Oxireducao - potencial eléctrico

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2Mg2+ + 2O2- 2MgO[pic 14]

A semi-reacção que envolve perda de electrões designa-se reacção de oxidação. O termo "oxidação" foi originalmente utilizado pelos químicos para indicar combinações de elementos com o oxigénio. A semi-reacção que envolve ganho de electrões denomina-se reacção de redução.

Na formação do óxido de magnésio, o magnésio é oxidado. Diz-se que o metal actua como agente redutor, visto ceder electrões ao oxigénio, causando assim a sua redução. O oxigénio é reduzido, actuando como agente oxidante porque aceita electrões do magnésio, causando dessa forma a sua oxidação.

A extensão da oxidação em uma reacção de oxirredução deve ser igual à extensão da redução, isto é, o número de electrões perdidos por um agente redutor deve ser igual ao número de electrões ganhos por um agente oxidante (CHANG, 2005:106).

2.2.Número de Oxidação

O número de oxidação, também chamado de estado de oxidação, refere-se ao número de cargas que um átomo teria em uma molécula (ou em um composto iónico) se houvesse transferência completa de electrões.

Número de oxidação (NOX) - é a carga, real (para íons) ou parcial (para átomos em uma molécula) dos átomos. Para se determinar o número de oxidação, desenhar a molécula e avaliar a diferença de electronegatividade entre o átomo de interesse e os seus ligantes, ou seja, ver qual dos elementos tende a atrair mais os electrões (o que atrair mais os electrões de uma ligação terá uma carga parcial negativa e o outro ligante, uma carga parcial positiva).

Por exemplo para a formação do HCl e do SO2 do seguinte modo:[pic 15]

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)[pic 16]

Ou,[pic 17]

S(S) + O2(g) SO2(g)[pic 18]

Os números acima dos símbolos dos elementos são os números de oxidação. Em ambas as reacções indicadas, não existem números sobre os átomos das moléculas dos reagentes. Portanto, os seus números de oxidação são zero. No entanto, para os produtos, considera-se que houve uma transferência completa de electrões e que os átomos ganharam ou perderam electrões. Os números de oxidação reflectem o número de electrões "transferidos".

Utilizam-se as regras seguintes para atribuição dos números de oxidação:

- Nos elementos livres (isto é, no estado não combinado), cada átomo tem número de oxidação zero. Cada átomo em H2, Br2, Na, Be, K, O2 e P4 tem o mesmo número de oxidação: zero.

- Para Iões compostos por apenas um átomo (ou seja, Iões monoatómicos), o número de oxidação é igual à carga do Íon. Assim, o Íon Li + tem número de oxidação +1; o Íon Ba2+ de +2, o Íon Fe3+ de +3, o Íon 1- de -1, o Íon 02- de -2 e assim sucessivamente. Todos os metais alcalinos possuem número de oxidação + 1 e todos os metais alcalino-terrosos têm número de oxidação +2 nos seus compostos. O alumínio tem um número de oxidação +3 em todos os seus compostos.

- .Na maioria dos compostos de oxigénio (por exemplo, MgO e H2O), o número de oxidação do oxigénio é -2, mas no peróxido de hidrogénio (H2O2) e no Íon peróxido (O22-), o seu número de oxidação é -1.

- O número de oxidação do hidrogénio é + 1, excepto quando está ligado a metais em compostos binários. Nesses casos, por exemplo, em LiH, NaH, CaH2, o número de oxidação é -1.

- O flúor tem o número de oxidação -1 em todos os compostos. Os outros halogénios (Cl, Br e I) possuem números de oxidação negativos quando existem como Iões haletos nos seus compostos. Quando combinados com o oxigénio, por exemplo nos oxiácidos e oxiânions, têm números de oxidação positivos.

- Em uma molécula neutra, o somatório dos números de oxidação de todos os átomos tem de ser zero. Em um Íon poliatómico, o somatório dos números de oxidação de todos os elementos tem de ser igual à carga total do Íon. Por exemplo, no Íon amónio, NH4+, o número de oxidação de N é - 3 e o de H, + 1. Assim, o somatório dos números de oxidação é -3 + 4 (+1) = +1, que é a carga total do Íon

- Os números de oxidação não são obrigatoriamente números inteiros. Por exemplo, o número de oxidação do oxigénio no Íon superóxido, O2, é - .[pic 19]

3.Potências do eléctrodo – processos de pilha e de electrólise

3.1.Pilha (célula galvânica)

3.1.1.Conceito

O dispositivo experimental usado para medir electricidade por meio de uma reacção espontânea é denominada de célula galvânica ou célula voltaica, em homenagem aos cientistas italianos Luigi Galvani e Alessandro Volta (CHANG, 2005:624).

Uma Pilha (célula galvânica) é um sistema, formado por dois eléctrodos e uns (ou dois) electrólitos, onde ocorre transferência de electrões de um eléctrodo para outro a fim de gerar trabalho eléctrico.

- Cátodo - é o eléctrodo positivo, que recebe os electrões, ou seja, onde ocorre a semi-reacção de oxidação, de modo que sofra deposição de metal. O material que o constitui possui o menor potencial de redução.

- Ânodo - é o eléctrodo negativo, que perde os electrões, ou seja, onde ocorre a semi-reacção de redução, de modo que sofra corrosão. O material que o constitui possui o maior potencial de redução.

- Ponte salina - Tubo que liga os dois electrólitos. Possui algum sal dentro e é responsável por manter o desequilíbrio de cargas por mais tempo. Seu funcionamento exacto ainda é um pouco desconhecido.

Por exemplo, numa situação em que temos, um pedaço de Zinco metálico mergulhado em uma solução de CuSO4, o Zn é oxidado a iões Zn2+ e os Cu2+ são reduzidos a cobre metálico.

Zn(S) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(S)[pic 20]

Os electrões são transferidos directamente em solução do agente redutor (Zn) para o agente oxidante (Cu2+). Se separar-se fisicamente o agente oxidante do agente redutor, a transferência de electrões pode ser realizada através de um meio condutor exterior (um fio metálico). À medida que a reacção progride, é estabelecido um fluxo continuo de electrões e, portanto, produz-se electricidade (isto é, trabalho eléctrico é produzido tal como a força motriz de um motor eléctrico).

[pic 21]

Figura