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Resumos/Física e Química A/Reações de oxidação-redução
Resumos · Física e Química APT · Secundário

Reações de oxidação-redução

Estudam-se as reações de oxidação-redução como transferências de eletrões, a determinação de números de oxidação, o acerto de equações redox pelo método das semirreações e o poder redutor e oxidante das espécies (série eletroquímica). Matéria do 11.º ano (Química), avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções·~8 min de leitura·3 competências·Nível Padrão 2 · Aprofundamento 2

T·121212 / 17
Perfil de exame
Interpretar reações de oxidação-redução como transferências de eletrõesDeterminar números de oxidação e acertar equações redoxComparar poder redutor e oxidante e prever reações espontâneas
Operadores:identificadeterminaacertacomparajustificaprevê

nível básico

Reconhecer oxidação e redução e determinar números de oxidação.

nível avançado

Acertar equações redox pelas semirreações e prever reações espontâneas com a série eletroquímica.

Profundidade

Profundidade de leitura: Aprofundado

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Conteúdo · 4 secções▾
  1. Reações de oxidação-redução
    • 01Oxidação, redução e transferência de eletrões◐
    • 02Número de oxidação◐
    • 03Acerto de equações de oxidação-redução●
    • 04Poder redutor e oxidante; série eletroquímica●
§ 01

Oxidação, redução e transferência de eletrões#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-oxidacao-reducao

Pontos-chave

Uma reação de oxidação-redução (redox) envolve transferência de eletrões entre espécies. A oxidação é a perda de eletrões e a redução é o ganho de eletrões. As duas ocorrem sempre em simultâneo: os eletrões que uma espécie perde são exatamente os que a outra ganha (ver Fig. 1).

Transferência de eletrões numa reação redox

Transferência de eletrõesGrafo, redutor (oxida-se) → oxidante (reduz-se)redutor (oxida-se)oxidante (reduz-se)transferênciade eletrões (…
Fig. 1Fig. 1 — O redutor cede eletrões (oxida-se) ao oxidante (que se reduz).
A espécie que se oxida (perde eletrões) é o agente redutor — provoca a redução da outra; a espécie que se reduz (ganha eletrões) é o agente oxidante — provoca a oxidação da outra. Assim, o redutor oxida-se e o oxidante reduz-se: uma troca de papéis que convém ter clara para não confundir.
Uma forma de recordar: na oxidação há perda de eletrões (a carga aumenta, torna-se mais positiva); na redução há ganho de eletrões (a carga diminui, «reduz-se»). Muitas reações do dia a dia são redox: a corrosão dos metais, as combustões, a respiração celular e o funcionamento das pilhas.
A Fig. 1 representa a transferência de eletrões do redutor para o oxidante. Identificar quem se oxida e quem se reduz é o ponto de partida para analisar qualquer reação redox, incluindo o seu acerto e a previsão da sua espontaneidade.
Exemplo resolvido

Identificar oxidação e redução

Na reação Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, identifica a oxidação, a redução e os agentes oxidante e redutor.

  1. 01Zinco

    Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻: perde eletrões ⇒ oxida-se; é o agente redutor.

  2. 02Cobre

    Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu: ganha eletrões ⇒ reduz-se; é o agente oxidante.

  3. 03Balanço

    Os 2 eletrões perdidos pelo Zn são ganhos pelo Cu²⁺.

Resultado: O Zn oxida-se (redutor) e o Cu²⁺ reduz-se (oxidante).

Foco no Exame Nacional

  • Identificar as espécies que se oxidam e que se reduzem e os agentes oxidante e redutor.
  • Reconhecer a transferência de eletrões como o essencial de uma reação redox.

Erros frequentes

  • Trocar oxidação (perda de eletrões) com redução (ganho de eletrões).
  • Confundir o agente redutor (que se oxida) com a espécie que se reduz.

Revisão ativa

Na reação Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, indica que espécie se oxida, qual se reduz e quais são o agente oxidante e o agente redutor.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 02

Número de oxidação#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-oxidacao-reducao

Pontos-chave

O número de oxidação é a carga que um átomo teria se todos os eletrões das suas ligações fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo. É uma ferramenta contabilística que permite identificar oxidações e reduções: se o número de oxidação de um elemento aumenta, ele oxidou-se; se diminui, reduziu-se (ver Fig. 2).

Números de oxidação do azoto

Números de oxidação do azotoReta numérica, NH₃, N₂, NO, NO₂, HNO₃−3−2−1012345NH₃N₂NONO₂HNO₃
Fig. 2Fig. 2 — O azoto apresenta números de oxidação de −3 (NH₃) a +5 (HNO₃).
Determina-se por regras simples: um elemento no estado livre tem número de oxidação 0 (como «Zn», «O₂»); o hidrogénio é geralmente «+1» e o oxigénio «−2»; num ião monoatómico, o número de oxidação é igual à carga; a soma dos números de oxidação numa molécula neutra é 0 e, num ião, é igual à carga do ião.
Estas regras permitem calcular o número de oxidação de um elemento «desconhecido» numa espécie. Por exemplo, no ião nitrato «NO₃⁻»: cada O é «−2» (total «−6»), a carga do ião é «−1», logo o azoto tem número de oxidação «+5». A Fig. 2 mostra os vários números de oxidação do azoto em diferentes espécies.
O mesmo elemento pode apresentar diferentes números de oxidação consoante a espécie em que se encontra — o azoto varia de «−3» (em «NH₃») a «+5» (em «HNO₃»). Comparar os números de oxidação de um elemento antes e depois da reação diz imediatamente se houve oxidação ou redução.
Exemplo resolvido

Calcular números de oxidação

Determina o número de oxidação do azoto no ião nitrato, NO₃⁻.

  1. 01Oxigénios

    Cada O tem número de oxidação −2; 3 × (−2) = −6.

  2. 02Equação da soma

    A soma dos números de oxidação é igual à carga do ião: n.o.(N) + (−6) = −1.

  3. 03Resolver

    n.o.(N) = −1 + 6 = +5.

Resultado: O azoto tem número de oxidação +5 no ião nitrato.

Foco no Exame Nacional

  • Determinar o número de oxidação de um elemento numa espécie aplicando as regras.
  • Identificar oxidação/redução pela variação do número de oxidação.

Erros frequentes

  • Atribuir a O ou a H valores errados (O é −2 e H é +1, salvo exceções como peróxidos e hidretos).
  • Confundir número de oxidação com carga real ou com a carga formal.

Revisão ativa

Determina o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico, H₂SO₄, e do carbono no dióxido de carbono, CO₂.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 03

Acerto de equações de oxidação-redução#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-oxidacao-reducao

Pontos-chave

Uma reação redox pode decompor-se em duas semirreações: a de oxidação (com os eletrões cedidos do lado dos produtos) e a de redução (com os eletrões captados do lado dos reagentes). Escrevê-las separadamente organiza o acerto e evidencia a transferência de eletrões (ver Fig. 3).

Semirreações de oxidação e redução

SemirreaçõesTabela com 2 colunas e 3 linhas, Dados: Semirreação · Tipo; Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ · oxidação; Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu · redução; Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu · equação globalSEMIRREAÇÃOTIPOZn → Zn²⁺ + 2 e⁻oxidaçãoCu²⁺ + 2 e⁻ → CureduçãoZn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cuequação global
Fig. 3Fig. 3 — Método das semirreações: igualar os eletrões cedidos e captados.
Para acertar, iguala-se o número de eletrões cedidos na oxidação ao número de eletrões captados na redução — multiplicando cada semirreação pelo fator adequado — e depois somam-se as duas. Os eletrões cancelam-se, obtendo-se a equação global acertada em massa e em carga.
A equação final deve respeitar duas conservações: a de massa (igual número de átomos de cada elemento nos dois membros) e a de carga (igual carga total nos dois membros). Verificar ambas é a garantia de que o acerto está correto.
A Fig. 3 mostra as duas semirreações de um exemplo típico. Este método das semirreações é sistemático e fiável, sendo o recomendado para acertar equações redox nos itens de construção do Exame.
Exemplo resolvido

Acertar uma equação redox

Acerta a reação Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag pelo método das semirreações.

  1. 01Semirreações

    Oxidação: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻. Redução: Ag⁺ + 1 e⁻ → Ag.

  2. 02Igualar eletrões

    Multiplicar a redução por 2: 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag.

  3. 03Somar

    Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag (2 eletrões cancelam-se; carga: +2 em ambos os membros).

Resultado: Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag (acertada em massa e em carga).

Foco no Exame Nacional

  • Escrever as semirreações de oxidação e de redução de uma reação redox.
  • Acertar a equação global igualando os eletrões e conservando massa e carga.

Erros frequentes

  • Não igualar o número de eletrões das duas semirreações antes de as somar.
  • Acertar a massa mas esquecer a conservação da carga (ou vice-versa).

Revisão ativa

Acerta a equação da reação entre o zinco e o ião prata: Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag, usando as semirreações.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 04

Poder redutor e oxidante; série eletroquímica#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-11-oxidacao-reducao

Pontos-chave

As espécies diferem na sua tendência para ceder ou captar eletrões. O poder redutor mede a tendência para ceder eletrões (oxidar-se); o poder oxidante, a tendência para os captar (reduzir-se). Ordenar as espécies por esta tendência produz a série eletroquímica (ver Fig. 4).

Poder redutor de alguns metais

Série eletroquímicaTabela com 2 colunas e 5 linhas, Dados: Metal · Poder redutor relativo; K, Na · muito forte; Mg, Al, Zn · forte; Fe, Pb · médio; Cu · fraco; Ag, Au · muito fracoMETALPODER REDUTOR RELATIVOK, Namuito forteMg, Al, ZnforteFe, PbmédioCufracoAg, Aumuito fraco
Fig. 4Fig. 4 — Metais ordenados por poder redutor: os do topo reduzem os iões dos de baixo.
Numa série de metais ordenados por poder redutor decrescente, um metal mais redutor consegue reduzir (deslocar) os iões de um metal menos redutor. Por exemplo, o zinco (mais redutor) reduz o «Cu²⁺» a cobre; já o cobre não reduz o «Zn²⁺». É este critério que prevê a espontaneidade das reações redox.
Assim, uma reação redox é espontânea quando o redutor é mais forte (mais redutor) do que o produto de redução do oxidante. Colocar uma lâmina de zinco numa solução de sulfato de cobre origina reação (o zinco dissolve-se e deposita-se cobre); o inverso não acontece.
A Fig. 4 apresenta metais ordenados por poder redutor. Esta ordenação explica fenómenos como a corrosão, a proteção catódica (usar um metal mais redutor para «sacrificar») e o funcionamento das pilhas, em que a reação redox espontânea produz corrente elétrica.
Exemplo resolvido

Prever uma reação de deslocamento

O poder redutor decresce na ordem Zn > Fe > Cu. Ocorre reação ao mergulhar uma lâmina de ferro numa solução de sulfato de cobre (Cu²⁺)?

  1. 01Comparar

    O ferro é mais redutor do que o cobre (Fe > Cu na ordem dada).

  2. 02Critério

    Um metal mais redutor reduz (desloca) os iões do menos redutor: o Fe reduz o Cu²⁺.

  3. 03Reação

    Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu: o ferro dissolve-se e deposita-se cobre.

Resultado: Ocorre reação: o ferro (mais redutor) reduz o Cu²⁺ a cobre metálico.

Foco no Exame Nacional

  • Comparar poder redutor/oxidante de espécies com base na série eletroquímica.
  • Prever se uma reação redox (por exemplo, uma reação de deslocamento) é espontânea.

Erros frequentes

  • Inverter o critério: um metal mais redutor desloca o menos redutor, não o contrário.
  • Confundir poder redutor (ceder eletrões) com poder oxidante (captar eletrões).

Revisão ativa

Sabendo que o poder redutor decresce na ordem Zn > Fe > Cu, prevê, justificando, se ocorre reação ao mergulhar uma lâmina de ferro numa solução de sulfato de cobre (Cu²⁺).

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Conteúdo

Secção -- / 04

    • 01Oxidação, redução e transferência de eletrões◐
    • 02Número de oxidação◐
    • 03Acerto de equações de oxidação-redução●
    • 04Poder redutor e oxidante; série eletroquímica●

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Dos resumos à prática

Reações de oxidação-redução

Consolida este tema com perguntas do banco de perguntas.

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Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

  • Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE)

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