Introdução Teórica

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Matérias relativas às disciplinas do 12º ano de escolaridade

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lBinômio de newton

Análisecombinatória

Introdução Teórica

Foi Lavoisier ( séc. XVIII ) quem deu a primeira definição de oxidação. Para ele oxidação era o resultado da combinação de uma substância com o oxigénio.

Na realidade, existem inúmeros factos do dia-a-dia que correspondem a oxidações e em que se dá uma reacção química com o oxigénio do ar:

Combustão do carvão numa lareira;
Respiração de um ser vivo;
Oxidação da maioria dos metais.

Por oposição, estava-se em presença de uma redução sempre que se dava uma libertação de oxigénio.

No entanto, posteriormente, chegou-se à conclusão que estes conceitos eram manifestamente incompletos. De facto existem oxidações que não são reacções de combustão.

Actualmente e, segundo a teoria electrónica, a formação de um óxido assenta numa transferência de electrões. Assim, quando uma espécie perde electrões sofre uma oxidação, por outro lado se ganha electrões sofre uma redução.

Uma mnemónica que se tem mostrado útil é a seguinte:

RE	DUÇÃO CEBE ELECTRÕES

Consideremos a seguinte experiência:

Coloca-se uma barra de zinco numa solução aquosa de sulfato de cobre ( CuSO4 ). Passado algum tempo verifica-se que a barra, na parte que estava mergulhada fica recoberta por uma camada de cobre metálico.

ANTES

DEPOIS

barra	solução	barra	solução
Zn	Cu²⁺ ; SO₄^2-	Zn ; Cu	Cu²⁺ ;Zn²⁺ ; SO₄^2-

Átomos (neutros) de zinco transformaram-se em iões Zn²⁺ devido a uma perda de electrões:

Zn		Zn²⁺ + 2 e^-
(barra)		(solução)

Deu-se uma OXIDAÇÃO.

Iões cobre passaram para a barra sob a forma de átomos e por conseguinte deu-se um ganho de electrões:

Cu²⁺ + 2 e^-		Cu
(solução)		(barra)

Deu-se uma REDUÇÃO.

Ocorreu uma transferência de electrões (o zinco doou electrões e o cobre recebeu-os).

Este processo denomina-se OXIDAÇÃO-REDUÇÃO.

Para representar a reacção de oxidação-redução ( ou redox ) basta somar as equações representativas das semi-reacções de oxidação e de redução:

			Zn	Zn²⁺	+	2e^-
Cu²⁺	+	2e^-					Cu
Cu²⁺	+		Zn	Zn²⁺	+		Cu

AGENTE OXIDANTE, ou apenas OXIDANTE é a espécie química que produz a oxidação. Para produzir a oxidação essa espécie precisa de receber electrões.

Então, o agente oxidante deve sofrer uma redução.

Exemplo:

No caso do cobre e do zinco, qual é o agente oxidante?

O átomo de Zn sofreu uma oxidação. O agente oxidante é o ião cobre.

AGENTE REDUTOR, ou apenas REDUTOR é a espécie química que produz a redução. Para produzir a redução essa espécie precisa de fornecer electrões.

Logo o agente redutor deve sofrer uma oxidação.

Exemplo:

No caso que temos vindo a considerar o agente redutor é o átomo de zinco.

Por definição,

Número de oxidação de uma espécie é a carga que essa espécie teria se estivesse a participar de uma ligação química predominantemente iónica.

No exemplo abordado anteriormente os números de oxidação serão:

(Zn = 0)		(Cu = 0)		(Zn²⁺=+2)		(Cu²⁺=+2)
Zn⁰	+	Cu²⁺	----	Zn²⁺	+	Cu⁰

É de salientar que onde houve a oxidação o nº de oxidação aumentou e onde houve a redução o nº de oxidação diminuiu.

OXIDAÇÃO:	Zn = 0		Zn²⁺ =.+2
REDUÇÃO:	Cu = 0		Cu²⁺ = +2

Se o composto é iónico, então o nº de oxidação de cada espécie é a carga que esta espécie terá ao participar neste tipo de ligação.

Exemplo:

Na⁺Cl^-

Número de oxidação Na⁺ = +1
Número de oxidação Cl^- = -1

Se o composto é molecular,supõe-se que o par electrónico da ligação covalente ou covalente dativa será doado pelo átomo mais electronegativo.

Exemplo 1:

H₂O

O oxigénio é mais electronegativo e o par electrónico será cedido por ele. Assim:Número de oxidação do hidrogénio = +1
Número de oxidação do oxigénio = -2

Exemplo 2:

Calculo do número de oxidação do Cl no composto HClO₂

Como o número de oxidação do H = +1 e o número de oxidação do O = -2, vem: +1 + x + 2 ( -2 ) = 0 x = +3

Para substâncias simples o nº de ox. de cada átomo é zero.

Para iões monoatómicos o nº de ox. é igual á carga do ião.

Em moléculas, a soma dos números de oxidação de todos os átomos é nula.

Exemplo:

Calcular o nº de ox. do azoto no composto HNO₃

+1 + x + 3 ( -2 ) = 0 x = +5

Em iões poliatómicos, a soma dos nº de ox. de todos os átomos é numericamente igual à carga do ião.

Exemplo:

Calcular o número de oxidação do manganês no ião permanganato ( MnO₄^- )

x + 4 ( -2 ) = -1 x = +7

O oxigénio nos peróxidos. Nestes compostos seu número de oxidação é igual a -1.

Exemplo:

No peróxido de hidrogénio ( H₂O₂ ) o número de oxidação do O é:

2 ( +1 ) + 2x = 0 x = -1

O hidrogénio nos hidretos. Nestes compostos o seu número de oxidação é igual a -1.

Exemplo:

No hidreto de sódio ( NaH ) o número de oxidação do H é:

+1+ x = 0 x = -1