O que é a química redox?
Toda a reação química move electrões ou não os move. As que os movem são reações redox — redução-oxidação — e abrangem a combustão, as pilhas, a corrosão, a metalurgia e o metabolismo. O dispositivo de contabilidade que torna o tema gerível é o estado de oxidação: uma carga hipotética que um átomo teria se todas as ligações fossem totalmente iónicas. Não é uma carga real, mas, como registo, indica-lhe de imediato quem perdeu electrões, quem os ganhou e quantos mudaram de mãos.
A regra a reter: LEO diz GER — Lose Electrons, Oxidized (perde electrões, oxida-se); Gain Electrons, Reduced (ganha electrões, reduz-se). E a armadilha do nome: o agente oxidante é a espécie que se reduz (é ela que oxida outra).
Atribuir estados de oxidação: o algoritmo
As regras aplicam-se por ordem estrita: elemento livre = 0; ião monoatómico = a sua carga; F é sempre −1; O é −2 exceto em peróxidos (H2O2, Na2O2, onde é −1) e em OF2 (+2); H é +1, exceto em hidretos metálicos (−1); metais do grupo 1 são +1, do grupo 2 são +2; e a soma de todos os estados iguala a carga líquida. O que resta desconhecido resolve-se algebricamente. Os exemplos predefinidos do painel percorrem os clássicos: KMnO4 tem K(+1) e O(−2)×4, o que força Mn = +7; K2Cr2O7 força Cr = +6 por átomo; o anião dicromato Cr2O72− faz o mesmo, com carga −2 no balanço. Fe3O4 é o mais interessante: a álgebra dá em média +2,7 por Fe, um óxido de valência mista genuíno (FeO·Fe2O3), cujos dois sítios de ferro diferentes os químicos escrevem como +2 e +3. O painel aplica a mesma distinção: os verdadeiros peróxidos (H2O2, Na2O2, CaO2) põem cada O em −1, enquanto os dióxidos como o MnO2 mantêm o O em −2.
Balancear por semirreações
O método mais seguro para balancear qualquer equação redox divide-a numa semirreação de oxidação e numa de redução, balanceia cada uma separadamente e depois multiplica-as para que os electrões se cancelem. Cada semirreação é balanceada por uma ordem fixa: (1) todos os átomos exceto O e H, (2) O com H2O, (3) H com H+ em meio ácido ou OH− em meio básico, (4) carga com electrões. O exemplo do painel é a redução clássica do permanganato: MnO4− → Mn2+ em meio ácido, que se balanceia como MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — quatro moléculas de água para quatro oxigénios, oito protões para oito hidrogénios, cinco electrões para conciliar a trajetória +7 → +2.
A tabela de potenciais como classificação
Os potenciais padrão de redução E° (em volts, em relação ao elétrodo padrão de hidrogénio, exatamente 0,00) classificam cada semirreação pelo seu apetite por electrões. Leia a tabela de 21 entradas do painel como uma classificação: F2 (+2,87) é o oxidante mais forte no topo, Li+ (−3,04) o redutor mais forte no fundo, e os metais intermédios reproduzem a clássica série de atividade — qualquer forma reduzida situada mais abaixo na tabela doa electrões a qualquer forma oxidada situada acima. É por isso que o zinco metálico desloca o Cu2+ da solução: os electrões fluem espontaneamente do Zn para o Cu2+. Para construir uma célula a partir de duas entradas: E°célula = E°cátodo − E°ânodo, e o sinal dessa diferença é o veredito de espontaneidade — a famosa pilha de Daniell associa Cu (+0,34) a Zn (−0,76), para E°célula = +1,10 V.
Nernst: a concentração muda as metas
E° só vale a 1 M e 1 atm; a equação de Nernst E = E° − (RT/nF) ln Q corrige as concentrações reais (o atalho a 25 °C, E = E° − (0,0592/n) log Q, é a mesma equação com os números já incorporados). Os dois exemplos do painel delimitam o comportamento: o par Zn2+/Zn (E° = −0,76 V, n = 2) com Q = 0,1 desloca-se para E = −0,7304 V — continua negativo, não espontâneo como redução, o que é precisamente a razão pela qual o zinco serve de ânodo; o par Cu2+/Cu (+0,34 V) com Q = 0,01 sobe para E = +0,3992 V, pois as soluções pobres em produtos empurram a redução com mais força. No limite Q → K, E → 0, que é a ponte para a constante de equilíbrio e para ΔG = −nFE.
Ideias erradas comuns
- A oxidação exige oxigénio. O nome é uma armadilha etimológica: Na → Na+ + e&supminus; é uma oxidação, sem oxigénio em lado nenhum. A definição é a perda de electrões, ponto final.
- O agente oxidante oxida-se. É o contrário: o agente provoca a oxidação e é ele próprio reduzido. MnO4− é o oxidante precisamente porque o seu Mn (+7) desce para +2.
- Um E° mais positivo significa um redutor mais forte. É o contrário: E° positivo = ávido de ser reduzido = oxidante forte. Os redutores fortes situam-se na extremidade negativa.
- O hidrogénio é sempre +1. Só em compostos com não metais. No NaH (e no LiAlH4) é −1 — o hidreto é um protão com dois electrões.
Ferramentas relacionadas: Equilíbrio químico (E e K são duas perspetivas de uma mesma constante), Termoquímica (ΔG = −nFE) e Configuração eletrónica (os electrões que são trocados).
