Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxirredução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.
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 oxirredução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, consequentemente, 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 consequência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto.
Veja mais em: Número de Oxidação (NOX)
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 autorredox, 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 autorredox: 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
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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 apoia 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.
Por: Mônica Josene Barbosa
