Uma reação de oxidação-redução ou reação redox é uma reação química na qual ocorre uma transferência de elétrons . A espécie química que captura os elétrons é chamada de " oxidante " e a espécie que os cede, " redutora ".
As reações redox ocorrem durante as combustões , durante certas dosagens metalúrgicas , durante a corrosão de metais, nos fenômenos da eletroquímica ou da respiração celular . Eles desempenham um papel particularmente importante no campo da biologia , durante a transformação do oxigênio em água (H 2 O) em organismos vivos. As reações redox também são frequentemente utilizadas na indústria: obtenção de ferro fundido a partir de minérios compostos de óxido de ferro , por redução, e ferro e aço a partir do ferro fundido, por oxidação.
A diversidade das reações redox é explicada pela mobilidade do elétron , sua leveza e sua onipresença em todas as formas de matéria.
Após experimentos com mercúrio , Antoine Lavoisier demonstrou em 1772 o papel do dioxigênio em certas reações redox. Ele apresenta as primeiras definições:
Na linguagem cotidiana, a oxidação é uma reação química em que um composto (por exemplo) é combinado com um ou mais átomos de oxigênio , como a oxidação do ferro Fe que produz ferrugem : 4 Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Mas foi só no XX º século, após a descoberta do elétron (por Joseph John Thomson , em 1897) ea introdução do modelo de Bohr atômica (1913), que as reações químicas são revistos à luz destes novos modelos e que as semelhanças observados permitem identificar gradativamente o conceito atual de oxidação-redução, que se expressa em termos de transferências eletrônicas.
As reações de oxidação-redução a seco (troca de oxigênio) são descritas pelos diagramas de Ellingham . Em meio aquoso, a equação de Nernst é usada para estudar os aspectos termodinâmicos das reações redox, e a relação Butler-Volmer para estudar seus aspectos cinéticos .
Para facilitar o estudo das reações, associamos (às vezes de forma abstrata) a cada átomo de um composto um número de oxidação (não) que simboliza o valor da carga transportada (por exemplo: Fe 2+ , chamado íon ferroso "ferro ( II )" , tem um número de oxidação igual a 2).
Assim, “combinações com oxigênio” são apenas um caso especial de reações redox. Aqui estão duas reações com cobre:
2 Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + Cl 2⟶ CuCl 2.O primeiro combina cobre e oxigênio, enquanto o segundo combina cobre e cloro . O cloro e o oxigênio têm uma coisa em comum: são elementos mais eletronegativos do que o cobre.
A oxidação de um corpo é sempre acompanhada pela redução de outro (os elétrons não podem circular sozinhos e são necessariamente capturados), falamos de uma “reação de oxidação-redução”. A oxidação é uma meia reação do redox e a redução é a outra meia reação.
A primeira definição de redução pode ser melhor compreendida graças à etimologia. Reduzir vem do latim reducere : trazer de volta. Reduzir um metal é "trazê-lo" de volta ao seu estado neutro.
Em uma reação de oxidação-redução:
Podemos usar um mnemônico usando vogais e consoantes: Redutor = Doador, Oxidante = Aceitador.
O agente redutor oxida (reação de oxidação), o oxidante é reduzido (reação de redução). Redox, portanto, consiste em duas semi-reações: uma oxidação e uma redução.
Um agente redutor oxidado se torna um oxidante e, inversamente, um oxidante reduzido se torna um agente redutor. Isso define o “par oxidante-redutor” (também chamado de “par redox”) que é composto pelo oxidante e o agente redutor conjugado (o oxidante reduzido). É indicado na forma: “agente oxidante / redutor”.
Denotamos Red = Ox + n e - a reação de oxidação, Red sendo o agente redutor e Ox o oxidante da reação. Esta equação pode ser escrita com uma seta (⟶) se a reação for total, ou seja, se a constante de equilíbrio K > 10.000 ( K depende da reação).
A oxidação é uma meia equação de redox.
Denotamos por Ox + n e - = Red a reação de redução, Red sendo o agente redutor e Ox o oxidante da reação). Esta equação pode ser escrita com uma seta (⟶) se a reação for completa, ou seja, se K > 10.000 ( K depende da reação).
A redução é meia equação de redução da oxidação.
A reação redox é a adição de uma oxidação e uma redução (de modo a simplificar os elétrons ). A equação de uma redução de oxidação é escrita da seguinte forma:
Ox 1 + Vermelho 2 = Ox 2 + Vermelho 1 , com Ox 1 / Vermelho 1 e Ox 2 / Vermelho 2 pares oxidantes-redutores.Em bioquímica , e em particular no que diz respeito à síntese de moléculas prebióticas, falamos de reações que ocorrem em uma atmosfera oxidante, isto é, na presença de oxigênio, em oposição a uma atmosfera redutora, por exemplo contendo gás carbônico.
Alguns compostos químicos podem se comportar tanto como oxidantes quanto como agentes redutores. Este é particularmente o caso do peróxido de hidrogênio , que é considerado desproporcional e que, portanto, não pode ser armazenado por muito tempo:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oxidação); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (redução).ou finalmente:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.Por exemplo, existem os pares de redução da oxidação Cu 2+ / Cu e Zn 2+ / Zn, que dão a reação em solução aquosa :
Zn (s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + Cu (s) (redox).Esta reação pode se decompor em uma redução (do oxidante) e uma oxidação (do agente redutor):
Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidação); Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) (redução).As duas meias equações de oxidação e redução podem, na verdade, ser separadas em alguns casos (ou seja, não ocorrem no mesmo lugar), permitindo que uma corrente elétrica seja gerada (ou seja, o que acontece nas baterias elétricas ). Nos outros casos, por exemplo no exemplo dado, eles têm apenas um interesse formal (elétrons livres não existem na água).
Uma reação de oxidação-redução deve ser balanceada para garantir uma contagem precisa dos elétrons envolvidos.Às vezes, há reações complexas que requerem o equilíbrio dos coeficientes estequiométricos das meias-equações. Às vezes é necessário adicionar moléculas ou íons em solução (dependendo do meio) para equilibrar.
Por exemplo, para a reação entre o permanganato de potássio (par MnO 4- / Mn 2+ ) e uma solução de ferro (par Fe 3+ / Fe 2+ ), em meio ácido (presença de íons H + ):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oxidação); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O) × 1 (redução);daí a seguinte equação de oxidação-redução: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ + 4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
Equilibrar tal equação também significa combinar linearmente as semi-reações (oxidação e redução) de modo que o número de elétrons dado seja exatamente o número de elétrons aceito: a reação redox é uma troca estrita de elétrons ( termodinamicamente favorável).
Por exemplo :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .No caso em apreço, trata-se de encontrar o menor múltiplo comum de 3 e 4, ou seja 12, de forma a ter um equilíbrio cambial estrito: é necessário combinar 4 vezes a primeira meia-reação (a ferro fornecerá 12 elétrons) com 3 vezes a segunda meia-reação (o dioxigênio aceitará 12 elétrons), ou seja: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . É a troca de elétrons que constitui o fenômeno da oxidação-redução.
Em seguida, há uma atração eletrostática : as cargas positivas e negativas se atraem e se organizam de forma a formar um cristal iônico neutro: 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Esta não é uma reação química estritamente falando, mas uma reescrita correspondente à atração estática no cristal iônico (uma hematita ).
O caráter "oxidante" ou "redutor" é relativo no contexto de uma reação química. Um elemento redutor em uma reação pode ser oxidante em outra. Mas é possível construir uma escala de força oxidante (ou, na outra direção, de força redutora): é o potencial redox , que é medido em volts . Além disso, este potencial pode depender do contexto químico e, em particular, do pH , e mesmo do contexto físico: os efeitos da luz são explorados tanto pela natureza na fotossíntese como pelos humanos na fotografia .
Todos os pares de redução de oxidante são escritos na forma Ox / Vermelho . Eles são classificados do oxidante mais forte ao mais fraco, ou do agente redutor mais fraco ao mais forte, e o valor de seu potencial é indicado em volts (a 25 ° C e a 1013 hPa ).
Exemplos de pares de redução de oxidanteOxidante / Redutor | E 0 (V) |
---|---|
F 2 / F - | +2,87 |
S 2 O 8 2- / SO 4 2- | +2,01 |
H 2 O 2/ H 2 O | +1,77 |
MnO 4 - / MnO 2 | +1,69 |
MnO 4 - / Mn 2+ | +1,51 |
Para 3+ / Para | +1,50 |
PbO 2 / Pb 2+ | +1,45 |
Cl 2 / Cl - | +1,36 |
Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ | +1,33 |
MnO 2 / Mn 2+ | +1,23 |
O 2/ H 2 O | +1,23 |
Br 2 / Br - | +1,08 |
NÃO 3 - / NÃO | +0,96 |
Hg 2+ / Hg | +0,85 |
NO 3 - / NO 2 - | +0,84 |
Ag + / Ag | +0,80 |
Fe 3+ / Fe 2+ | +0,77 |
O 2/ H 2 O 2 | +0,68 |
I 2 / I - | +0,62 |
Cu 2+ / Cu | +0,34 |
CH 3 CHO / C 2 H 5 OH | +0,19 |
SO 4 2- / SO 2 | +0,17 |
S 4 O 6 2- / S 2 O 3 2- | +0,09 |
H + / H 2 | +0,00 |
CH 3 CO 2 H / CH 3 CHO | -0,12 |
Pb 2+ / Pb | -0,13 |
Sn 2+ / Sn | -0,14 |
Ni 2+ / Ni | -0,23 |
Cd 2+ / Cd | -0,40 |
Fe 2+ / Fe | -0,44 |
Zn 2+ / Zn | -0,76 |
Al 3+ / Al | -1,66 |
Mg 2+ / Mg | -2,37 |
Na + / Na | -2,71 |
Ca 2+ / Ca | -2,87 |
K + / K | -2,92 |
Li + / Li | -3,05 |
O corpo humano também usa reações redox para processos biossintéticos , como a biossíntese de ácidos graxos , a cadeia respiratória mitocondrial ou a gliconeogênese . Os pares mais usados são em particular:
Observação.
Em certas reações redox, em particular na fase seca (isto é, em um meio não aquoso, freqüentemente em alta temperatura), não há transferência óbvia de elétrons. Podemos citar por exemplo o caso da combustão do hidrogênio no oxigênio do ar : 2 H 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
De acordo com a definição antiga , o elemento hidrogênio, que combinado com o elemento oxigênio, sofria oxidação.
Mas os reagentes H 2e O 2, E o produto H 2 Ssão moléculas; nenhum íon, o que permitiria a interpretação em termos de transferência de elétrons, está presente nas espécies químicas envolvidas.
Para resolver o problema, é necessário apelar para a eletronegatividade de um elemento. Essa quantidade caracteriza a capacidade de um átomo do elemento de capturar um ou mais elétrons para se transformar em íon negativo. Nas moléculas, os átomos estão ligados por ligações covalentes .
Formação de uma ligação química e eletronegatividade Átomos com a mesma eletronegatividade: ligação covalenteEstritamente falando, uma ligação covalente resulta do agrupamento de um ou mais pares de elétrons ( dupletos compartilhados ou dupletos de ligação ) entre dois átomos idênticos (caso de ligações entre átomos em moléculas de H 2e O 2do exemplo anterior), portanto da mesma eletronegatividade. Os dubletes são igualmente compartilhados entre os dois átomos: eles permanecem eletricamente neutros.
H 2 :O dupleto de ligação [ : ] é (em média) equidistante dos dois átomos de H.
Átomos de diferentes eletronegatividades: ligações iônicas, covalentes polarizados, ionocovalentes Transferência total de elétrons entre átomos: formação de uma ligação iônicaQuando a diferença na eletronegatividade Δ En entre os átomos é importante (normalmente Δ En > 2 ), os elétrons da ligação são fortemente deslocados em direção ao átomo mais eletronegativo que os monopoliza quase completamente: esta transferência praticamente total de elétrons torna este átomo um íon negativo ( ou ânion ) e do outro átomo um íon positivo (ou cátion ). Como não há mais, estritamente falando, nenhum agrupamento de elétrons, não há mais uma ligação covalente. A ligação química é aqui uma ligação entre íons ou ligação iônica . Este tipo de conexão é um caso limítrofe, nunca alcançado a 100%.
Cristal de NaCl :Cl é muito mais eletronegativo do que Na - átomos separados Na • • Cl; ligação: Cl monopoliza o dupleto de elétrons: Na: Cl
⇒ Cl adquirida a electrões perdido por Na: ligação entre um Cl - iónica e um de Na + ião .
Transferência eletrônica parcial: ligação covalente polarizada, ligação ionocovalenteSe a diferença na eletronegatividade for menor, a transferência de elétrons entre os dois átomos não é mais total, mas a transferência parcial de carga negativa para o átomo mais eletronegativo produz um excesso de carga negativa neste átomo (que então carrega uma carga parcial negativa , observado δ - ) e um déficit de carga negativa no outro átomo (que então carrega uma carga parcial positiva , observado δ + ); a ligação entre os átomos é uma ligação covalente polarizada (quando a polarização é moderada) ou ionocovalente (ligação com um caráter "semi-iônico", quando a polarização é notável, tipicamente para 1 <Δ En <2 ).
Molécula de HCl :Cl é mais eletronegativo do que H: na molécula de HCl, o dupleto de ligação é deslocado para Cl:
H [:] Cl.
Tipo de link | Transferência eletrônica entre átomos |
Posição média do dupleto [:] = dupleto de ligação |
Modelo (dupleto de ligação = ——) |
---|---|---|---|
covalente | não | H [ : ] H | H —— H |
polarizado covalente ou ionocovalente |
parcial | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
iônico (atração eletrostática) |
total | Na : Cl | Na + Cl - |
Ou a combustão do sódio Na em dioxigênio:
4 Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.O elemento O é muito mais eletronegativo do que o elemento Na : a transferência de elétrons é praticamente total; podemos aplicar ao Na 2 Oo modelo iônico: este composto é feito de íons Na + e O 2– .
A interpretação da reação em termos de redox não representa um problema:
Na = Na + + e - ; Na perde um elétron, é oxidado, O + 2 e - = O 2– ; O captura elétrons, é reduzido. Transferência total fictícia ( virtual )Na molécula de água , os elétrons de ligação são atribuídos ao átomo O, o mais eletronegativo . A água se torna um composto iônico fictício , feito de íons H + e O 2– fictícios . A reação é então interpretada como no caso anterior:
H = H + + e - ; H perde um elétron, é oxidado, O + 2 e - = O 2– ; O ganha elétrons, é reduzido.O número de oxidação (não) ou grau de oxidação (do) representa a carga de cada íon fictício do elemento na espécie química considerada.
É expresso em algarismos romanos para diferenciá-lo da carga de um íon real.
Na molécula de H 2 O :
Em moléculas simétricas H 2e O 2, a carga de cada átomo é zero e o número de oxidação de cada elemento é zero:
Durante a reação:
Esta definição é mais geral do que a limitada às trocas reais de elétrons. É aplicável tanto a uma transferência parcial quanto a uma transferência total de elétrons.
Se, durante uma reação, nenhuma variação dos números dos elementos for observada, esta reação não é uma reação de redução de oxidação.
Exemplo 1: H2 (g)+ Cl 2 (g)⟶ 2 HCl Reagentes : (caso de uma molécula simétrica)As variações dos números, notadas “Δn.o. », Correspondem a uma transferência de cargas de agentes redutores para agentes oxidantes. A carga total adquirida pelos oxidantes é, portanto, igual à carga total cedida pelos agentes redutores.
Exemplo: Equilibre a seguinte equação: a HCl + b O 2⟶ c Cl 2+ D H 2 SNo caso geral em que os multiplicadores a , b , c , d , etc. são todos diferentes de 1, calculamos o mínimo múltiplo comum ( lcm ) p desses multiplicadores.
Então escrevemos: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨, etc. = p .
3. Cite alguns compostos químicosA redação das fórmulas e o nome dos compostos químicos são codificados pela IUPAC .
Os números são usados na nomenclatura principalmente quando um elemento pode ter vários estados de oxidação .
Alguns casos
3.1. Cátions monoatômicosOs cátions monoatômicos são nomeados adicionando-se parênteses após o nome do elemento, seja o número de carga apropriado seguido pelo sinal de mais ou o número de oxidação ( numeral romano ). O nome é precedido pelo termo "íon" ou "cátion".
Exemplo: Os elementos sódio, cálcio e alumínio possuem apenas um grau de oxidação; não há, portanto, nenhuma ambigüidade na carga do cátion, ela pode ser omitida do nome: Na + : íon sódio; Ca 2+ : íon cálcio; Al 3+ : íon alumínio; o elemento ferro apresenta vários graus de oxidação: Fe 2+ denominado íon ferroso ferro ( II ) e Fe 3+ denominado íon férrico ferro ( III ). 3.2. Compostos sólidosDe um modo geral, os nomes dos compostos químicos são baseados nas proporções de seus constituintes.
3.2.1 Cristais IônicosObservação preliminar: as proporções dos íons que constituem um cristal são determinadas pela condição de neutralidade elétrica do todo.
Regra: O prefixo " mono- " é sempre omitido, exceto para evitar confusão .
CaCl 2 : dicloreto de cálcio; uma segunda simplificação ainda é possível:
Recomendação: se os compostos contiverem elementos tais que não seja necessário especificar as proporções, por exemplo, quando o grau de oxidação é geralmente invariante, essas proporções não precisam ser fornecidas .
CaCl 2é o único composto formado pelos elementos Ca e Cl: nom = cloreto de cálcio , preferido ao dicloreto de cálcio.
Fórmula de óxido | Proporção de constituintes | Sobrenome | Modelo iônico fictício | Nome baseado em números Fe |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 3 átomos de O para 2 átomos de Fe | trióxido diferente | 2Fe 3+ 3O 2− | óxido de ferro (III) |
FeO | 1 átomo de O para 1 átomo de Fe | monóxido de ferro (compare com CO: monóxido de carbono) |
Fe 2+ O 2− | óxido de ferro (II) |
Fe 3 O 4 | 4 átomos de O para 3 átomos de Fe | trifer tetraóxido | Fe 2+ 2Fe 3+ 4O 2 - é um óxido misto |
óxido de ferro (II) e ferro (III) |