Número de Oxidação Avançado
Publicado em 20/12/2005
Na reacção
Zn2+ + Cu --> Zn + Cu2+
identificam-se dois pares redox conjugados, isto é, os dois estados de oxidação (oxidado e reduzido) de cada um dos elementos participantes – as duas espécies, Zn2+ (estado oxidado) e Zn (estado reduzido), correspondem a um par redox conjugado, e as espécies Cu2+ e Cu constituem outro par, podendo ambos ser representados da seguinte forma:
| Zn2+ | / | Zn | e | Cu2+ | / | Cu |
| estado oxidado | / | estado reduzido | estado oxidado | / | estado reduzido |
No caso geral a ordem pela qual se escreve os pares redox é a correspondente ao processo de redução, descrito pela reacção de redução do elemento, como se pode visualizar na série electroquímica. Neste formalismo coloca-se à esquerda do traço o estado oxidado e à sua direita o estado reduzido.
Em muitas reacções é fácil observar a alteração do estado de
oxidação entre duas espécies químicas, porém, noutras reacções, não é
tão óbvia a transferência de electrões. Para mais facilmente reconhecer
o deslocamento dos electrões nas reacções redox e distinguir os estados
de oxidação dos elementos define-se
número de oxidação
.
O número de oxidação de um dado átomo refere-se ao número de cargas que
esse átomo teria se se considerasse que os electrões não se encontram
partilhados, mas sim inteiramente localizados num dado átomo.
Por exemplo, na molécula de água, existem uma ligação entre cada um dos átomos de hidrogénio e o átomo de oxigénio. Estes electrões são partilhados entre o átomo de oxigénio e o átomo de hidrogénio.
H:O:H
Se se considerar que os electrões são atribuídos unicamente a um dos átomos, dado que o oxigénio é mais electronegativo do que o hidrogénio, a representação da molécula passaria a ser
H+ - O2- - H+
ou seja, o número de oxidação de cada átomo de hidrogénio será +1, enquanto que o do oxigénio será -2.
Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de oxidação diminui.
Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe sempre variação do número de oxidação de dois elementos.
Para a determinação do número de oxidação devem seguir-se algumas regras básicas:
Regras Básicas:
- O número de oxidação de um elemento no estado livre (quando não está combinado) é igual a zero;
- Quando se encontra combinado o número de oxidação do hidrogénio é sempre +1 (salvo nos hidretos metálicos em que toma o valor -1).
- No caso do oxigénio o número de oxidação é -2, à excepção dos peróxidos em que é igual a -1 e dos superóxidos onde é igual a -0,5. Quando ligado ao flúor, dado que este é mais electronegativo que o oxigénio, será o fluor que apresenta número de oxidação -1.
- Os iões monoatómicos têm o número de oxidação igual à sua própria carga;
- A soma dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula tem de ser igual a zero (regra da electroneutralidade);
- A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um ião poliatómico é sempre igual à carga do ião.
Características de alguns elementos quanto ao seu número de oxidação:
-
Os elementos não metálicos podem ter vários números de oxidação negativos, positivos ou nulos;
Exemplo
O Cloro é um exemplo de um não-metal:
HCl => n.o.(Cl) = -1
HClO => n.o.(Cl) = +1
HClO2 => n.o.(Cl) = +3
HClO3 => n.o.(Cl) = +5
HClO4 => n.o.(Cl) = +7
-
O número de oxidação mais elevado que um determinado elemento pode ter é o correspondente ao número de electrões de valência.
Exemplo
O Azoto tem cinco electrões de valência e, portanto, o n.o. máximo que pode ter é cinco
NO3- => n.o.(N) = +5
NO2 => n.o.(N) = +4
NO => n.o.(N) = +2
NH4+ => n.o.(N) = -3
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