Redox -Redox

Sódio e flúor ligam-se ionicamente para formar fluoreto de sódio . O sódio perde seu elétron externo para dar-lhe uma configuração eletrônica estável , e esse elétron entra no átomo de flúor de forma exotérmica . Os íons de cargas opostas são então atraídos um pelo outro. O sódio é oxidado; e o flúor é reduzido.
Demonstração da reação entre um agente oxidante forte e um agente redutor. Quando algumas gotas de glicerol (agente redutor suave) são adicionadas ao permanganato de potássio em pó (agente oxidante forte), inicia-se uma violenta reação redox acompanhada de auto-ignição.
Exemplo de uma reação de redução-oxidação entre sódio e cloro, com o mnemônico OIL RIG

Redox ( redução–oxidação , / r ɛ d ɒ k s / RED -oks , / r i d ɒ k s / REE -doks ) é um tipo de reação química na qual os estados de oxidação do substrato mudam.

  • A oxidação é a perda de elétrons ou um aumento no estado de oxidação de um produto químico ou átomos dentro dele.
  • Redução é o ganho de elétrons ou uma diminuição no estado de oxidação de um produto químico ou átomos dentro dele.

Existem duas classes de reações redox:

  • transferência de elétrons onde apenas um (geralmente) elétron flui do agente redutor para o oxidante. Este tipo de reação redox é frequentemente discutido em termos de pares redox e potenciais de eletrodo.
  • transferência de átomos , onde um átomo se transfere de um substrato para outro. Por exemplo, na ferrugem do ferro, o estado de oxidação dos átomos de ferro aumenta à medida que se converte em um óxido e simultaneamente o estado de oxidação do oxigênio diminui à medida que aceita elétrons liberados pelo ferro. Embora as reações de oxidação sejam comumente associadas à formação de óxidos, outras espécies químicas podem ter a mesma função. Na hidrogenação , as ligações C=C (e outras) são reduzidas pela transferência de átomos de hidrogênio.

Terminologia

"Redox" é uma combinação das palavras "redução" e "oxidação". O termo "redox" foi usado pela primeira vez em 1928. Os processos de oxidação e redução ocorrem simultaneamente e não podem ocorrer independentemente. Nos processos redox, o redutor transfere elétrons para o oxidante. Assim, na reação, o redutor ou agente redutor perde elétrons e é oxidado, e o oxidante ou agente oxidante ganha elétrons e é reduzido. O par de um agente oxidante e redutor que está envolvido em uma determinada reação é chamado de par redox . Um par redox é uma espécie redutora e sua forma oxidante correspondente, por exemplo, Fe2+
/ Fe3+
.A oxidação sozinha e a redução sozinha são chamadas de meia-reação porque duas semi-reações sempre ocorrem juntas para formar uma reação completa.

Oxidantes

A oxidação originalmente implicava reação com oxigênio para formar um óxido. Mais tarde, o termo foi expandido para abranger substâncias semelhantes ao oxigênio que realizavam reações químicas paralelas. Em última análise, o significado foi generalizado para incluir todos os processos que envolvem a perda de elétrons. As substâncias que têm a capacidade de oxidar outras substâncias (fazendo com que percam elétrons) são chamadas de oxidantes ou oxidantes , e são conhecidas como agentes oxidantes, oxidantes ou oxidantes. O oxidante (agente oxidante) remove elétrons de outra substância e, portanto, é reduzido. E, por “aceitar” elétrons, o agente oxidante também é chamado de aceptor de elétrons . Os oxidantes são geralmente substâncias químicas com elementos em altos estados de oxidação (por exemplo, H
2
O
2
, MnO-
4
, CrO
3
, Cr
2
O2-7
_
, OsO
4
), ou então elementos altamente eletronegativos ( O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 ) que podem ganhar elétrons extras oxidando outra substância.

Oxidantes são oxidantes, mas o termo é reservado principalmente para fontes de oxigênio, particularmente no contexto de explosões. O ácido nítrico é um oxidante.

O pictograma internacional para produtos químicos oxidantes

O oxigênio é o oxidante por excelência.

Redutores

As substâncias que têm a capacidade de reduzir outras substâncias (fazendo com que ganhem elétrons) são chamadas de redutoras ou redutoras e são conhecidas como agentes redutores, redutores ou redutores. O redutor (agente redutor) transfere elétrons para outra substância e, portanto, é oxidado. E, por doar elétrons, o agente redutor também é chamado de doador de elétrons . Os doadores de elétrons também podem formar complexos de transferência de carga com os aceptores de elétrons. A palavra redução originalmente se referia à perda de peso ao aquecer um minério metálico , como um óxido metálico, para extrair o metal. Em outras palavras, o minério foi "reduzido" a metal. Antoine Lavoisier demonstrou que essa perda de peso se devia à perda de oxigênio como gás. Mais tarde, os cientistas perceberam que o átomo do metal ganha elétrons nesse processo. O significado de redução tornou-se então generalizado para incluir todos os processos que envolvem um ganho de elétrons. Equivalente redutor refere-se a espécies químicas que transferem o equivalente de um elétron em reações redox. O termo é comum em bioquímica. Um equivalente redutor pode ser um elétron, um átomo de hidrogênio, como um íon hidreto .

Os redutores em química são muito diversos. Metais elementares eletropositivos , como lítio , sódio , magnésio , ferro , zinco e alumínio , são bons agentes redutores. Esses metais doam ou doam elétrons com relativa facilidade. Eles transferem elétrons.

Reagentes de transferência de hidretos , como NaBH 4 e LiAlH 4 , reduzem por transferência de átomos: eles transferem o equivalente de hidreto ou H . Estes reagentes amplamente utilizados na [redução de compostos carbonílicos a álcoois . Um método relacionado de redução envolve o uso de gás hidrogênio (H 2 ) como fontes de átomos de H.

Eletronação e deseletronização

O eletroquímico John Bockris propôs as palavras eletronização e deseletronação para descrever os processos de redução e oxidação, respectivamente, quando ocorrem em eletrodos . Essas palavras são análogas à protonação e desprotonação . Eles não foram amplamente adotados por químicos em todo o mundo, embora a IUPAC tenha reconhecido o termo eletronização.

Taxas, mecanismos e energias

As reações redox podem ocorrer lentamente, como na formação de ferrugem , ou rapidamente, como no caso da queima de combustível. As reações de transferência de elétrons são geralmente rápidas, ocorrendo dentro do tempo de mistura.

Os mecanismos das reações de transferência de átomos são altamente variáveis ​​porque muitos tipos de átomos podem ser transferidos. Tais reações também podem ser bastante complexas, ou seja, envolvem muitas etapas. Os mecanismos das reações de transferência de elétrons ocorrem por duas vias distintas, transferência de elétrons da esfera interna e transferência de elétrons da esfera externa .

A análise das energias de ligação e energias de ionização na água permite o cálculo dos aspectos termodinâmicos das reações redox.

Potenciais de eletrodo padrão (potenciais de redução)

Cada semi-reação tem um potencial de eletrodo padrão ( Eo
celular
), que é igual à diferença de potencial ou tensão em equilíbrio sob condições padrão de uma célula eletroquímica na qual a reação do cátodo é a semi-reação considerada, e o ânodo é um eletrodo de hidrogênio padrão onde o hidrogênio é oxidado:

12  H 2 → H + + e .

O potencial de eletrodo de cada semi-reação também é conhecido como seu potencial de redução Eo
vermelho
, ou potencial quando a semi-reação ocorre em um cátodo. O potencial de redução é uma medida da tendência do agente oxidante a ser reduzido. Seu valor é zero para H + + e 12  H 2 por definição, positivo para agentes oxidantes mais fortes que H + (por exemplo, +2,866 V para F 2 ) e negativo para agentes oxidantes que são mais fracos que H + (por exemplo , , -0,763 V para Zn 2+ ).

Para uma reação redox que ocorre em uma célula, a diferença de potencial é:

Eo
celular
= Eo
cátodo
Eo
ânodo

No entanto, o potencial da reação no ânodo às vezes é expresso como um potencial de oxidação :

Eo
boi
 = – Eo
vermelho
.

O potencial de oxidação é uma medida da tendência do agente redutor ser oxidado, mas não representa o potencial físico em um eletrodo. Com esta notação, a equação de tensão da célula é escrita com um sinal de mais

Eo
celular
= Eo
vermelho (cátodo)
+ Eox
(ânodo)

Exemplos de reações redox

Ilustração de uma reação redox

Na reação entre hidrogênio e flúor , o hidrogênio está sendo oxidado e o flúor está sendo reduzido:

H
2
+ F
2
→ 2 HF

Essa reação é espontânea e libera 542 kJ por 2 g de hidrogênio porque a ligação HF é muito mais forte que a ligação FF. Esta reação pode ser analisada como duas semi-reações . A reação de oxidação converte hidrogênio em prótons:

H
2
→ 2  H + + 2  e

A reação de redução converte o flúor no ânion fluoreto:

F
2
+ 2 e → 2  F

As semi-reações são combinadas de modo que os elétrons se cancelam:

H
2
2 H + + 2 e
F
2
+ 2e-
2F- _

H 2 + F 2 2 H + + 2 F

Os prótons e o fluoreto se combinam para formar fluoreto de hidrogênio em uma reação não redox:

2 H + + 2 F → 2 HF

A reação geral é:

H
2
+ F
2
→ 2 HF

Deslocamento de metal

Uma reação redox é a força por trás de uma célula eletroquímica como a célula galvânica mostrada. A bateria é feita de um eletrodo de zinco em uma solução de ZnSO 4 conectado com um fio e um disco poroso a um eletrodo de cobre em uma solução de CuSO 4 .

Nesse tipo de reação, um átomo de metal em um composto (ou em uma solução) é substituído por um átomo de outro metal. Por exemplo, o cobre é depositado quando o zinco metálico é colocado em uma solução de sulfato de cobre(II) :

Zn(s)+ CuSO 4 (aq) → ZnSO 4 (aq) + Cu(s)

Na reação acima, o zinco metálico desloca o íon cobre(II) da solução de sulfato de cobre e, assim, libera o cobre metálico livre. A reação é espontânea e libera 213 kJ por 65 g de zinco.

A equação iônica para esta reação é:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

Como duas semi-reações , vê-se que o zinco é oxidado:

Zn → Zn 2+ + 2 e

E o cobre é reduzido:

Cu 2+ + 2 e → Cu

Outros exemplos

Corrosão e ferrugem

Óxidos, como óxido de ferro(III) ou ferrugem , que consiste em óxidos de ferro(III) hidratados Fe 2 O 3 · n H 2 O e óxido-hidróxido de ferro(III) (FeO(OH), Fe(OH) 3 ) , se formam quando o oxigênio se combina com outros elementos
Ferro enferrujando em cubos de pirita
  • O termo corrosão refere-se à oxidação eletroquímica de metais em reação com um oxidante como o oxigênio. A ferrugem , a formação de óxidos de ferro , é um exemplo bem conhecido de corrosão eletroquímica; ele se forma como resultado da oxidação do ferro metálico. A ferrugem comum geralmente se refere ao óxido de ferro(III) , formado na seguinte reação química:
  • A oxidação de ferro(II) a ferro(III) por peróxido de hidrogênio na presença de um ácido:
    Aqui, a equação geral envolve adicionar a equação de redução ao dobro da equação de oxidação, de modo que os elétrons se cancelem:

Desproporção

Uma reação de desproporção é aquela em que uma única substância é oxidada e reduzida. Por exemplo, o íon tiossulfato com enxofre no estado de oxidação +2 pode reagir na presença de ácido para formar enxofre elementar (estado de oxidação 0) e dióxido de enxofre (estado de oxidação +4).

S 2 O 3 2- + 2 H + → S + SO 2 + H 2 O

Assim, um átomo de enxofre é reduzido de +2 para 0, enquanto o outro é oxidado de +2 para +4.

Reações redox na indústria

A proteção catódica é uma técnica usada para controlar a corrosão de uma superfície metálica, tornando-a o cátodo de uma célula eletroquímica. Um método simples de proteção conecta o metal protegido a um " ânodo de sacrifício " mais facilmente corroído para atuar como o ânodo. O metal sacrificial em vez do metal protegido, então, corrói. Uma aplicação comum de proteção catódica é em aço galvanizado , no qual um revestimento sacrificial de zinco nas peças de aço as protege da ferrugem.

A oxidação é usada em uma ampla variedade de indústrias, como na produção de produtos de limpeza e amônia oxidante para produzir ácido nítrico .

As reações redox são a base das células eletroquímicas , que podem gerar energia elétrica ou dar suporte à eletrossíntese . Os minérios metálicos geralmente contêm metais em estados oxidados, como óxidos ou sulfetos, dos quais os metais puros são extraídos por fundição a alta temperatura na presença de um agente redutor. O processo de galvanoplastia utiliza reações redox para revestir objetos com uma fina camada de um material, como em peças automotivas cromadas , talheres prateados , galvanização e joias folheadas a ouro .

Reações redox em biologia

O escurecimento enzimático é um exemplo de reação redox que ocorre na maioria das frutas e vegetais.

Muitos processos biológicos importantes envolvem reações redox. Antes que alguns desses processos possam começar, o ferro deve ser assimilado do meio ambiente.

A respiração celular , por exemplo, é a oxidação da glicose (C 6 H 12 O 6 ) em CO 2 e a redução do oxigênio em água . A equação resumida para a respiração celular é:

C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O

O processo de respiração celular também depende muito da redução de NAD + a NADH e da reação inversa (a oxidação de NADH a NAD + ). A fotossíntese e a respiração celular são complementares, mas a fotossíntese não é o inverso da reação redox na respiração celular:

6 CO 2 + 6 H 2 O + energia luminosa → C 6 H 12 O 6 + 6 O 2

A energia biológica é frequentemente armazenada e liberada por meio de reações redox. A fotossíntese envolve a redução do dióxido de carbono em açúcares e a oxidação da água em oxigênio molecular. A reação inversa, a respiração, oxida os açúcares para produzir dióxido de carbono e água. Como etapas intermediárias, os compostos de carbono reduzido são usados ​​para reduzir o dinucleotídeo de nicotinamida adenina (NAD + ) a NADH, que então contribui para a criação de um gradiente de prótons , que impulsiona a síntese de trifosfato de adenosina (ATP) e é mantido pela redução de oxigênio. Nas células animais, as mitocôndrias desempenham funções semelhantes. Consulte o artigo sobre o potencial da membrana .

As reações de radicais livres são reações redox que ocorrem como parte da homeostase e matam microrganismos, onde um elétron se desprende de uma molécula e depois se reconecta quase instantaneamente. Os radicais livres fazem parte das moléculas redox e podem se tornar prejudiciais ao corpo humano se não se reconectarem à molécula redox ou a um antioxidante . Radicais livres insatisfeitos podem estimular a mutação das células que encontram e são, portanto, causas de câncer.

O termo estado redox é frequentemente usado para descrever o equilíbrio de GSH/GSSG , NAD + /NADH e NADP + /NADPH em um sistema biológico, como uma célula ou órgão. O estado redox é refletido no equilíbrio de vários conjuntos de metabólitos (por exemplo, lactato e piruvato , beta-hidroxibutirato e acetoacetato ), cuja interconversão é dependente dessas proporções. Um estado redox anormal pode se desenvolver em uma variedade de situações deletérias, como hipóxia , choque e sepse . O mecanismo redox também controla alguns processos celulares. Proteínas redox e seus genes devem ser co-localizados para regulação redox de acordo com a hipótese CoRR para a função do DNA nas mitocôndrias e cloroplastos.

Ciclo redox

Grandes variedades de compostos aromáticos são reduzidas enzimaticamente para formar radicais livres que contêm um elétron a mais que seus compostos originais. Em geral, o doador de elétrons é qualquer um de uma ampla variedade de flavoenzimas e suas coenzimas . Uma vez formados, esses radicais livres de ânions reduzem o oxigênio molecular a superóxido e regeneram o composto original inalterado. A reação líquida é a oxidação das coenzimas da flavoenzima e a redução do oxigênio molecular para formar superóxido. Este comportamento catalítico foi descrito como um ciclo fútil ou ciclo redox.

Reações redox em geologia

Altos-fornos da Třinec Iron and Steel Works , República Tcheca

Os minerais são geralmente derivados oxidados de metais. O ferro é extraído como sua magnetita (Fe 3 O 4 ). O titânio é extraído como seu dióxido, geralmente na forma de rutilo (TiO 2 ). Para obter os metais correspondentes, esses óxidos devem ser reduzidos, o que muitas vezes é conseguido aquecendo esses óxidos com carbono ou monóxido de carbono como agentes redutores. Os altos- fornos são os reatores onde óxidos de ferro e coque (uma forma de carbono) são combinados para produzir ferro fundido. A principal reação química que produz o ferro fundido é:

Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2

Reações redox em solos

As reações de transferência de elétrons são centrais para uma miríade de processos e propriedades nos solos, e a "atividade" dos elétrons, quantificada como Eh (potencial de eletrodo de platina (voltagem) em relação ao eletrodo de hidrogênio padrão) ou pe (análogo ao pH como atividade de elétrons -log), é uma variável mestre, juntamente com o pH, que controla e é governada por reações químicas e processos biológicos. A pesquisa teórica inicial com aplicações em solos alagados e produção de arroz em casca foi seminal para trabalhos subsequentes sobre aspectos termodinâmicos de redox e crescimento de raízes de plantas em solos. Trabalhos posteriores se basearam nessa base e a expandiram para entender as reações redox relacionadas a mudanças no estado de oxidação de metais pesados, pedogênese e morfologia, degradação e formação de compostos orgânicos, química de radicais livres, delimitação de áreas úmidas, remediação do solo e várias abordagens metodológicas para caracterizar a redox estado dos solos.


Mnemônicos

Os principais termos envolvidos em redox podem ser confusos. Por exemplo, um reagente que é oxidado perde elétrons; no entanto, esse reagente é referido como o agente redutor. Da mesma forma, um reagente que é reduzido ganha elétrons e é chamado de agente oxidante. Esses mnemônicos são comumente usados ​​pelos alunos para ajudar a memorizar a terminologia:

  • " OIL RIG " — oxidação é perda de elétrons , redução é ganho de elétrons
  • "LEO o leão diz GER [grr]" - perda de elétrons é oxidação , ganho de elétrons é redução
  • "LEORA diz GEROA" — a perda de elétrons é chamada de oxidação (agente redutor); o ganho de elétrons é chamado de redução (agente oxidante).
  • "RED CAT" e "AN OX", ou "AnOx RedCat" ("um gato vermelho-boi") - a redução ocorre no cátodo e o ânodo é para oxidação
  • "RED CAT ganha o que AN OX perde" - redução no cátodo ganha (elétrons) o que a oxidação do ânodo perde (elétrons)
  • "PANIC" – Ânodo Positivo e Negativo é Cátodo. Isso se aplica a células eletrolíticas que liberam eletricidade armazenada e podem ser recarregadas com eletricidade. PANIC não se aplica a células que podem ser recarregadas com materiais redox. Essas células galvânicas ou voltaicas , como as células a combustível , produzem eletricidade a partir de reações redox internas. Aqui, o eletrodo positivo é o cátodo e o negativo é o ânodo.

Veja também

Referências

Leitura adicional

links externos