Autoria: Mônica Josene Barbosa
Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.
Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.
Número de oxidação. Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente: (1) quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas ou poliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número de oxidação igual a zero; (2) o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suas combinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1; (3) o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, exceto aqueles em que se combina com os ametais, quando o número é -1; e (4) os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a soma algébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua carga efetiva. Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquer elemento diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam com esses dois elementos.
Assim, o ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta, para seu elemento central (enxofre), um número de oxidação n, de forma que seja nula a soma algébrica dos números de oxidação dos elementos integrantes da molécula:
2.(+1) + n + 4.(-2) = 0, logo, n = +6
Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto.
Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio.
O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas — as reações bioquímicas — inclui-se a corrosão, que tem grande importância industrial.
Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1):
6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O
Balanço das reações redox. As leis gerais da química estabelecem que uma reação química é a redistribuição das ligações entre os elementos reagentes e que, quando não há processos de ruptura ou variação nos núcleos atômicos, conserva-se, ao longo de toda a reação, a massa global desses reagentes. Desse modo, o número de átomos iniciais de cada reagente se mantém quando a reação atinge o equilíbrio.
Em cada processo desse tipo, existe uma relação de proporção fixa e única entre as moléculas. Uma molécula de oxigênio, por exemplo, se une a duas de hidrogênio para formar duas moléculas de água. Essa proporção é a mesma para todas as vezes que se procura obter água a partir de seus componentes puros:
2H2 + O2 -> 2H2O
A reação descrita, que é redox por se terem alterado os números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio em cada um dos membros, pode ser entendida como a combinação de duas reações iônicas parciais:
H2 -> 2H+ + 2e- (semi-oxidação)
4e- + 2H+ + O2 -> 2OH- (semi-redução)
em que os elétrons ganhos e perdidos representam-se com e- e os símbolos H+ e OH- simbolizam respectivamente os íons hidrogênio e hidroxila. Em ambas as etapas, a carga elétrica nos membros iniciais e finais da equação deve ser a mesma, já que os processos são independentes entre si.
Para fazer o balanceamento da reação global, igualam-se as reações iônicas parciais, de tal maneira que o número de elétrons doados pelo agente redutor seja igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, e procede-se a sua soma:
(H2 -> 2H+ + 2e-) x 2
(4e- + 2H+ + O2 -> 2OH-) x 1
2H2 + 4e- + 2H+ + O2 -> 4H+ + 4e- + 2OH-
o que equivale a:
2H2 + O2 -> 2H2O
pois os elétrons se compensam e os íons H+ e OH- se unem para formar a água.
Nesses mecanismos se apóia o método generalizado de balanço de reações redox, chamado íon-elétron, que permite determinar as proporções exatas de átomos e moléculas participantes. O método íon-elétron inclui as seguintes etapas: (1) notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos; (2) determinação dos números de oxidação de todos os átomos participantes; (3) identificação do agente oxidante e redutor e expressão de suas respectivas equações iônicas parciais; (4) igualação de cada reação parcial e soma de ambas, de tal forma que sejam eliminados os elétrons livres; (5) eventual recomposição das moléculas originais a partir de possíveis íons livres.