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Estado de oxidação: diferenças entre revisões

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O '''estado de oxidação''', também chamado de '''número de oxidação''' ('''nox'''), é uma abordagem para atribuir o valor da carga que um átomo em uma substância possui. O estado de oxidação contribui para a compreensão do grau de oxidação de um átomo a partir da consideração de que todas as ligações químicas existentes sejam [[ligação iônica|iônica]]s, muito embora isso não seja necessariamente verdadeiro.<ref>{{GoldBookRef|título=oxidation state|arquivo=O04365}}</ref>
'''Número de Oxidação''' ('''Nox''') é um número que nos ajuda a entender como os [[elétrons]] estão distribuídos entre os átomos que constituem um composto iônico ou uma [[molécula]]. Através do Nox, é possivel saber se houve transferência de [[elétrons]] em uma reação química, ao se analisar a equação química que a representa.
 
Em uma reação de [[oxirredução]], o aumento do número de oxidação no produto em relação ao reagente significa que aquele átomo perdeu elétrons e foi oxidado; a diminuição do número de oxidação no produto em relação ao reagente significa que aquele átomo ganhou elétrons e foi reduzido.
Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria carga do íon; nos compostos moleculares, o Nox corresponde à carga elétrica que o [[átomo]] iria adquirir se a ligação fosse rompida, e, nesse caso, os [[elétrons]] pertenceriam ao átomo mais eletronegativo da ligação em questão. O Nox deve ser determinado para cada átomo, um a um. A seguir, veremos um conjunto de orientações que permitem a determinação dos números de oxidação de uma forma bastante simples.
 
== OrientaçõesRegras para determinaratribuição odo Noxnox ==
 
Existem algumas regras práticas para a determinação do estado de oxidação:<ref>{{citar livro|autor=Brown, Theodore L.|título=Chemistry, The Central Science|publicado=Prentice Hall|página=137|edição=11}}</ref>
O Nox de cada átomo de uma substância simples é sempre igual a zero. Como os átomos apresentam a mesma eletronegatividade, se ocorresse rompimento da ligação, nenhum deles doaria ou receberia elétrons. Exemplos: H<sub>2</sub>, O<sub>2</sub>, O<sub>3</sub>, P<sub>4</sub>, S<sub>8.</sub>
 
*Para um átomo em uma [[substância simples]], seu estado de oxidação é sempre zero. Como os átomos são os mesmos e, portanto, apresentam a mesma [[eletronegatividade]], se ocorresse o rompimento da ligação, nenhum deles doaria ou receberia elétrons. Exemplos: H<sub>2</sub>, O<sub>2</sub>, O<sub>3</sub>, P<sub>4</sub>, S<sub>8.</sub>
O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua carga. Exemplos: Na<sup>+</sup> (Nox=1), Ca<sup>2+</sup> (Nox=2), Cl<sup>-</sup>(Nox=-1), S<sup>2-</sup> (Nox=-2)
*Para um [[íon monoatômico]], o número de oxidação é igual à sua carga. Exemplos: Na<sup>+</sup> (nox = +1), Ca<sup>2+</sup> (nox = +2), Cl<sup>-</sup> (nox = -1), S<sup>2-</sup> (nox = -2).
:Os íons dos [[metais alcalinos]] (grupo 1A) possuem sempre carga 1+ e portanto número de oxidação igual a +1.
::Exemplos: átomo de sódio no [[cloreto de sódio|NaCl]], átomo de potássio no [[nitrato de potássio|KNO<sub>3</sub>]].
:Os íons dos [[metais alcalino-terrosos]] (grupo 2A) possuem sempre carga 2+ e portanto número de oxidação igual a +2.
::Exemplos: átomo de cálcio no [[carbonato de cálcio|CaCO<sub>3</sub>]], átomo de magnésio no [[cloreto de magnésio|MgCl<sub>2</sub>]].
:O [[alumínio]] (Al) possui sempre carga 3+ e portanto número de oxidação igual a +3.
::Exemplo: átomo de alumínio no [[Alúmen de potássio|KAl(SO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>]].
*Para um [[não-metal]], os estados de oxidação são negativos na maioria dos casos.
:O número de oxidação do [[oxigênio]] é usualmente -2, tanto em compostos iônicos quanto moleculares. São exceções [[peróxidos]] (O<sub>2</sub><sup>2-</sup>, os quais possuem nox igual a -1, como no caso do [[peróxido de hidrogênio|H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>]]) e [[superóxidos]] (O<sub>2</sub><sup>-</sup>, nox = - 1/2).
:O número de oxidação do [[hidrogênio]] é usualmente +1 quando ligado a não-metais (exemplo: [[ácido clorídrico|HCl]]) e -1 quando ligado em metais (exemplo: [[hidreto de sódio|NaH]]).
:O número de oxidação do [[flúor]] é -1 em todos os compostos. Demais [[halogênios]] possuem número de oxidação igual a -1 em quase todos os compostos binários (2 elementos). Exemplos: [[brometo de potássio|KBr]], [[cloreto de cálcio|CaCl<sub>2</sub>]] , [[Tetrafluorometano|CF<sub>4</sub>]]. Entretanto, quando combinados com oxigênio, apresentam estados de oxidação positivos, como no caso do [[hipoclorito de sódio|NaOCl]] (nox = +1).
*A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um composto neutro é zero. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um íon poliatômico é igual a carga do próprio íon.
:Exemplos: no [[cloreto de sódio]] (NaCl), o átomo de cloro possui número de oxidação igual a -1 e o sódio possui número de oxidação igual a +1, totalizando zero;</br>no íon [[hidrônio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>), cada um dos átomos de hidrogênio possui número de oxidação igual a +1 e o átomo de oxigênio possui número de oxidação igual a -2, totalizando 1+.
 
== Exemplo prático ==
Há alguns elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos, conforme podemos ver na tabela a seguir.
Qual o estado de oxidação do átomo de fósforo na molécula de [[Ácido fosfórico|H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>]]?
 
Por se tratar de uma molécula neutra, a soma dos números de oxidação de cada átomo deve ser igual a zero. São 4 átomos de oxigênio, 3 de hidrogênio e 1 de fósforo. Cada átomo de oxigênio possui nox igual a -2. Cada átomo de hidrogênio possui nox igual a +1. Isso totaliza 4*(-2) + 3*(+1) = -8 + 3 = -5. Portanto, o átomo de fósforo precisa ter carga igual a 5+ para contrabalancear e fazer com que a soma seja zero, tendo nox = +5.
{| class="wikitable"
|+Elementos que apresentam Nox fixo. O Nox informado se refere aos elementos destacados em negrito
!
!Nox
!Exemplos
|-
|[[Metais alcalinos]] (Grupo 1 da [[Tabela periódica|Tabela Periódica]])
| +1
|'''Na'''Cl, '''K'''NO<sub>3</sub>
|-
|[[Metais alcalino-terrosos]] (Grupo 2 da [[Tabela periódica|Tabela Periódica]])
| +2
|'''Ca'''CO<sub>3</sub>, '''Mg'''Cl<sub>2</sub>
|-
|Al (alumínio)
| +3
|'''Al'''Cl<sub>3</sub>, '''Al'''<sub>2</sub>O<sub>3</sub>
|-
|Ag (prata)
| +1
|'''Ag'''Cl, '''Ag'''<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
|-
|Zinco (Zn)
| +2
|'''Zn'''O, '''Zn'''SO<sub>4</sub>
|}
 
O elemento oxigênio possui vários números de oxidação. Pode apresentar Nox -2 (o mais comum), +2, -1, -1/2.
 
{| class="wikitable"
!Composto oxigenado
!Nox do oxigênio
!Exemplos
|-
|Maioria dos compostos
| -2
|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, CO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>0
|-
|Com fluor, que é mais eletronegativo que o oxigênio
| +2
|OF<sub>2</sub>
|-
|[[Peróxido|Peróxidos]]
| -1
|H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>
|-
|[[Superóxido|Superóxidos]]
| -1/2
|Cs<sub>2</sub>O<sub>4,</sub> K<sub>2</sub>O<sub>4</sub>
|}
 
O Nox do elemento hidrogênio (H) nas substâncias compostas é, geralmente, +1. Exemplos: HBr H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu Nox é -1  Exemplos: NaH, CaH<sub>2</sub>.
 
Os halogênios apresentam Nox = –1 quando formam compostos binários (2 elementos), nos quais são mais eletronegativos. Exemplos: KBr, CaCl<sub>2</sub> ,CF<sub>4</sub>.
 
A soma dos Nox de todos os átomos que compõe um composto iônico ou molecular é sempre '''zero'''.
 
Exemplo: Qual o número de oxidação do elemento fósforo na molécula H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>?
 
Observando as orientações, sabemos que o Nox do oxigênio é geralmente -2 e o Nox do hidrogênio é +1 (não se trata de um hidreto). Sabendo que o somatório dos números de oxidação deve ser igual a zero, temos:
 
{| class="wikitable"
!elemento
!quantidade (atomicidade)
!Nox
!somatório parcial
|-
|H
|3
| +1
| +3
|-
|P
|1
|X
|X
|-
|O
|4
| -2
| -8
|}
 
Cálculo do Nox: +3 +X -8 = 0
 
X= -3 + 8 = +5
 
Na molécula H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> o Nox do elemento fósforo é, portanto, +5.
 
== [[Oxidação]] e [[redução]] ==
Não confundir Nox com [[Valência (química)]], que é a quantidade de elétrons que um átomo necessita ganhar ou perder para alcançar a estabilidade, segundo a "[[Regra do octeto]]". Às o Nox é numericamente igual à valência do elemento.
 
Oxidação consiste em perda de elétrons. O Nox aumenta.
 
Redução consiste em ganho de elétrons. O Nox diminui.
 
== Ver também ==
* [[Anexo:Lista dos números de oxidação|Lista dos números de oxidação]]
* [[Redox]]
 
{{Referências}}
== Ligações externas ==
* {{Link|pt|2=http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-Nox/ |3=Número de oxidação}}
 
{{Portal3|Ciência|Química}}
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