A representação das reações redox

Uma característica distingue as reações redox das reações de transferência de prótons características de ácidos e bases. Os elétrons estão tão intimamente envolvidos a ligação que, quando migram entre espécies, muitas vezes arrastam átomos — ou mesmo grupos destes — consigo. O resultado é que as equações químicas das reações redox normalmente são complicadas, pois em muitos casos envolvem mudanças nos arranjos entre átomos e na transferência de elétrons.

As semi-reações

Uma semi-reação é a parte de oxidação ou de redução de uma reação redox considerada separadamente. Uma meia-reação de oxidação mostra a remoção de elétrons de uma espécie que está sendo oxidada. Por exemplo, para mostrar apenas a oxidação do zinco na reação do metal com íons prata, $$\ce{ Zn(s) + 2 Ag^+(aq) -> Zn^{2+}(aq) + 2 Ag(s) }$$ escreva: $$\ce{ Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e^- }$$ Na equação de uma semi-reação de oxidação,os elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito da seta. As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox. Nesse exemplo, o par redox é $\ce{Zn^{2+}}$ e $\ce{Zn}$ e é representado por $\ce{Zn^{2+}/Zn}$. Um par redox tem sempre a forma $\ce{Ox/Red}$, em que $\ce{Ox}$ é a forma oxidada da espécie e $\ce{Red}$ é a forma reduzida.

Vejamos agora a redução. Para descrever a adição de elétrons a uma espécie, as semi-reações correspondentes são escritas para o ganho de elétrons. Por exemplo, para mostrar a redução de íons $\ce{Ag^+}$ ao metal $\ce{Ag}$, escrevemos $$\ce{ Ag^+(aq) + e^- -> Ag(s) }$$ Na equação de uma semi-reação de redução, os elétrons ganhos sempre aparecem à esquerda da seta. Nesse exemplo, o par redox é $\ce{Ag^+/Ag}$.

O balanceamento de reações redox

O balanceamento das equações químicas das reações redox por simples inspeção pode ser um verdadeiro desafio em alguns casos, especialmente para reações que ocorrem em água, que pode estar envolvida na reação, nas quais $\ce{H2O}$ e $\ce{H^+}$ (em soluções ácidas) ou $\ce{OH^-}$ (em soluções básicas) precisam ser incluídos. Nesses casos, é mais fácil simplificar a equação separando-a nas meias-reações de oxidação e de redução, balancear separadamente as meias-reações e, então, somá-las para obter a equação balanceada da reação total. Ao adicionar as equações das semi-reações, é necessário igualar o número de elétrons liberados na oxidação e o de elétrons usados na redução, porque elétrons não são criados nem perdidos nas reações químicas.

Como balancear equações redox complicadas

1. Identifique as espécies que sofrem oxidação e as que sofrem redução verificando as mudanças dos números de oxidação.
2. Escreva as duas equações simplificadas (não balanceadas) das semi-reações de oxidação e redução.
3. Balanceie todos os elementos nas duas meias-reações, exceto O e H.
4. Em solução ácida, balanceie O usando H2O e, depois, balanceie H usando H+.
5. Balanceie as cargas elétricas adicionando elétrons do lado esquerdo nas reduções e do lado direito nas oxidações. Certifique-se de que o número de elétrons perdidos ou ganhos em cada meia-reação é igual à variação do número de oxidação do elemento que foi oxidado ou reduzido em cada meia-reação.
6. Se necessário, multiplique todas as espécies, em uma ou em ambas as meias-reações, pelo fator necessário para igualar o número de elétrons nas duas meias-reações e, então, some-as, incluindo os estados físicos. Em alguns casos, é possível simplificar as meias-reações antes de combiná-las cancelando espécies que aparecem em ambos os lados da seta.
7. Simplifique a equação cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados da seta e verifique nos dois lados se os átomos e as cargas estão balanceados.