Reações químicas: oxirredução, balanceamento e redox

Em toda reação de oxirredução, uma espécie perde elétrons, enquanto outra espécie recebe elétrons. O número de elétrons perdidos deve ser sempre igual ao número de elétrons recebidos.

O fenômeno da perda de elétrons é chamado de oxidação, enquanto o fenômeno do ganho de elétrons é chamado de redução. Perder elétrons implica no aumento do número de oxidação, enquanto ganhar elétrons implica na redução do número de oxidação.

A espécie que sofre oxidação é chamada de redutora, ou de agente redutor. Isso porque uma espécie, ao sofrer oxidação, causa, simultaneamente, a redução da outra espécie. Isso também vale para a que sofre redução; esta, por sua vez, é chamada de oxidante, ou de agente oxidante. A explicação para esses nomes é análoga à situação anterior.

Assim, é razoável definir como um agente a substância que contém o elemento que foi reduzido ou oxidado. Note, portanto, que a definição de agente oxidante/redutor é diferente da definição de elemento oxidante/redutor.

Exemplos:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Observe que o número de oxidação do zinco aumentou, Zn0 → Zn2+.

Assim, o Zn sofreu oxidação, e, consequentemente, é o agente redutor. Já o hidrogênio teve seu número de oxidação reduzido, H+ → H0. Assim, o H sofreu redução, e, consequentemente, o HCl é o agente redutor.

OBSERVAÇÃO

A formação da ferrugem se dá a partir da oxidação do ferro metálico, Fe0. Na presença de oxigênio e da umidade (ou seja, da água) presentes no ar o ferro sofre oxidação, perdendo elétrons e indo de Fe0 → Fe2+ ou Fe3+, caso ocorra a oxidação novamente.

2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2

Observe que nessa reação o ferro atua como agente redutor, sofrendo a oxidação (Fe0 → Fe2+), e causando a redução do oxigênio (O0 → O2-)

A presença da ferrugem é percebida pela formação de um sólido acobreado, que indica que o ferro metálico sofreu deterioração.

Nas regiões litorâneas a formação de ferrugem é muito mais comum, em função da elevada concentração de vapor d’água no ar.

Porém, existem formas de se evitar a formação de ferrugem: a utilização de impermeabilizantes como tintas e óleos, ou até mesmo a partir da adição de camadas de metais tais como cromo, ou zinco, que são agentes mais resistentes à corrosão.

A ferrugem é identificada pela presença de um sólido acobreado

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Observe que o número de oxidação do manganês diminuiu, Mn4+ → Mn2+. Assim, o Mn sofreu redução, sendo, portanto, o MnO2 como agente oxidante. Já o cloro teve seu número de oxidação aumentado em uma unidade, Cl-1 → Cl0. Assim, o Cl sofreu oxidação, e, consequentemente, o HCl é o agente redutor.

BALANCEAMENTO PELO MÉTODO REDOX

Além do método da tentativa para balanceamento de equações químicas, tem-se também o método redox, que permite realizar o balanceamento a partir das semirreações de oxidação e redução. Esse método é muito útil em casos onde balancear pelo método das tentativas se torna mais complexo. Vale frisar que este método é válido apenas para reações químicas onde ocorre oxirredução.

A seguir, tem-se um passo-a-passo que pode ser seguido para balancear as equações químicas a partir do método redox:

1. Determinar o NOx dos elementos que participam das reações de redução e oxidação;

2. Calcular a variação do NOx, em módulo, para a redução e para a oxidação;

∆NOx = | maior NOx – menor NOx | . atomicidade

Importante frisar que é de suma importância considerar a atomicidade dos elementos, de maneira a preservar a quantidade de elétrons participantes da reação.

1. Se certificar de que o número de elétrons perdidos pela espécie oxidada é igual ao número de elétrons ganhos pela espécie reduzida.

2. Inverter os valores de ∆: o calculado para a redução será o coeficiente da espécie oxidada, e o ∆ da oxidação será o coeficiente da espécie reduzida.

– A inversão deve ocorrer no membro que apresentar maior quantidade de átomos participantes da oxirredução;

– Se esse número for igual dos dois lados, inverter no membro que possui mais substâncias diferentes.

3. Determinar os demais coeficientes pelo método da tentativa.

4. Nos casos de o balanceamento ser exclusivamente para equilibrar as cargas, verificar se as cargas dos reagentes anulam as dos produtos.

Exemplos:

Cl2(g) + KBr(aq) → Br2(g) + KCl(aq)

Espécie reduzida: Cl               ∆NOx Cl = |0 – 1|. 2 = 2

Espécie oxidada: Br               ∆NOx Br = |- 1 – 0 . 2| = 2

Cl2(g) + 2 KBr(aq) → Br2(g) + 2 KCl(aq)

Observe que, nesse caso, não foi necessário colocar os dois coeficientes no primeiro membro, uma vez que ajustando um em cada membro, a equação ficou corretamente balanceada. Assim, vale frisar que a manipulação dos valores de ∆ irá depender caso a caso.

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2 O + Cl2

Espécie reduzida: Mn            ∆NOx Mn = |7 – 2| = 5

Espécie oxidada: Cl               ∆NOx Cl = |- 1 – 0| . 2 = 2

Note que o número de espécies participantes da redução é igual dos dois lados. Logo, irá se posicionar os valores de ∆ no segundo membro, pois há maior diversidade de substâncias:

KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + H2O + 5 Cl2

Finalizando por tentativa, tem-se que:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2

Já com relação ao balanceamento de cargas, deve-se atentar para a necessidade do somatório das cargas ser igual a zero:

Al(s) + Cu2+(aq) → Al3+(aq) + Cu(s)

Espécie reduzida: Cu           ∆NOx Al = |3 – 0| = 3

Espécie oxidada: Al              ∆NOx Cu= |2 – 0| = 2

Assim, o “3” será o coeficiente do Cu2+, enquanto o “2” será o coeficiente do Al(s):

2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) → 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)

Note que do lado dos reagentes há um total de carga igual a +6, e do lado dos produtos também igual a +6. Isso significa que o número de elétrons perdidos e recebidos é igual, o que garante que o balanceamento foi realizado corretamente.