Oxidação (Nox)

Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a   redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.

Número de oxidação

 

Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:

(1) quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas ou poliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número de oxidação igual a zero;

(2) o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suas combinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1;

(3) o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, exceto aqueles em que se combina com os ametais, quando o número é -1;

(4) os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a soma algébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua carga efetiva. Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquer elemento diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam com esses dois elementos.

Assim, o ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta, para seu elemento central (enxofre), um número de oxidação n, de forma que seja nula a soma algébrica dos números de oxidação dos elementos integrantes da molécula:

2.(+1) + n + 4.(-2) = 0, logo, n = +6

Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto.

  

Oxidantes e redutores

 

Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio.

O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas -- as reações bioquímicas -- inclui-se a corrosão, que tem grande importância industrial.

Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1):

6Cl + 6NaOH  ⇒  5 NaCl^- + NaClO₃ + 3H₂O

                                                

Balanço das reações redox

 

As leis gerais da química estabelecem que uma reação química é a redistribuição das ligações entre os elementos reagentes e que, quando não há processos de ruptura ou variação nos núcleos atômicos, conserva-se, ao longo de toda a reação, a massa global desses reagentes. Desse modo, o número de átomos iniciais de cada reagente se mantém quando a reação atinge o equilíbrio.

Em cada processo desse tipo, existe uma relação de proporção fixa e única entre as moléculas. Uma molécula de oxigênio, por exemplo, se une a duas de hidrogênio para formar duas moléculas de água. Essa proporção é a mesma para todas as vezes que se procura obter água a partir de seus componentes puros:

2H₂ + O₂   ⇒   2H₂O

A reação descrita, que é redox por se terem alterado os números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio em cada um dos membros, pode ser entendida como a combinação de duas reações iônicas parciais:

H₂  ⇒  2H⁺  + 2e^- (semi-oxidação)

4e^- + 2H⁺ + O₂  ⇒  2OH^- (semi-redução)

em que os elétrons ganhos e perdidos representam-se com e- e os símbolos H⁺ e OH^-simbolizam respectivamente os íons hidrogênio e hidroxila. Em ambas as etapas, a carga elétrica nos membros iniciais e finais da equação deve ser a mesma, já que os processos são independentes entre si.

Para fazer o balanceamento da reação global, igualam-se as reações iônicas parciais, de tal maneira que o número de elétrons doados pelo agente redutor seja igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, e procede-se a sua soma:
               ( H₂  ⇒  2H⁺ + 2e^- ) x 2
          ( 4e^- + 2H⁺ + O₂  ⇒  2OH^- )  x 1
             -------------------------------------------------------------------------
   2H₂ + 4e^- + 2H⁺ + O₂  ⇒  4H⁺ + 4e^- + 2OH^-

o que equivale a:

                 2H₂ + O₂  ⇒  2H₂O

pois os elétrons se compensam e os íons H^₊ e OH^- se unem para formar a água.

Nesses mecanismos se apóia o método generalizado de balanço de reações redox, chamado íon-elétron, que permite determinar as proporções exatas de átomos e moléculas participantes. O método íon-elétron inclui as seguintes etapas: (1) notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos; (2) determinação dos números de oxidação de todos os átomos participantes; (3) identificação do agente oxidante e redutor e expressão de suas respectivas equações iônicas parciais; (4) igualação de cada reação parcial e soma de ambas, de tal forma que sejam eliminados os elétrons livres; (5) eventual recomposição das moléculas originais a partir de possíveis íons livres.

Autoria: Mônica Josene Barbosa

             

Sabemos, por exemplo, que o metanol (CH3OH) e o etanol (CH3CH2OH) pertencem à função  Álcool.
Estas substâncias possuem propriedades químicas semelhantes, como a formação de ácidos nas
reações de oxidação e a formação de gás carbônico, água e energia nas reações de combustão. As
Equações 1 e 2 mostram as reações de oxidação do metanol e do etanol, respectivamente: 
CH3OH + O2 → HCOOH + H2O  (Equação 1)
(metanol)                  (ácido metanóico)
CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O  (Equação 2)
(etanol)                              (ácido etanoico ou ácido acético)
Por outro lado, a parafina (C22H46) e o butano (CH3CH2CH2CH3) sofrem reação de combustão, mas não
são classificados como álcoois, uma vez que não sofrem reações de oxidação nas mesmas condições
que o metanol e o etanol. A parafina e o butano são classificados como  Hidrocarbonetos.