DEFINIÇÃO

Estado de oxidaçãoé uma avaliação quantitativa do estado de um átomo de um elemento químico em um composto, com base em sua eletronegatividade.

Leva valores positivos e negativos. Para indicar o estado de oxidação de um elemento em um composto, é necessário colocar um algarismo arábico com o sinal correspondente (“+” ou “-”) acima de seu símbolo.

Deve-se lembrar que o estado de oxidação é uma quantidade que não tem significado físico, pois não reflete a carga real do átomo. No entanto, este conceito é amplamente utilizado em química.

Tabela de estados de oxidação de elementos químicos

O estado de oxidação máximo positivo e mínimo negativo pode ser determinado usando a Tabela Periódica D.I. Mendeleev. São iguais ao número do grupo em que o elemento está localizado e à diferença entre o valor do estado de oxidação “mais alto” e o número 8, respectivamente.

Se considerarmos os compostos químicos mais especificamente, então em substâncias com ligações apolares o estado de oxidação dos elementos é zero (N 2, H 2, Cl 2).

O estado de oxidação dos metais no estado elementar é zero, pois a distribuição da densidade eletrônica neles é uniforme.

Nos compostos iônicos simples, o estado de oxidação dos elementos neles incluídos é igual à carga elétrica, pois durante a formação desses compostos ocorre uma transição quase completa dos elétrons de um átomo para outro: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

Ao determinar o estado de oxidação dos elementos em compostos com ligações covalentes polares, seus valores de eletronegatividade são comparados. Como durante a formação de uma ligação química os elétrons são deslocados para os átomos de elementos mais eletronegativos, estes últimos apresentam estado de oxidação negativo nos compostos.

Existem elementos que se caracterizam por apenas um valor de estado de oxidação (flúor, metais dos grupos IA e IIA, etc.). O flúor, caracterizado pelo maior valor de eletronegatividade, sempre apresenta um estado de oxidação negativo constante (-1) nos compostos.

Os elementos alcalinos e alcalino-terrosos, que se caracterizam por um valor de eletronegatividade relativamente baixo, apresentam sempre um estado de oxidação positivo igual a (+1) e (+2), respectivamente.

No entanto, também existem elementos químicos que se caracterizam por vários estados de oxidação (enxofre - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), etc.).

Para facilitar a lembrança de quantos e quais estados de oxidação são característicos de um determinado elemento químico, use tabelas de estados de oxidação de elementos químicos, que se parecem com isto:

Número de série	Russo / Inglês Nome	Símbolo químico	Estado de oxidação
	Hidrogênio
	Hélio
	Lítio
	Berílio
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Carbono		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Nitrogênio / Nitrogênio		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Oxigênio		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Flúor
	Sódio/Sódio
	Magnésio / Magnésio
	Alumínio
	Silício		(-4), 0, (+2), (+4)
	Fósforo / Fósforo		(-3), 0, (+3), (+5)
	Enxofre/Enxofre		(-2), 0, (+4), (+6)
	Cloro		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), raramente (+2) e (+4)
	Argônio / Argônio
	Potássio/Potássio
	Cálcio
	Escândio / Escândio
	Titânio		(+2), (+3), (+4)
	Vanádio		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Cromo / Cromo		(+2), (+3), (+6)
	Manganês / Manganês		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Ferro		(+2), (+3), raro (+4) e (+6)
	Cobalto		(+2), (+3), raramente (+4)
	Níquel		(+2), raro (+1), (+3) e (+4)
	Cobre		+1, +2, raro (+3)
	Gálio		(+3), raro (+2)
	Germânio / Germânio		(-4), (+2), (+4)
	Arsênico/Arsênico		(-3), (+3), (+5), raramente (+2)
	Selênio		(-2), (+4), (+6), raramente (+2)
	Bromo		(-1), (+1), (+5), raramente (+3), (+4)
	Criptônio / Criptônio
	Rubídio / Rubídio
	Estrôncio / Estrôncio
	Ítrio / Ítrio
	Zircônio / Zircônio		(+4), raro (+2) e (+3)
	Nióbio / Nióbio		(+3), (+5), raro (+2) e (+4)
	Molibdênio		(+3), (+6), raro (+2), (+3) e (+5)
	Tecnécio / Tecnécio
	Rutênio / Rutênio		(+3), (+4), (+8), raro (+2), (+6) e (+7)
	Ródio		(+4), raro (+2), (+3) e (+6)
	Paládio		(+2), (+4), raramente (+6)
	Prata		(+1), raro (+2) e (+3)
	Cádmio		(+2), raro (+1)
	Índio		(+3), raro (+1) e (+2)
	Estanho/Estanho		(+2), (+4)
	Antimônio / Antimônio		(-3), (+3), (+5), raramente (+4)
	Telúrio / Telúrio		(-2), (+4), (+6), raramente (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), raramente (+3), (+4)
	Xenônio / Xenônio
	Césio
	Bário / Bário
	Lantânio / Lantânio
	Cério		(+3), (+4)
	Praseodímio / Praseodímio
	Neodímio / Neodímio		(+3), (+4)
	Promécio / Promécio
	Samário / Samário		(+3), raro (+2)
	Európio		(+3), raro (+2)
	Gadolínio / Gadolínio
	Térbio / Térbio		(+3), (+4)
	Disprósio / Disprósio
	Hólmio
	Érbio
	Túlio		(+3), raro (+2)
	Itérbio / Itérbio		(+3), raro (+2)
	Lutécio / Lutécio
	Háfnio / Háfnio
	Tântalo / Tântalo		(+5), raro (+3), (+4)
	Tungstênio/Tungstênio		(+6), raro (+2), (+3), (+4) e (+5)
	Rênio / Rênio		(+2), (+4), (+6), (+7), raro (-1), (+1), (+3), (+5)
	Ósmio / Ósmio		(+3), (+4), (+6), (+8), raro (+2)
	Irídio / Irídio		(+3), (+4), (+6), raramente (+1) e (+2)
	Platina		(+2), (+4), (+6), raro (+1) e (+3)
	Ouro		(+1), (+3), raramente (+2)
	Mercúrio		(+1), (+2)
	Tálio / Tálio		(+1), (+3), raramente (+2)
	Liderar/Liderar		(+2), (+4)
	Bismuto		(+3), raro (+3), (+2), (+4) e (+5)
	Polônio		(+2), (+4), raramente (-2) e (+6)
	Astatino
	Radônio / Radônio
	Francium
	Rádio
	Actínio
	Tório
	Proactínio / Protactínio
	Urânio / Urânio		(+3), (+4), (+6), raro (+2) e (+5)

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Responder Determinaremos alternadamente o estado de oxidação do fósforo em cada um dos esquemas de transformação propostos e, em seguida, escolheremos a resposta correta.

• O estado de oxidação do fósforo na fosfina é (-3) e no ácido ortofosfórico - (+5). Mudança no estado de oxidação do fósforo: +3 → +5, ou seja, primeira opção de resposta.
• O estado de oxidação de um elemento químico em uma substância simples é zero. O grau de oxidação do fósforo no óxido de composição P 2 O 5 é (+5). Mudança no estado de oxidação do fósforo: 0 → +5, ou seja, terceira opção de resposta.
• O grau de oxidação do fósforo na composição ácida HPO 3 é (+5) e H 3 PO 2 é (+1). Mudança no estado de oxidação do fósforo: +5 → +1, ou seja, quinta opção de resposta.

EXEMPLO 2

Exercício	O estado de oxidação (-3) do carbono no composto é: a) CH 3 Cl; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6.
Solução	Para dar a resposta correta à questão colocada, determinaremos alternadamente o grau de oxidação do carbono em cada um dos compostos propostos. a) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1) e o do cloro é (-1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “x”: x + 3×1 + (-1) =0; A resposta está incorreta. b) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “y”: 2×y + 2×1 = 0; A resposta está incorreta. c) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1) e o do oxigênio é (-2). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “z”: 1 + z + (-2) +1 = 0: A resposta está incorreta. d) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “a”: 2×a + 6×1 = 0; Resposta correta.
Responder	Opção (d)

Cálculo do estado de oxidação

Resumo

1. A formação de pessoal é uma das áreas mais significativas do trabalho de um gestor de pessoal.

2. Para dotar a organização dos recursos humanos necessários, é importante desenvolver uma situação adequada no ambiente externo e na tecnologia de atividade, na estrutura da empresa; calcular as necessidades de pessoal.

3. Para desenvolver programas de recrutamento, é necessário analisar a situação do pessoal na região, desenvolver procedimentos de atração e avaliação de candidatos e realizar medidas de adaptação para incluir novos colaboradores na organização.

Perguntas de controle

1. Que grupos de fatores precisam ser levados em consideração ao criar uma estrutura organizacional?
2. Que fases do desenho organizacional podem ser distinguidas?
3. Explique o conceito de “avaliação qualitativa das necessidades de pessoal”.
4. Descreva o conceito de “necessidades adicionais de pessoal”.
5. Qual é o objetivo de analisar a situação do pessoal na região?
6. Qual é o propósito da análise de desempenho?
7. Quais etapas da análise da atividade podem ser distinguidas?
8. Explique o que é um professiograma?
9. Que fatores ambientais influenciam o processo de recrutamento de candidatos?
10. Descrever fontes de recrutamento interno e externo.
11. Como avaliar a qualidade de um conjunto?
12. Que métodos são usados ​​para avaliar os candidatos?
13. Que paradigmas de recrutamento competitivo você conhece?
14. Cite as etapas de adaptação dos funcionários na organização.

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levados em consideração os seguintes pontos:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre igual a zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH 2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é - 1), oxigênio (-2 ) (exceto para F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

Exemplos:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N-3H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Existem dois tipos de reações químicas:

A Reações nas quais o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reações de decomposição

Cu(OH)2 – t CuO + H2O

Reações de troca

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reações em que há alteração nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Tais reações são chamadas redox.

Com base na mudança no estado de oxidação, todas as reações químicas podem ser divididas em dois tipos:

I. Reações que ocorrem sem alteração do estado de oxidação dos elementos que compõem as substâncias reagentes. Tais reações são classificadas como reações de troca iônica.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

II. Reações que ocorrem com uma mudança no estado de oxidação dos elementos

incluídos nas substâncias reagentes. Tais reações são classificadas como reações redox.

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Estado de oxidação(oxidação) - uma característica do estado dos átomos dos elementos na composição de uma molécula. Caracteriza a distribuição desigual de elétrons entre os átomos dos elementos e corresponde à carga que um átomo de um elemento adquiriria se todos os pares de elétrons comuns de suas ligações químicas se deslocassem para um elemento mais eletronegativo. Dependendo da eletronegatividade relativa dos elementos que formam a ligação, o par de elétrons pode ser deslocado para um dos átomos ou localizado simetricamente em relação aos núcleos atômicos. Portanto, o estado de oxidação dos elementos pode ter valor negativo, positivo ou zero.

Elementos cujos átomos aceitam elétrons de outros átomos apresentam um estado de oxidação negativo. Elementos cujos átomos doam seus elétrons para outros átomos têm um estado de oxidação positivo. Os átomos nas moléculas de substâncias simples têm estado de oxidação zero e também se a substância estiver em estado atômico.

O estado de oxidação é indicado por +1, +2.

Carga de íon 1+, 2+.

O estado de oxidação de um elemento em um composto é determinado de acordo com as regras:

1. O estado de oxidação de um elemento em substâncias simples é zero.

2. Alguns elementos apresentam um estado de oxidação constante em quase todos os seus compostos. Esses elementos incluem:

Possui estado de oxidação +1 (exceto hidretos metálicos).

O tem um estado de oxidação de –2 (exceto fluoretos).

3. Os elementos dos grupos I, II e III dos principais subgrupos da Tabela Periódica dos Elementos de DI Mendeleev têm um estado de oxidação constante igual ao número do grupo.

Elementos Na, Ba, Al: estado de oxidação +1, +2, +3 respectivamente.

4. Para elementos que possuem estado de oxidação variável, existe o conceito de estados de oxidação superiores e inferiores.

O estado de oxidação mais alto de um elemento é igual ao número do grupo da Tabela Periódica de Elementos de DI Mendeleev em que o elemento está localizado.

Elementos N, Cl: estado de oxidação mais alto +5, +7, respectivamente.

O estado de oxidação mais baixo de um elemento é igual ao número do grupo da Tabela Periódica dos Elementos de DI Mendeleev, na qual o elemento menos oito está localizado.

Elementos N, Cl: estado de oxidação mais baixo -3, -1 respectivamente.

5. Em íons de elemento único, o estado de oxidação do elemento é igual à carga do íon.

Fe 3+ - o estado de oxidação é +3; S 2- - o estado de oxidação é -2.

6. A soma dos estados de oxidação de todos os átomos dos elementos de uma molécula é zero.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X = +5. O estado de oxidação do nitrogênio é +5.

7. A soma dos estados de oxidação de todos os átomos dos elementos de um íon é igual à carga do íon.

SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X = +6. O estado de oxidação do enxofre é +6.

8. Em compostos constituídos por dois elementos, o elemento escrito à direita apresenta sempre o estado de oxidação mais baixo.

As reações nas quais o estado de oxidação dos elementos muda são classificadas como reações redox /ORR/. Essas reações consistem em processos de oxidação e redução.

Oxidaçãoé o processo de cedência de elétrons por um elemento que faz parte de um átomo, molécula ou íon.

Al 0 – 3e = Al 3+

H 2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e=Cl2

Durante a oxidação, o estado de oxidação do elemento aumenta. Uma substância (átomo, molécula ou íon) que contém um elemento que doa elétrons é chamada de agente redutor. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - agentes redutores. O agente redutor é oxidado.

Recuperaçãoé o processo de adição de elétrons a um elemento que faz parte de um átomo, molécula ou íon.

Cl2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

Durante a redução, o estado de oxidação do elemento diminui. Uma substância (átomo, molécula ou íon) que contém um elemento que aceita elétrons é chamada de agente oxidante. S, Fe 3+, Cl 2 são agentes oxidantes. O agente oxidante é reduzido.

O número total de elétrons no sistema não muda durante uma reação química. O número de elétrons cedidos pelo agente redutor é igual ao número de elétrons ganhos pelo agente oxidante.

Para compilar uma equação para uma reação de oxidação-redução (ORR) em soluções, é usado o método íon-eletrônico (método de meia reação).

OVR pode ocorrer em ambientes ácidos, neutros ou alcalinos. As equações de reação levam em consideração a possível participação de moléculas de água (HOH) e excesso de íons H + ou OH - contidos na solução, dependendo da natureza do ambiente:

em ambiente ácido - íons HOH e H +;

em ambiente neutro - apenas NÃO;

em ambiente alcalino - íons HON e OH.

Ao compilar equações OVR, é necessário seguir uma determinada sequência:

1.Escreva um diagrama de reação.

2.Identificar os elementos que alteraram o estado de oxidação.

3. Escreva um diagrama em uma breve forma iônico-molecular: eletrólitos fortes na forma de íons, eletrólitos fracos na forma de moléculas.

4. Compor equações para os processos de oxidação e redução (equações de semi-reações). Para fazer isso, anote os elementos que alteram o estado de oxidação na forma de partículas reais (íons, átomos, moléculas) e equalize o número de cada elemento nos lados esquerdo e direito da semi-reação.

Observação:

Se a substância inicial contiver menos átomos de oxigênio do que os produtos (P PO 4 3-), então a falta de oxigênio é suprida pelo meio ambiente.

Se a substância inicial contiver mais átomos de oxigênio do que os produtos (SO 4 2- SO 2), então o oxigênio liberado será ligado ao meio.

5. Equalize os lados esquerdo e direito das equações de acordo com o número de cargas. Para fazer isso, adicione ou subtraia o número necessário de elétrons.

6.Selecione fatores para as semi-reações de oxidação e redução de modo que o número de elétrons durante a oxidação seja igual ao número de elétrons durante a redução.

7.Resumir as semi-reações de oxidação e redução, tendo em conta os fatores encontrados.

8.Escreva a equação iônico-molecular resultante na forma molecular.

9.Faça um teste de oxigênio.

Existem três tipos de reações redox:

a) Intermoleculares - reações em que o estado de oxidação muda para elementos que compõem diferentes moléculas.

2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

b) Intramoleculares - reações em que muda o estado de oxidação dos elementos que compõem uma molécula.

REAÇÕES REDOX

Estado de oxidação

O estado de oxidação é a carga nominal de um átomo em uma molécula, calculada sob a suposição de que a molécula consiste em íons e geralmente é eletricamente neutra.

Os elementos mais eletronegativos em um composto apresentam estados de oxidação negativos, e os átomos dos elementos com menos eletronegatividade apresentam estados de oxidação positivos.

O estado de oxidação é um conceito formal; em alguns casos, o estado de oxidação não coincide com a valência.

Por exemplo:

N2H4 (hidrazina)

grau de oxidação do nitrogênio – -2; valência do nitrogênio – 3.

Cálculo do estado de oxidação

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levados em consideração os seguintes pontos:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre igual a zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é -1 ), oxigênio (-2) (exceto F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

Exemplos:

V 2 +5 Ó 5 -2 ;N / D 2 +1 B 4 +3 Ó 7 -2 ;K +1 Cl +7 Ó 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 Ó 4 -2 ;N / D 2 +1 Cr 2 +6 Ó 7 -2

Reações sem e com mudanças no estado de oxidação

Existem dois tipos de reações químicas:

AReações em que o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição

ENTÃO 2 +Na 2 O → Na 2 ENTÃO 3

Reações de decomposição

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 Ó

Reações de troca

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReações em que há alteração dos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Tais reações são chamadas de reações redox

As reações redox são reações nas quais os estados de oxidação dos átomos mudam. As reações redox são muito comuns. Todas as reações de combustão são redox.
A reação redox consiste em dois processos que não podem ocorrer separadamente um do outro. O processo de aumento do estado de oxidação é denominado oxidação. Simultaneamente à oxidação ocorre a redução, ou seja, o processo de diminuição do estado de oxidação.

Redução de oxidação

Conseqüentemente, nas reações redox existem dois participantes principais: um agente oxidante e um agente redutor. O processo de perda de elétrons é a oxidação. Durante a oxidação, o estado de oxidação aumenta. Durante a reação, o agente oxidante diminui seu estado de oxidação e é reduzido. Aqui é necessário distinguir entre um elemento químico oxidante e uma substância oxidante.

N +5 - oxidante; HN +5 O3 e NaN +5 O 3 - agentes oxidantes.
Se dissermos que o ácido nítrico e seus sais são agentes oxidantes fortes, com isso queremos dizer que o agente oxidante são os átomos de nitrogênio com um estado de oxidação de +5, e não a substância inteira como um todo.
O segundo participante obrigatório na reação redox é denominado agente redutor. O processo de adição de elétrons é a redução. Durante a redução, o estado de oxidação diminui.

O agente redutor aumenta seu número de oxidação ao ser oxidado durante a reação. Tal como no caso de um agente oxidante, deve-se distinguir entre uma substância redutora e um elemento químico redutor. Ao realizar a reação de redução de um aldeído a álcool, não podemos tomar apenas hidrogênio com estado de oxidação -1, mas sim algum tipo de hidreto, preferencialmente hidreto de alumínio e lítio.

N -1 - agente redutor; NaH -1 e LiAlH -1 4 - agentes redutores.
Nas reações redox, a transferência completa de elétrons de um agente redutor para um agente oxidante é extremamente rara, uma vez que existem poucos compostos com ligações iônicas. Mas ao organizar os coeficientes, partimos do pressuposto de que tal transição ocorre. Isso permite determinar corretamente os principais coeficientes diante das fórmulas do agente oxidante e do agente redutor.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - agente redutor, oxidação
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oxidante, redução

Átomos ou íons que ganham elétrons em uma determinada reação são agentes oxidantes, e aqueles que doam elétrons são agentes redutores.

Propriedades redox de uma substância e o estado de oxidação de seus átomos constituintes

Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação máximo só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, pois eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo do átomo de um elemento é igual ao número do grupo da tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação mínimo só podem servir como agentes redutores, pois só são capazes de doar elétrons, pois o nível de energia externo desses átomos é completado por oito elétrons. O estado de oxidação mínimo para átomos metálicos é 0, para não metais - (n–8) (onde n é o número do grupo na tabela periódica). Compostos contendo átomos de elementos com estados de oxidação intermediários podem ser agentes oxidantes e redutores, dependendo do parceiro com o qual interagem e das condições de reação.

Os agentes redutores e oxidantes mais importantes

Redutores:

Metais,

hidrogênio,

carvão.

Monóxido de carbono (II) (CO).

Sulfeto de hidrogênio (H2S);

óxido de enxofre (IV) (SO 2);

ácido sulfuroso H 2 SO 3 e seus sais.

Ácidos hidrohálicos e seus sais.

Cátions metálicos em estados de oxidação mais baixos: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Ácido nitroso HNO 2;

amônia NH3;

hidrazina NH2NH2;

óxido nítrico (II) (NO).

Cátodo durante a eletrólise.

Agentes oxidantes

Halogênios.

Permanganato de potássio (KMnO 4);

manganato de potássio (K 2 MnO 4);

óxido de manganês (IV) (MnO 2).

Dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7);

cromato de potássio (K 2 CrO 4).

Ácido nítrico (HNO 3).

Ácido sulfúrico (H 2 SO 4) conc.

Óxido de cobre(II) (CuO);

óxido de chumbo(IV) (PbO 2);

óxido de prata (Ag2O);

peróxido de hidrogênio (H 2 O 2).

Cloreto de ferro (III) (FeCl 3).

Sal de Berthollet (KClO 3).

Ânodo durante a eletrólise.

Cada uma dessas semi-reações é caracterizada por um potencial redox padrão E 0 (dimensão - volts, V). Quanto maior E0, mais forte será a forma oxidante como agente oxidante e mais fraca será a forma reduzida como agente redutor e vice-versa.

A meia-reação é tomada como ponto de referência para os potenciais: 2H + + 2ē ® H 2, para o qual E 0 =0

Para meias reações M n+ + nē ® M 0, E 0 é chamado de potencial padrão do eletrodo. Com base na magnitude deste potencial, os metais são geralmente colocados em uma série de potenciais de eletrodo padrão (uma série de tensões metálicas):

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Uma série de tensões caracterizam as propriedades químicas dos metais:

1. Quanto mais à esquerda um metal estiver localizado na série de tensões, mais forte será sua capacidade redutora e mais fraca será a capacidade oxidante de seu íon em solução (ou seja, mais fácil ele cede elétrons (oxida) e mais difícil é para que seus íons reconectem elétrons).

2. Cada metal é capaz de deslocar das soluções salinas aqueles metais que estão na série de tensões à direita dele, ou seja, reduz íons de metais subsequentes em átomos eletricamente neutros, doando elétrons e transformando-se em íons.

3. Somente metais que estão na série de tensões à esquerda do hidrogênio (H) são capazes de deslocá-lo de soluções ácidas (por exemplo, Zn, Fe, Pb, mas não Cu, Hg, Ag).

Células galvânicas

Cada dois metais, imersos em soluções de seus sais, que se comunicam por meio de um sifão preenchido com um eletrólito, formam uma célula galvânica. Placas de metal imersas em soluções são chamadas de eletrodos do elemento.

Se você conectar as extremidades externas dos eletrodos (pólos do elemento) com um fio, os elétrons começarão a se mover do metal, que tem um potencial mais baixo, para o metal, que tem um potencial mais alto (por exemplo, de Zn para Pb). A saída de elétrons perturba o equilíbrio que existe entre o metal e seus íons na solução e faz com que um novo número de íons passe para a solução - o metal se dissolve gradualmente. Ao mesmo tempo, os elétrons que passam para outro metal descarregam os íons da solução em sua superfície - o metal é liberado da solução. O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo. O eletrodo no qual ocorre a redução é chamado de cátodo. Em uma célula de chumbo-zinco, o eletrodo de zinco é o ânodo e o eletrodo de chumbo é o cátodo.

Assim, em uma célula galvânica fechada, ocorre interação entre um metal e uma solução salina de outro metal, que não estão em contato direto entre si. Os átomos do primeiro metal, cedendo elétrons, transformam-se em íons, e os íons do segundo metal, adicionando elétrons, transformam-se em átomos. O primeiro metal desloca o segundo da solução do seu sal. Por exemplo, durante o funcionamento de uma célula galvânica composta por zinco e chumbo, imersa respectivamente em soluções de Zn(NO 3) 2 e Pb(NO 3) 2, ocorrem nos eletrodos os seguintes processos:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Somando os dois processos, obtemos a equação Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, expressando a reação que ocorre no elemento na forma iônica. A equação molecular para a mesma reação seria:

Zn + Pb(NÃO 3) 2 → Pb + Zn(NÃO 3) 2

A força eletromotriz de uma célula galvânica é igual à diferença de potencial entre seus dois eletrodos. Ao determiná-lo, o menor é sempre subtraído do maior potencial. Por exemplo, a força eletromotriz (fem) do elemento considerado é igual a:

E.m.f. =	-0,13		(-0,76)	0,63 V
	E-Pb		EZn

Terá este valor desde que os metais estejam imersos em soluções nas quais a concentração de íons seja de 1 g-íon/l. Em outras concentrações de soluções, os valores dos potenciais dos eletrodos serão um pouco diferentes. Eles podem ser calculados usando a fórmula:

E = E 0 + (0,058/n) logC

onde E é o potencial metálico desejado (em volts)

E 0 - seu potencial normal

n - valência de íons metálicos

C - concentração de íons em solução (g-ion/l)

Exemplo

Encontre a força eletromotriz do elemento (fem) formado por um eletrodo de zinco imerso em uma solução 0,1 M de Zn(NO 3) 2 e um eletrodo de chumbo imerso em uma solução 2 M de Pb(NO 3) 2.

Solução

Calculamos o potencial do eletrodo de zinco:

E Zn = -0,76 + (0,058/2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v

Calculamos o potencial do eletrodo de chumbo:

E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Encontre a força eletromotriz do elemento:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Eletrólise

Eletrólise É chamado o processo de decomposição de uma substância por corrente elétrica.

A essência da eletrólise é que quando a corrente passa através de uma solução eletrolítica (ou eletrólito fundido), os íons carregados positivamente se movem para o cátodo e os íons carregados negativamente se movem para o ânodo. Ao atingir os eletrodos, os íons são descarregados, fazendo com que os componentes do eletrólito dissolvido ou hidrogênio e oxigênio da água sejam liberados nos eletrodos.

Para converter diferentes íons em átomos neutros ou grupos de átomos, são necessárias diferentes tensões de corrente elétrica. Alguns íons perdem suas cargas com mais facilidade, outros com mais dificuldade. O grau de facilidade com que os íons metálicos são descarregados (ganham elétrons) é determinado pela posição dos metais na série de tensões. Quanto mais à esquerda um metal estiver na série de tensões, maior será seu potencial negativo (ou menos potencial positivo), mais difícil, mantendo-se iguais as demais condições, será a descarga de seus íons (íons Au 3+, Ag + são mais fáceis de descarregar). descarga; Li +, Rb +, K são os mais difíceis +).

Se houver íons de vários metais em uma solução ao mesmo tempo, então os íons do metal com potencial negativo mais baixo (ou potencial positivo mais alto) serão descarregados primeiro. Por exemplo, o cobre metálico é liberado primeiro de uma solução contendo íons Zn 2+ e Cu 2+. Mas a magnitude do potencial do metal também depende da concentração dos seus iões na solução; a facilidade de descarga dos íons de cada metal também muda dependendo de sua concentração: um aumento na concentração facilita a descarga de íons, uma diminuição dificulta. Portanto, durante a eletrólise de uma solução contendo íons de vários metais, pode acontecer que a liberação de um metal mais ativo ocorra antes da liberação de um menos ativo (se a concentração de íons do primeiro metal for significativa e o a concentração do segundo é muito pequena).

Nas soluções aquosas de sais, além dos íons salinos, sempre existem também íons água (H + e OH -). Destes, os íons de hidrogênio serão descarregados mais facilmente do que os íons de todos os metais que precedem o hidrogênio na série de tensões. No entanto, devido à concentração insignificante de íons hidrogênio durante a eletrólise de todos os sais, exceto os sais dos metais mais ativos, o metal, e não o hidrogênio, é liberado no cátodo. Somente durante a eletrólise de sais de sódio, cálcio e outros metais até o alumínio inclusive, os íons de hidrogênio são descarregados e o hidrogênio é liberado.

No ânodo, tanto íons de resíduos ácidos quanto íons hidroxila de água podem ser descarregados. Se os íons de resíduos ácidos não contêm oxigênio (Cl -, S 2-, CN -, etc.), então geralmente são esses íons que são descarregados, e não os hidroxila, que perdem sua carga com muito mais dificuldade, e Cl 2, S, etc. são liberados no ânodo .d. Pelo contrário, se um sal de um ácido contendo oxigênio ou o próprio ácido sofrer eletrólise, então os íons hidroxila são descarregados, e não os íons dos resíduos de oxigênio. Os grupos OH neutros formados durante a descarga de íons hidroxila se decompõem imediatamente de acordo com a equação:

4OH → 2H2O + O2

Como resultado, o oxigênio é liberado no ânodo.

Eletrólise da solução de cloreto de níquel NiCl 2

A solução contém íons Ni 2+ e Cl -, bem como íons H + e OH - em concentrações insignificantes. Quando a corrente passa, os íons Ni 2+ se movem para o cátodo e os íons Cl - se movem para o ânodo. Tirando dois elétrons do cátodo, os íons Ni 2+ se transformam em átomos neutros que são liberados da solução. O cátodo é gradualmente revestido com níquel.

Os íons cloro, chegando ao ânodo, cedem elétrons para ele e se transformam em átomos de cloro, que, quando combinados aos pares, formam moléculas de cloro. O cloro é liberado no ânodo.

Assim, no cátodo existe processo de recuperação, no ânodo – processo de oxidação.

Eletrólise da solução de iodeto de potássio KI

O iodeto de potássio está em solução na forma de íons K + e I -. Quando a corrente passa, os íons K + se movem para o cátodo, os íons I - se movem para o ânodo. Mas como o potássio está muito à esquerda do hidrogénio na série de tensões, não são os iões de potássio que são descarregados no cátodo, mas os iões de hidrogénio da água. Os átomos de hidrogênio formados neste caso combinam-se em moléculas de H 2 e, assim, o hidrogênio é liberado no cátodo.

À medida que os íons de hidrogênio são descarregados, mais e mais moléculas de água se dissociam, como resultado do acúmulo de íons hidroxila (liberados da molécula de água) no cátodo, bem como íons K +, que se movem continuamente para o cátodo. Uma solução de KOH é formada.

O iodo é liberado no ânodo, uma vez que os íons I são descarregados mais facilmente do que os íons hidroxila da água.

Eletrólise de solução de sulfato de potássio

A solução contém íons K +, íons SO 4 2- e H + e OH - da água. Como os íons K + são mais difíceis de descarregar do que os íons H +, e os íons SO 4 2- do que os íons OH -, então, quando uma corrente elétrica passa, os íons hidrogênio serão descarregados no cátodo e os grupos hidroxila no ânodo, que é, na verdade, eletrólise da água. Ao mesmo tempo, devido à descarga de íons hidrogênio e hidroxila da água e ao movimento contínuo de íons K + para o cátodo e íons SO 4 2- para o ânodo, uma solução alcalina (KOH) é formada no cátodo, e uma solução de ácido sulfúrico é formada no ânodo.

Eletrólise de solução de sulfato de cobre com ânodo de cobre

A eletrólise ocorre de forma especial quando o ânodo é feito do mesmo metal cujo sal está em solução. Neste caso, nenhum íon é descarregado no ânodo, mas o próprio ânodo se dissolve gradualmente, enviando íons para a solução e doando elétrons para a fonte de corrente.

Todo o processo se resume à liberação de cobre no cátodo e à dissolução gradual do ânodo. A quantidade de CuSO 4 na solução permanece inalterada.

Leis da eletrólise (M. Faraday)

1. A quantidade em peso da substância liberada durante a eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que flui através da solução e praticamente não depende de outros fatores.

2. Quantidades iguais de eletricidade são liberadas durante a eletrólise de vários compostos químicos em quantidades equivalentes de substâncias.

3. Para isolar um grama equivalente de qualquer substância de uma solução eletrolítica, 96.500 coulombs de eletricidade devem passar pela solução.

m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)

onde m(x) é a quantidade de substância reduzida ou oxidada (g);

I é a intensidade da corrente transmitida (a);

t - tempo(s) de eletrólise;

M(x) - massa molar;

n é o número de elétrons adquiridos ou cedidos em reações redox;

F - Constante de Faraday (96500 frio/mol).

Com base nesta fórmula, você pode fazer vários cálculos relacionados ao processo de eletrólise, por exemplo:

1. Calcular as quantidades de substâncias liberadas ou decompostas por uma determinada quantidade de eletricidade;

2. Encontre a intensidade da corrente pela quantidade de substância liberada e pelo tempo gasto em sua liberação;

3. Determine quanto tempo levará para liberar uma certa quantidade de uma substância em uma determinada corrente.

Exemplo 1

Quantos gramas de cobre serão liberados no cátodo quando uma corrente de 5 amperes passar por uma solução de sulfato de cobre CuSO 4 por 10 minutos?

Solução

Vamos determinar a quantidade de eletricidade que flui através da solução:

P = Isso,

onde I é a corrente em amperes;

t – tempo em segundos.

Q = 5A 600 s = 3.000 coulombs

O equivalente ao cobre (com massa 63,54) é 63,54: 2 = 31,77. Portanto, 96.500 coulombs liberam 31,77 g de cobre. Quantidade necessária de cobre:

m = (31,77 3000) / 96500 »0,98g

Exemplo 2

Quanto tempo leva para passar uma corrente de 10 amperes através de uma solução ácida para obter 5,6 litros de hidrogênio (em condições normais)?

Solução

Encontramos a quantidade de eletricidade que deve passar pela solução para que dela sejam liberados 5,6 litros de hidrogênio. Desde 1 g-eq. o hidrogênio ocupa em n. você. o volume é 11,2 l, então a quantidade necessária de eletricidade

Q = (96.500 5,6) / 11,2 = 48.250 coulombs

Vamos determinar o tempo de passagem atual:

t = Q / I = 48250/10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s

Exemplo 3

Ao passar uma corrente por uma solução de sal de prata no cátodo, ela foi liberada em 10 minutos. 1g de prata. Determine a força atual.

Solução

1 g-eq. a prata é igual a 107,9 g. Para liberar 1 g de prata, 96.500 devem passar pela solução: 107,9 = 894 coulombs. Daí a força atual

I = 894 / (10 60)" 1,5A

Exemplo 4

Encontre o equivalente ao estanho se estiver a uma corrente de 2,5 amperes de uma solução de SnCl 2 em 30 minutos. São liberados 2,77 g de estanho.

Solução

A quantidade de eletricidade que passa pela solução em 30 minutos.

Q = 2,5 30 60 = 4.500 coulombs

Já para o lançamento de 1 g-eq. São necessários 96.500 coulombs, então o equivalente ao estanho.

E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4

Corrosão

Antes de terminar a nossa discussão sobre eletroquímica, vamos aplicar o conhecimento que adquirimos ao estudo de um problema muito importante - corrosão metais A corrosão é causada por reações de oxidação-redução nas quais um metal, como resultado da interação com alguma substância em seu ambiente, se transforma em um composto indesejável.

Um dos processos de corrosão mais conhecidos é a ferrugem do ferro. Do ponto de vista económico, este é um processo muito importante. Estima-se que 20% do ferro produzido anualmente nos Estados Unidos é usado para substituir produtos de ferro que se tornaram inutilizáveis ​​devido à ferrugem.

Sabe-se que o oxigênio está envolvido na ferrugem do ferro; o ferro não oxida na água na ausência de oxigênio. A água também participa do processo de ferrugem; o ferro não corrói em óleo oxigenado, desde que não haja vestígios de água nele. A ferrugem é acelerada por uma série de fatores, como o pH do ambiente, a presença de sais no mesmo, o contato do ferro com o metal, que é mais difícil de oxidar que o ferro, bem como sob a influência de esforços mecânicos.

A corrosão do ferro é, em princípio, um processo eletroquímico. Algumas áreas da superfície do ferro servem como ânodo onde ocorre sua oxidação:

Fe(sólido) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº óxido = 0,44 V

Os elétrons gerados neste caso movem-se através do metal para outras áreas da superfície, que desempenham o papel de cátodo. A redução de oxigênio ocorre neles:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº restauração = 1,23 V

Observe que os íons H + participam do processo de redução do O 2. Se a concentração de H+ diminuir (isto é, à medida que o pH aumenta), a redução de O2 torna-se mais difícil. Observou-se que o ferro em contato com uma solução cujo pH está acima de 9-10 não sofre corrosão. Durante o processo de corrosão, os íons Fe 2+ formados no ânodo são oxidados a Fe 3+. Os íons Fe 3+ formam óxido de ferro (III) hidratado, que é chamado de ferrugem:

4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H2O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( televisão.) + 8H + (aq.)

Como o papel do cátodo geralmente é desempenhado pela parte da superfície que recebe melhor o fluxo de oxigênio, a ferrugem aparece com mais frequência nessas áreas. Se você examinar cuidadosamente uma pá que está parada há algum tempo ao ar livre e úmido com sujeira grudada na lâmina, notará que se formaram depressões sob a sujeira na superfície do metal e ferrugem apareceu em todos os lugares onde o O2 poderia penetrar.

O aumento da corrosão na presença de sais é frequentemente encontrado pelos motoristas em áreas onde as estradas são generosamente polvilhadas com sal no inverno para combater o gelo. O efeito dos sais é explicado pelo fato de os íons que eles formam criarem o eletrólito necessário para a formação de um circuito elétrico fechado.

A presença de sítios anódicos e catódicos na superfície do ferro leva à criação de dois ambientes químicos diferentes nele. Eles podem surgir devido à presença de impurezas ou defeitos na rede cristalina (aparentemente causados ​​por tensões no metal). Em locais onde existem tais impurezas ou defeitos, o ambiente microscópico de um átomo de ferro específico pode fazer com que o seu estado de oxidação aumente ou diminua ligeiramente em relação às posições normais na rede cristalina. Portanto, tais locais podem desempenhar o papel de ânodos ou cátodos. O ferro ultrapuro, no qual o número de tais defeitos é reduzido ao mínimo, tem muito menos probabilidade de sofrer corrosão do que o ferro comum.

O ferro costuma ser revestido com tinta ou algum outro metal, como estanho, zinco ou cromo, para proteger sua superfície da corrosão. A chamada “folha-de-flandres” é obtida cobrindo a chapa de ferro com uma fina camada de estanho. O estanho protege o ferro apenas enquanto a camada protetora permanecer intacta. Assim que estiver danificado, o ar e a umidade começam a afetar o ferro; O estanho ainda acelera a corrosão do ferro porque serve como cátodo no processo de corrosão eletroquímica. Uma comparação dos potenciais de oxidação do ferro e do estanho mostra que o ferro é oxidado mais facilmente que o estanho:

Fe (sólido) → Fe 2+ (aq.) + 2e - Eº óxido = 0,44 V

Sn (televisão) → Sn 2+ (aq.) + 2e - Eº óxido = 0,14 V

Portanto, o ferro serve como ânodo neste caso e é oxidado.

O ferro "galvanizado" (galvanizado) é feito revestindo o ferro com uma fina camada de zinco. O zinco protege o ferro da corrosão mesmo depois de a integridade do revestimento ser danificada. Nesse caso, o ferro desempenha o papel de cátodo durante o processo de corrosão, pois o zinco oxida mais facilmente que o ferro:

Zn (sólido) → Zn 2+ (aq.) + 2e - Eº óxido = 0,76 V

Conseqüentemente, o zinco atua como ânodo e corrói em vez do ferro. Esse tipo de proteção metálica, na qual desempenha o papel de cátodo no processo de corrosão eletroquímica, é denominada proteção catódica. Os tubos colocados no subsolo são frequentemente protegidos da corrosão, tornando-os o cátodo de uma célula eletroquímica. Para fazer isso, blocos de algum metal ativo, geralmente magnésio, são enterrados no solo ao longo da tubulação e conectados com fio aos tubos. Em solo úmido, o metal ativo atua como ânodo e o tubo de ferro recebe proteção catódica.

Embora nossa discussão tenha se concentrado no ferro, ele não é o único metal suscetível à corrosão. Ao mesmo tempo, pode parecer estranho que uma lata de alumínio, deixada descuidadamente ao ar livre, corroa imensamente mais lentamente do que uma lata de ferro. A julgar pelos potenciais de oxidação padrão do alumínio (óxido Eº = 1,66 V) e do ferro (óxido Eº = 0,44 V), então deve-se esperar que a corrosão do alumínio ocorra muito mais rapidamente. A corrosão lenta do alumínio é explicada pelo fato de que uma película fina e densa de óxido se forma em sua superfície, protegendo o metal subjacente de corrosão adicional. O magnésio, que possui alto potencial de oxidação, é protegido da corrosão devido à formação do mesmo filme de óxido. Infelizmente, o filme de óxido na superfície do ferro tem uma estrutura muito frouxa e não é capaz de criar uma proteção confiável. No entanto, uma boa película protetora de óxido se forma na superfície das ligas de ferro-cromo. Essas ligas são chamadas de aço inoxidável.

As reações redox incluem aquelas que são acompanhadas pelo movimento de elétrons de uma partícula para outra. Ao considerar os padrões de reações redox, é utilizado o conceito de grau de oxidação.

Estado de oxidação

Conceito estados de oxidação introduzido para caracterizar o estado dos elementos nas conexões. O estado de oxidação significa a carga convencional de um átomo em um composto, calculada com base na suposição de que o composto consiste em íons. O estado de oxidação é indicado por um número arábico com sinal positivo quando os elétrons são deslocados de um determinado átomo para outro átomo e por um número com sinal negativo quando os elétrons são deslocados na direção oposta. Um número com um sinal “+” ou “-“ é colocado acima do símbolo do elemento. O número de oxidação indica o estado de oxidação de um átomo e é apenas uma forma conveniente de contabilizar a transferência de elétrons: não deve ser considerado como a carga efetiva de um átomo em uma molécula (por exemplo, em uma molécula de LiF, as cargas efetivas de Li e F são +0,89 e -0, respectivamente, 89, enquanto os estados de oxidação são +1 e -1), nem como a valência do elemento (por exemplo, nos compostos CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2, a valência do carbono é 4 e os estados de oxidação são respectivamente -4, -2, + 2, +4). Os valores numéricos de valência e estado de oxidação podem coincidir em valor absoluto apenas quando se formam compostos com estrutura iônica.

Ao determinar o grau de oxidação, são utilizadas as seguintes regras:

Átomos de elementos que estão em estado livre ou na forma de moléculas de substâncias simples têm estado de oxidação zero, por exemplo Fe, Cu, H 2, N 2, etc.

O estado de oxidação de um elemento na forma de um íon monoatômico em um composto com estrutura iônica é igual à carga desse íon,

1 -1 +2 -2 +3 -1

por exemplo, NaCl, Cu S, AlF 3.

O hidrogênio na maioria dos compostos tem um estado de oxidação +1, com exceção dos hidretos metálicos (NaH, LiH), nos quais o estado de oxidação do hidrogênio é -1.

O estado de oxidação mais comum do oxigênio em compostos é -2, com exceção dos peróxidos (Na 2 O 2, H 2 O 2), em que o estado de oxidação do oxigênio é –1 e F 2 O, em que o estado de oxidação de oxigênio é +2.

Para elementos com estado de oxidação variável, seu valor pode ser calculado conhecendo a fórmula do composto e levando em consideração que a soma algébrica dos estados de oxidação de todos os elementos de uma molécula neutra é zero. Num íon complexo, esta soma é igual à carga do íon. Por exemplo, o estado de oxidação do átomo de cloro na molécula de HClO 4, calculado com base na carga total da molécula = 0, onde x é o estado de oxidação do átomo de cloro), é +7. O estado de oxidação do átomo de enxofre no íon (SO 4) 2- [x + 4 (-2) = -2] é +6.

Propriedades redox de substâncias

Qualquer reação redox consiste em processos de oxidação e redução. Oxidação - é o processo de doação de elétrons por um átomo, íon ou molécula de um reagente. Substâncias que dão seus elétrons durante a reação e são oxidados são chamados restauradores.

A redução é o processo em que um átomo aceita elétrons molécula de íon ou reagente.

As substâncias que aceitam elétrons e são reduzidas no processo são chamadas de agentes oxidantes.

As reações de oxidação-redução sempre ocorrem como um único processo denominado reacção redox. Por exemplo, quando o zinco metálico interage com íons de cobre agente redutor(Zn) doa seus elétrons agente oxidante– íons de cobre (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

O cobre é liberado na superfície do zinco e os íons de zinco entram em solução.

As propriedades redox dos elementos estão relacionadas à estrutura de seus átomos e são determinadas pela sua posição no sistema periódico D.I. Mendeleev. A capacidade redutora do elemento se deve à fraca ligação dos elétrons de valência com o núcleo. Átomos de metal contendo um pequeno número de elétrons no nível de energia externo são propensos a perdê-los, ou seja, são facilmente oxidados, desempenhando o papel de agentes redutores. Os agentes redutores mais poderosos são os metais mais ativos.

O critério para a atividade redox dos elementos pode ser o seu valor eletronegatividade relativa: quanto maior, mais pronunciada é a capacidade oxidante do elemento, e quanto menor, mais pronunciada é a sua atividade redutora. Átomos não metálicos (por exemplo, F, O) têm alta afinidade eletrônica e eletronegatividade relativa; eles aceitam facilmente elétrons, ou seja, são agentes oxidantes.

As propriedades redox de um elemento dependem do grau de sua oxidação. Para o mesmo elemento existem diferentes estados de oxidação inferior, superior e intermediário.

Como exemplo, considere o enxofre S e seus compostos H 2 S, SO 2 e SO 3. A relação entre a estrutura eletrônica do átomo de enxofre e suas propriedades redox nesses compostos é claramente apresentada na Tabela 1.

Na molécula de H 2 S, o átomo de enxofre tem uma configuração de octeto estável do nível de energia externo 3s 2 3p 6 e, portanto, não pode mais adicionar elétrons, mas pode distribuí-los.

O estado de um átomo no qual ele não pode mais aceitar elétrons é chamado de estado de oxidação mais baixo.

No estado de oxidação mais baixo, o átomo perde sua capacidade oxidante e só pode ser um agente redutor.

Tabela 1.

Fórmula da substância	Fórmula eletrônica	Propriedades redox
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 agente redutor
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 oxidante	–4 ; - 6 agente redutor
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 oxidante	-2 agente redutor
	1s 2 2s 2 2p 6 3s o 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 oxidante

Na molécula de SO 3, todos os elétrons externos do átomo de enxofre são transferidos para os átomos de oxigênio. Portanto, neste caso, o átomo de enxofre só pode aceitar elétrons, exibindo propriedades oxidantes.

O estado de um átomo no qual ele cedeu todos os seus elétrons de valência é chamado de estado de oxidação mais elevado. Um átomo no estado de oxidação mais elevado só pode ser um agente oxidante.

Na molécula de SO 2 e no enxofre elementar S, o átomo de enxofre está localizado em estados de oxidação intermediários, ou seja, tendo elétrons de valência, o átomo pode distribuí-los, mas sem ter um completo R - subnível, também pode aceitar elétrons até sua conclusão.

Um átomo de um elemento com um estado de oxidação intermediário pode exibir propriedades oxidantes e redutoras, o que é determinado pelo seu papel em uma reação específica.

Por exemplo, o papel do ânion sulfito SO nas seguintes reações é diferente:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4  2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O (1)

H 2 SO 3 + 2 H 2 S  3 S + 3 H 2 O (2)

Na reação (1), o ânion sulfito SO na presença de um forte agente oxidante, o KMnO 4 desempenha o papel de agente redutor; na reação (2) ânion sulfito SO - um agente oxidante, uma vez que o H 2 S só pode apresentar propriedades redutoras.

Assim, entre substâncias complexas restauradores pode ser:

1. Substâncias simples cujos átomos possuem baixas energias de ionização e eletronegatividade (em particular, metais).

2. Substâncias complexas contendo átomos em estados de oxidação mais baixos:

H Cl,H 2 S,N H3

Na2 S O3, Fé Cl2, Sn(NÃO 3) 2 .

Agentes oxidantes pode ser:

1. Substâncias simples cujos átomos possuem altos valores de afinidade eletrônica e eletronegatividade - não metais.

2. Substâncias complexas contendo átomos em estados de oxidação mais elevados: +7 +6 +7

K Mn O 4 , K 2 Cr 2 O 7, HClO 4.

3. Substâncias complexas contendo átomos em estados de oxidação intermediários:

Na2 S O3, Mn O2, Mn SO4.