Resumo de Química Inorgânica

Reações de Oxirredução

As reações de oxirredução são caracterizadas por um processo de ganho e perda de elétrons simultaneamente, pois os átomos perdidos por um átomo, molécula ou íon são recebidos por outro instantaneamente.

A ferrugem é um exemplo de reação de oxirredução

Os átomos que perdem elétrons sofrem oxidação, portanto são os agentes redutores, pois fazem algum outro átomo ganhar elétrons.

Os átomos que ganham elétrons sofrem redução, portanto são os agentes oxidantes, pois fazem algum outro átomo receber elétrons.

O número de oxidação (Nox) é a carga que o elemento adquire quando ele recebe ou dá um elétron.

Regras para determinação do Nox

- Substâncias simples sempre tem o nox = 0;

- A soma dos números de oxidação de um composto iônico ou molecular é sempre igual a 0;

- Metais da família I-A têm o nox = +1;

- Metais da família II-A têm o nox = +2;

- noxPrata = +1, noxZinco = +2, noxAlúminio = +3, noxFlúor = -1;

- noxHidrogênio = +1;

- noxOxigênio = -2, a não ser que a substância seja um peróxido, nesse caso o nox do Oxigênio passa a ser -1;

Regras para o balanceamento de reações de Oxirredução

1 – Atribuição dos números de oxidação

2 – Anotar Oxidação/Redução, Agente Oxidante/Agente Redutor

3 – Balanceamento do número de elétrons

4 – Para ajustar o número de átomos de Oxigênio adicionar H₂O

5 – Para ajustar o número de átomos de Hidrogênio adicionar H⁺

Espontaneidade de reações de Oxirredução

Para compararmos e termos certeza de que reação é a espontânea, entre a direta e a inversa, é usado um recurso chamado Potencial Padrão de Redução. É feita uma comparação entre os potenciais das reações de Oxidação/Redução dos átomos em questão com o padrão que foi selecionado.

A comparação é feita nas chamadas condições padrão (25ºC, 1atm e 1,0mol/L) e o padrão selecionado foi a redução H+ -> H2O e foi dado o potencial 0 à essa reação.

Para que ocorra uma reação espontânea é preciso que sejam transferidos elétrons de uma espécie química que tenha o menor potencial de redução para outra que tenha maior potencial de redução e o resultado disso seja positivo.Esse resultado expressa a tendência de elétrons serem transferidos de um elemento químico com o menor potencial para o com maior potencial.
Por exemplo:
Fe(s) + Cu²+(aq) ------> Cu(s) + Fe²(aq) [Reação expontânea]
Eº(Cu²+/Cuº) - Eº(Fe²+/Feº) = +0,34V - (- 0,44V) = +0,78V

Curiosidades:

Experiência do coração de mercúrio

Materiais necessários:

Um pouco de Mercúrio (Hg)

Ácido sulfúrico 6,0 mol/L

Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L

um vidro côncavo

Um conta gotas

Um alfinete ou agulha

Mãos à obra:

Com o conta gotas pingue três gotas da solução de dicromato de potássio sobre o ácido e encoste a ponta da agulha na superfície do mercúrio.

O que acontece:

Esta solução de ácido com dicromato promove a oxidação do mercúrio. A partir daí quando se encosta a agulha, que é de ferro, na gota de mercúrio, os elétrons saem do ferro e passam para o mercúrio. Esta mudança entre oxidação e redução gera uma alteração na tensão superficial do mercúrio, e o resultado é um movimento rítmico causado pelo contato do mercúrio com o ferro. Os íons cromato (CrO4 2-) oxidam o mercúrio a mercúrio(II), estes íons de mercúrio(II) formam com os íons sulfato uma película insolúvel passando então a sulfato de mercúrio (HgSO4), esta película de sulfato de mercúrio, ou seja mercúrio com carga positiva, causa uma diminuição na tensão superficial fazendo com que a gota de mercúrio se torne achatada. A reação que representa este fato é a seguinte:

2CrO4 2-(aq) + Hg(l) +16H+(aq) + 3SO4 2-(aq)    à    2Cr3+(aq) + HgSO4(s) + 8H2O(l)

Quando o ferro encosta na parte positiva do mercúrio, ocorre uma transferência de elétrons do ferro para o mercúrio, reduzindo-o a mercúrio “zero”, através da seguinte reação:

Fe(s) + HgSO4(s)      à      Fe2+ (aq) + SO4 2- (aq) + Hg(l)

Esta transferência de elétrons causa outra mudança na tensão superficial do mercúrio, fazendo com que ele fique mais coeso, o que leva o mercúrio a se afastar do ferro levando a uma nova oxidação, achatando a gota mais uma vez e permitindo que a gota encoste novamente no ferro gerando um ciclo repetitivo.

Lentes de óculos fotossensíveis – as famosas Lentes Transition

As lentes que protegem os olhos da radiação U.V. (radiação ultravioleta) tem seu princípio ativo baseado nas reações de oxirredução. É partir dessas reações que surgiram as lentes fotossintéticas, também denominadas de lentes fotossensíveis. 

As lentes fotossensíveis são empregadas em óculos de proteção solar, em razão da propriedade que possuem de bloquear a radiação prejudicial (U.V.). Mas como uma simples lente pode proporcionar proteção eficaz? Comecemos pelo processo de produção do vidro fotocromático presente nessas lentes. Quando átomos de oxigênio tetraédricos se ligam com silício surge uma estrutura cristalina de cloreto de prata. Essa estrutura se encontra desordenada, de forma que existem brechas entre os átomos, sendo assim, a luz visível passa através desta estrutura. 
As vantagens das lentes fabricadas com vidro fotocromático é que elas não deixam a luz ultravioleta passar, elas absorvem essa luz, surge então uma reação de oxirredução entre íons de prata e cloro. Veja a equação: 

Ag⁺ + Cl^- → Cu²⁺ + Cl^- 

Através dessa reação se formam os cristais de cloreto de prata, mas, para que a reação não se torne reversível, se adiciona íons Cu+. Acompanhe a reação: 

Cu⁺ + Cl⁰ → Cu²⁺ + Cl^- 

Como o próprio nome já diz, as lentes fotossensíveis são sensíveis à luz solar, ou seja, quando o usuário destas lentes se expõe ao sol, a lente se torna escura no mesmo instante, como isso ocorre? A química também explica esse fenômeno: a prata metálica coloidal formada na superfície das lentes (Ag⁺) possui a propriedade de absorver a luz. Quando a prata é ativada pela presença do sol, ela reage conforme a reação acima, então as lentes são escurecidas para a proteção dos olhos. 

E como as lentes ficam transparentes novamente? Trata-se do processo reverso, quando o usuário das lentes fotossensíveis permanece em um ambiente sem o contato com a luz solar, as lentes clareiam novamente através de rearranjos moleculares, a reação abaixo descreve esse processo: Cu²⁺ + Ag⁰ → Cu⁺ + Ag⁺