As reações redox

Muitas reações comuns, como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo dos alimentos e a extração de metais de minérios, parecem completamente diferentes. Porém, ao examinar essas reações em nível molecular, sob a óptica de um químico, pode-se ver que elas são exemplos de um único tipo de processo.

A oxidação e a redução

Vejamos a reação entre magnésio e oxigênio, que produz óxido de magnésio. Essa é a reação usada em fogos de artifício, para produzir faíscas brancas. Ela é também usada, menos agradavelmente, em munição traçadora e em dispositivos incendiários. Ela é um exemplo clássico de reação de oxidação. Durante a reação, os átomos $\ce{Mg}$ do magnésio sólido perdem elétrons para formar íons $\ce{Mg^{2+}}$, e os átomos de $\ce{O}$ do oxigênio molecular ganham elétrons para formar íons $\ce{O^{2-}}$: $$\ce{ 2 Mg(s) + O2(g) -> 2 Mg^{2+}(s) + 2 O^{2-}(s), como 2 MgO(s) }$$ Uma reação semelhante acontece quando magnésio reage com cloro para produzir cloreto de magnésio: $$\ce{ Mg(s) + Cl2(g) -> Mg^{2+}(s) + 2 Cl^{-}(s), como MgCl2(s) }$$ Como o padrão da reação é o mesmo, a segunda reação também é considerada uma oxidação do magnésio. Nos dois casos, há o aspecto comum da perda de elétrons do magnésio e sua transferência para outro reagente. A transferência de elétrons de uma espécie para outra é hoje reconhecida como a etapa essencial da oxidação, assim, os químicos definem oxidação como a perda de elétrons, desconsiderando as espécies para as quais os elétrons migram.

Pode-se reconhecer, com frequência, a perda de elétrons observando o aumento da carga de uma espécie. Essa regra também se aplica a ânions, como na oxidação dos íons brometo (carga $-1$) a bromo (carga $0$), como ocorre em uma reação usada comercialmente para a obtenção de bromo: $$\ce{ 2 NaBr(s) + Cl2(g) -> 2 NaCl(s) + Br2(l) }$$ Aqui, o íon brometo (como brometo de sódio) é oxidado a bromo pelo gás cloro.

O nome redução referia-se, originalmente, à extração de um metal de seu óxido, em geral pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono. Um exemplo é a redução do óxido de ferro(III) pelo monóxido de carbono usada na produção de aço: $$\ce{ Fe2O3 (s) + 3 CO(g) -> 2 Fe(l) + 3 CO2 (g) }$$

Na redução do óxido de ferro(III), os íons $\ce{Fe}$ presentes no $\ce{Fe2O3}$ são convertidos em átomos de $\ce{Fe}$, com carga zero, ao ganhar elétrons para neutralizar as cargas positivas. Este padrão é comum a todas as reduções: em uma redução, um átomo ganha elétrons de outra espécie. Sempre que a carga de uma espécie diminui, dizemos que houve redução. A mesma regra se aplica se a carga é negativa.

Os elétrons são partículas reais e não podem ser perdidos; portanto, sempre que, em uma reação, uma espécie se oxida, outra tem de se reduzir. Considerar a oxidação e a redução separadamente é como bater palmas com uma só mão: uma transferência precisa ocorrer junto com a outra para que a reação aconteça. Por isso, na reação entre cloro e brometo de sódio, os íons brometo são oxidados e as moléculas de cloro são reduzidas. Como a oxidação e a redução estão sempre juntas, os químicos utilizam o termo reações redox, isto é, reações de oxidação-redução, sem separar as reações de oxidação das reações de redução.

Os números de oxidação

No caso de íons monoatômicos, a perda ou o ganho de elétrons é fácil de identificar, porque podemos monitorar as cargas das espécies. Por isso, quando os íons $\ce{Br^-}$ se convertem em átomos de bromo (que formam as moléculas de $\ce{Br2}$), sabemos que cada íon $\ce{Br^-}$ perdeu um elétron e, portanto, foi oxidado. Quando $\ce{O2}$ forma íons óxido, $\ce{O2^{2-}}$, cada átomo de oxigênio ganha elétrons e, portanto, foi reduzido. Como os elétrons estão intimamente envolvidos na formação de ligações, sua transferência muitas vezes resulta em átomos sendo arrastados da molécula de um reagente para a do outro, o que pode dificultar muito a identificação de uma reação redox. O gás cloro, $\ce{Cl2}$, por exemplo, é oxidado ou reduzido quando se converte em íons hipoclorito, $\ce{ClO^-}$? O oxigênio foi adicionado, sugerindo oxidação, mas o sinal negativo devido a um elétron adicional indica redução.

Os químicos encontraram uma maneira de seguir o caminho dos elétrons atribuindo um número de oxidação, $N_\mathrm{ox}$, a cada elemento

• A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação.
• A redução corresponde à diminuição do número de oxidação.

Uma reação redox, portanto, é qualquer reação na qual os números de oxidação de um ou mais elementos se alteram.

O número de oxidação de um elemento em um íon monoatômico é igual a sua carga. Assim, o número de oxidação do magnésio é $+2$ nos íons $\ce{Mg^{2+}}$, e o número de oxidação do cloro é $-1$ nos íons $\ce{Cl^-}$. O número de oxidação de um elemento na forma elementar é $0$. Por isso, o metal magnésio tem número de oxidação $0$ e o cloro nas moléculas de $\ce{Cl2}$ também. Quando o magnésio se combina com o cloro, os números de oxidação mudam: $$\ce{ Mg(s) + Cl2(g) -> MgCl2(s) }$$ Logo, o magnésio se oxidou e o cloro se reduziu. De forma semelhante, veja a reação entre brometo de sódio e cloro, $$\ce{ 2 NaBr(s) + Cl2(g) -> 2 NaCl(s) + Br2(l) }$$ Nessa reação, o bromo se oxida e o cloro se reduz, mas os íons sódio não se alteram. O número de oxidação é o número fixado de acordo com as regras:

• A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total.
• O número de oxidação do hidrogênio é $+1$ quando combinado com não metais e $-1$ em combinação com metais.
• O número de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 é igual ao número do seu grupo.
• O número de oxidação de todos os halogênios é $-1$, exceto quando o halogênio está combinado com o oxigênio ou outro halogênio mais alto do grupo. O número de oxidação do flúor é $-1$ em todos os seus compostos.
• O número de oxidação do oxigênio é $-2$ na maior parte de seus compostos.

Os agentes oxidantes e redutores

A espécie que provoca a oxidação em uma reação redox é chamada de agente oxidante (ou, simplesmente, oxidante). Ao agir, o oxidante aceita os elétrons liberados pelas espécies que se oxidam. Em outras palavras, o oxidante contém um elemento no qual o número de oxidação diminui. Isto é,

• O agente oxidante (ou oxidante) em uma reação redox é a espécie que promove a oxidação e é reduzida no processo.

Por exemplo, o oxigênio remove elétrons do magnésio. Como o oxigênio aceita esses elétrons, seu número de oxidação diminui de $0$ a $-2$ (uma redução). O oxigênio é, portanto, o oxidante nessa reação. Os oxidantes podem ser elementos, íons ou compostos.

A espécie que promove a redução é chamada de agente redutor (ou, simplesmente, redutor). Como o redutor fornece os elétrons para a espécie que está sendo reduzida, ele perde elétrons. Isto é, o redutor contém um elemento no qual o número de oxidação aumenta. Em outras palavras,

• O agente redutor (ou redutor) em uma reação redox é a espécie que provoca a redução e é oxidada no processo.

Por exemplo, quando o metal magnésio fornece elétrons ao oxigênio (reduzindo os átomos de oxigênio), os átomos de magnésio perdem elétrons e o número de oxidação do magnésio aumenta de $0$ a $+2$ (uma oxidação). Ele é o redutor na reação entre o magnésio e o oxigênio.

Para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox, você precisa comparar os números de oxidação dos elementos antes e depois da reação, para ver o que mudou. O reagente que contém um elemento que é reduzido na reação é o agente oxidante, e o reagente que contém um elemento que é oxidado é o agente redutor. Por exemplo, quando um pedaço de zinco é colocado em uma solução de cobre(II), a reação é: $$\ce{ Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s) }$$ O número de oxidação do zinco aumenta de $0$ a $+2$ (oxidação), e o do cobre diminui de $+2$ a $0$ (redução). Portanto, como o zinco se oxida, o metal zinco é o redutor nessa reação. Em contrapartida, como o cobre é reduzido, os íons cobre(II) são o agente oxidante.