado de pureza que muitas vezes não é visto na natureza . Por exemplo, a prata é altamente reativa. Embora seja raro encontrá-lo puro no subsolo mineral, um alto grau de pureza pode ser obtido por meio de uma reação redox. O mesmo acontece na obtenção de sais e outros compostos .

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