Al 2.4 Química 11º

AL 2.4 – Série Eletroquímica: o caso dos metais

Física e Química A

30 de Maio de 2014 Ano Letivo 2013/14
Introdução:

As reacções de oxidação e redução (reações redox) estão presentes, direta ou indiretamente, na produção de energia. Reações deste tipo ocorrem na utilização de combustíveis fósseis, na obtenção de energia elétrica nas pilhas e baterias e também na degradação dos metais por corrosão.
Inicialmente, oxidação, segundo Lavoisier, consistia na combinação de uma substância com o oxigénio e redução designava as reações que permitiam obter um metal a partir do seu óxido. Mais tarde, o termo redução aplicou-se a todos os processos que eliminavam o oxigénio de um composto. Em suma, oxidação significava “ganho de oxigénio” e redução significava “perda de oxigénio”. Posteriormente, estes conceitos foram alargados para outras reações em que não intervém oxigénio, sendo assim, actualmente, definidos do seguinte modo: a oxidação é o processo no qual uma espécie química perde eletrões (um átomo, molécula ou ião oxida-se), enquanto a redução é o processo no qual uma espécie química ganha eletrões (um átomo, molécula ou ião reduz-se). Os processos de oxidação e de redução não podem ocorrer isolados. Para que uma substância se oxide e perca eletrões, tem de estar presente uma outra que aceite esses mesmos eletrões, e que, por sua vez, se reduza.
Para averiguar se uma reação é ou não de oxidação-redução utiliza-se o conceito de número de oxidação (n.o.). O número de oxidação de um elemento num composto covalente, num dado estado, é a carga que um átomo desse elemento adquiriria se os electrões, em cada ligação, fossem totalmente atribuídos aos átomos mais eletronegativos.
No caso dos iões monoatómicos, o número de oxidação de um elemento num dado estado é igual à carga do respectivo ião monoatómico. Os números de oxidação são positivos, se os átomos perdem eletrões, e negativos, se os ganham. Exemplo: