Eletroquímica

O número de oxidação 氧化数 (também chamado estado de oxidação) mostra quantos elétrons 电子 um átomo perdeu ou ganhou em comparação com o elemento livre. Você o calcula usando regras simples:

• um elemento não combinado tem número de oxidação de $0$.
• um íon simples tem número de oxidação igual à sua carga (portanto $\text{Mg}^{2+}$ é $+2$).
• O Grupo 1 é sempre $+1$, o Grupo 2 é sempre $+2$.
• hidrogênio é $+1$ (mas $-1$ em hidretos metálicos).
• oxigênio é $-2$ (mas $-1$ em peróxidos).
• flúor é sempre $-1$.
• os números de oxidação em um composto neutro somam $0$; em um íon, somam a carga.

Um numeral romano indica o tamanho do número de oxidação de um elemento; por exemplo, ferro(II) significa $+2$ e manganês(VII) em $\text{KMnO}_4$ significa $+7$.

Exemplo resolvido. Encontre o número de oxidação do enxofre no íon sulfato, $\text{SO}_4^{2-}$.

Cada oxigênio é $-2$, então os quatro oxigênios dão $4 \times (-2) = -8$. Em um íon, os números somam a carga, aqui $-2$. Se o enxofre for $x$:

Exemplo resolvido. Encontre o número de oxidação do nitrogênio no íon nitrato, $\text{NO}_3^-$.

Uma reação redox 氧化还原 é aquela na qual elétrons se movem de uma espécie para outra.

• oxidação 氧化 é a perda de elétrons. O número de oxidação sobe.
• redução 还原 é o ganho de elétrons. O número de oxidação desce.

Uma dica mnemônica útil é OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.

Oxidação e redução acontecem sempre juntas, porque os elétrons perdidos por uma espécie são ganhos por outra. Essa transferência de elétrons 电子转移 é por que chamamos de reação redox.

Mudanças no número de oxidação ajudam você a balancear uma equação redox:

1. encontre o elemento cujo número de oxidação sobe (ele é oxidado) e aquele cujo número desce (ele é reduzido).
2. a subida total deve ser igual à descida total, porque todo elétron perdido é ganhado em algum lugar.
3. escolha a razão entre as duas espécies para que a subida e a descida correspondam, então balanceie o resto da equação.

Exemplo resolvido. Balanceie a reação de manganato(VII) com ferro(II) em ácido: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

O manganês cai de $+7$ para $+2$ (uma queda de $5$); o ferro sobe de $+2$ para $+3$ (uma subida de $1$). Para fazer com que a queda total seja igual à subida total, tome $5$ iões de ferro para cada $1$ ião manganato. Depois equilibre o oxigénio com água ($4\,\text{H}_2\text{O}$) e o hidrogénio com $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

Desproporcionamento 歧化 é uma reação redox especial na qual o mesmo elemento é tanto oxidado quanto reduzido ao mesmo tempo. Por exemplo, quando cloro reage com água fria, alguns átomos de cloro são reduzidos (para $\text{Cl}^-$) e outros são oxidados (para $\text{ClO}^-$).

• um agente oxidante 氧化剂 retira elétrons de outra espécie. Ao fazer isso, ele próprio é reduzido.
• um agente redutor 还原剂 entrega elétrons a outra espécie. Ao fazer isso, ele próprio é oxidado.

Assim, em qualquer reação redox, o agente oxidante causa a oxidação da outra espécie, enquanto o agente redutor causa a redução.

• Aplique as regras do número de oxidação em ordem: O é $-2$ exceto em peróxidos ($-1$); H é $+1$ exceto em hidretos metálicos ($-1$).
• Em uma equação redox, o aumento total é igual à diminuição total no número de oxidação — use isso para fixar a razão, depois balanceie O com $\text{H}_2\text{O}$ e H com $\text{H}^+$.
• Um agente oxidante é reduzido; nomeie tanto o que é oxidado/reduzido quanto o agente para obter nota completa.
• Disproportionação é quando o mesmo elemento é oxidado e reduzido — mostre ambas as mudanças no número de oxidação.