Semirreações de oxidação e de redução
A Leonor mergulha um prego de ferro numa solução azul de sulfato de cobre. Passado algum tempo, o prego fica coberto por uma camada avermelhada e a solução perde a cor azul. Onde foram parar os iões cobre? E o que aconteceu ao ferro? Para responder, vamos «abrir» a reação e olhar para o que cada espécie faz aos eletrões.
Duas metades de uma só reação
Numa reação de oxidação-redução há transferência de eletrões: uma espécie cede-os e outra recebe-os. Os eletrões não ficam livres na solução, por isso o que uma espécie perde é exatamente o que a outra ganha.
Para estudar o que se passa com cada espécie, escreve-se a reação em duas partes, as semirreações. Cada uma mostra apenas uma espécie e os eletrões que cede ou recebe.
Exemplo, com a reação do prego de ferro e dos iões cobre:
| Semirreação | O que acontece | Tipo |
|---|---|---|
| $\mathrm{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2\ e^-}$ | o ferro cede 2 eletrões | oxidação |
| $\mathrm{Cu^{2+} + 2\ e^- \rightarrow Cu}$ | o ião cobre recebe 2 eletrões | redução |
Repara que a carga total é a mesma nos dois membros de cada semirreação. Na primeira: $0$ à esquerda e $+2 + 2\cdot(-1) = 0$ à direita. Na segunda: $+2 - 2 = 0$ à esquerda e $0$ à direita. Esta conservação da carga é o teste para saber se uma semirreação está bem escrita.
Qualquer reação de oxidação-redução pode decompor-se em duas semirreações: a semirreação de oxidação, em que uma espécie cede eletrões, e a semirreação de redução, em…
Qualquer reação de oxidação-redução pode decompor-se em duas semirreações: a semirreação de oxidação, em que uma espécie cede eletrões, e a semirreação de redução, em que uma espécie os recebe. Considera as semirreações seguintes:
I. $\mathrm{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2\ e^-}$
II. $\mathrm{Cu^{2+} + 2\ e^- \rightarrow Cu}$
III. $\mathrm{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}$
IV. $\mathrm{Cl_2 + 2\ e^- \rightarrow 2\ Cl^-}$
- a) Classifica cada uma das semirreações como semirreação de oxidação ou de redução.
- b) Indica, de entre as espécies $\mathrm{Mg}$, $\mathrm{Cu^{2+}}$, $\mathrm{Fe^{2+}}$ e $\mathrm{Cl_2}$, quais são oxidantes e quais são redutores.
- c) Combina as semirreações I e II de modo a obteres a equação iónica global da reação.
Escrever as duas semirreações de uma reação
Dada a equação iónica de uma reação, o procedimento é sempre o mesmo.
Nota que, na redução, cada ião $\mathrm{Ag^+}$ recebe apenas 1 eletrão, mas na oxidação cada átomo de cobre cede 2. Por isso a equação global não se obtém simplesmente juntando as duas semirreações. Isso trata-se na secção seguinte.
Na aula laboratorial, o Tiago mergulhou um fio de cobre numa solução incolor de nitrato de prata. Com o passar do tempo, formaram-se cristais acinzentados sobre o fio e…
Na aula laboratorial, o Tiago mergulhou um fio de cobre numa solução incolor de nitrato de prata. Com o passar do tempo, formaram-se cristais acinzentados sobre o fio e a solução foi ficando azulada. A equação iónica da reação é $\mathrm{Cu + 2\ Ag^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2\ Ag}$.
- a) Escreve as semirreações de oxidação e de redução desta reação.
- b) Identifica o oxidante e o redutor.
- c) Explica por que razão, na equação global, o ião $\mathrm{Ag^+}$ aparece multiplicado por 2.
- d) Explica por que motivo a solução, inicialmente incolor, ficou azulada.
Somar semirreações: a equação global
Os eletrões cedidos na oxidação são os recebidos na redução. Por isso, antes de somar, multiplicam-se as semirreações por números inteiros que igualem o número de eletrões nas duas.
Esta é a razão pela qual, na equação global, o $\mathrm{Ag^+}$ aparece multiplicado por 2: cada átomo de cobre cede 2 eletrões e cada ião prata só consegue receber 1, por isso são precisos dois.
No laboratório, o que se observa confirma o raciocínio. O cobre oxida-se e passa à solução como $\mathrm{Cu^{2+}}$, que é azul; a prata reduz-se e deposita-se sobre o fio como cristais acinzentados. Voltando ao prego da Leonor: o ferro oxida-se a $\mathrm{Fe^{2+}}$ (que passa à solução) e o $\mathrm{Cu^{2+}}$ reduz-se a cobre metálico, a camada avermelhada. A cor azul desaparece porque os iões $\mathrm{Cu^{2+}}$ foram gastos.
Na aula laboratorial, o Tiago mergulhou um fio de cobre numa solução incolor de nitrato de prata. Com o passar do tempo, formaram-se cristais acinzentados sobre o fio e…
Na aula laboratorial, o Tiago mergulhou um fio de cobre numa solução incolor de nitrato de prata. Com o passar do tempo, formaram-se cristais acinzentados sobre o fio e a solução foi ficando azulada. A equação iónica da reação é $\mathrm{Cu + 2\ Ag^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2\ Ag}$.
- a) Escreve as semirreações de oxidação e de redução desta reação.
- b) Identifica o oxidante e o redutor.
- c) Explica por que razão, na equação global, o ião $\mathrm{Ag^+}$ aparece multiplicado por 2.
- d) Explica por que motivo a solução, inicialmente incolor, ficou azulada.