8. Recapitulando a Oxidação e a Redução[1]

Originalmente o termo "oxidação" foi usado para reações onde um elemento se combina com oxigênio.

Figura 24. Reação de oxidação do magnésio metálico

Já o termo "redução" tem origem latina e significa "voltar ao ponto de partida". Portanto qualquer reação que "retorne" ao magnésio metálico é uma reação de redução.

A reação entre o óxido de magnésio e carbono a 2000°C para formar magnésio metálico e monóxido de carbono é um exemplo da redução do óxido de magnésio a magnésio metálico.

Figura 25. Reação de redução do óxido de magnésio

Com a descoberta dos elétrons, os químicos ficaram convencidos que as reações de oxidação-redução envolvem a transferência de elétrons entre os átomos.

Cada átomo de magnésio perde 2 elétrons para formar um íon Mg+2 enquanto que cada molécula de O2 recebe 4 elétrons para formar um par de íons O-2.

Figura 26. Semireações envolvidas na oxidação do magnésio metálico.

Os elétrons não são criados nem destruídos em uma reação, por isso as reações de oxidação e redução estão associadas.

Não é possível ocorrer uma redução sem uma oxidação.

Figura 27. Estequiometria da oxidação do magnésio metálico.

8.1. Reações de Oxiredução sem troca de elétrons.

Átomos em ligações covalentes que não ganham nem perdem elétrons para formarem íons, também apresentam um "estado de oxidação". Isto ocorre porque os elétrons em uma ligação covalente não estão igualmente distribuidos quando os átomos da ligação apresentam diferentes graus de eletronegatividade[2]

Por exemplo, em uma ligação entre oxigênio e carbono, o oxigênio apresenta maior eletronegatividade do que o carbono e por isso atrai para si a "nuvem" de elétros apresentando um estado de oxidação negativo, enquanto o carbono apresenta um estado de oxidação positivo.

Considere a reação:

Figura 28. Oxidação do monóxido de carbono.

Nesta reação não ocorre uma troca de elétrons, mantendo constante o número de elétrons na camada de valência:

Figura 29. Estados de Oxidação dos átomos envolvidos na reação de oxidação do monóxido de carbono.

O que muda nesta reação é o estado de oxidação dos átomos. O estado de oxidação do carbono aumenta de +2 para +4 enquanto que o estado de oxidação do hidrogênio diminui de +1 para 0.

Para facilitar o entendimento, imagine, que na quebra das 2 ligações covalentes do monóxido de carbono (CO), onde existem 4 elétrons envolvidos, as duas ligações sofrem heterólise[3] devido à maior eletronegatividade do oxigênio.

Neste caso o oxigênio ficaria com um excesso de 2 elétrons na camada de valência e portanto teria uma carga formal de -2, enquanto que o carbono teria uma deficiência de 2 elétrons e portanto uma carga de +2.

A rigor, a estrutura do monóxido de carbono é melhor representada por 3 estruturas de ressonância com predominância da estrutura com 3 ligações e carga negativa sobre o átomo de carbono. Para melhor entender as ligações químicas do monóxido de carbono é necessário a teoria do Orbital Molecular.

Figura 30. Estruturas de ressonância no monóxido de carbono.(Fonte: Wikipedia)

A oxidação portanto pode ser definida como a reação onde o número de oxidação (ou estado de oxidação) de um átomo aumenta enquanto a redução ocorre quando o número de oxidação (ou estado de oxidação) do átomo diminui.

Algumas dicas:

Notas

[1]

Fonte: www.che.ilstu.edu/genchemhelphomepage/topicreview/bp/ch9/redox.html

[2]

Segundo Linus Pauling, eletronegatividade é o poder de um átomo, numa molécula, de atrair elétrons para si.

[3]

Heterólise: quebra de uma ligação química na qual os dois elétrons da ligação permanecem com apenas um dos átomos.