Oxidação e Redução

A formação da ferrugem é um processo que acarreta todos os anos enormes perdas econômicas, pois gasta-se muito dinheiro para se produzir mais ferro simplesmente com a finalidade de substituir o que foi perdido.

Outro processo químico importante é a fotossíntese, mas esse traz benefícios, pois além de manter as plantas, também garante a preservação de cadeias alimentares e dos ecossistemas.

Esses dois processos, apesar de serem tão diferentes, apresentam algo em comum entre si: ambos envolvem reações com ocorrência de oxidação e redução. Entenda do que se trata cada um:

A oxidação pode ocorrer em três ocasiões:

1- Quando uma substância reage com o oxigênio. Por exemplo, frutas como a maçã escurecem em contato com o oxigênio do ar, porque elas oxidam. Para impedir que isso ocorra em saladas de frutas é adicionado o suco de laranja, que contém vitamina C (ácido L-ascórbico), que se oxida ainda mais facilmente. Assim, esse ácido se oxida antes da fruta, impedindo que a fruta se perca.

O nome “oxidação” passou a ser usado porque antigamente achava-se que esse tipo de reação só ocorria com a presença do oxigênio. Posteriormente, descobriram-se outros tipos de oxidação, mas o nome já estava muito difundido e ficou.

Embora a maioria das reações que envolvem oxidação e redução seja estudada em Físico-Química, elas também são vistas em Química Orgânica. Por exemplo, as reações de oxidação com a presença do oxigênio podem ocorrer de diversas formas, tais como na combustão, na oxidação branda e na oxidação energética. Para citar um exemplo, veja abaixo a reação de combustão do etanol usado como combustível em automóveis:

CH₃CH₂OH_(l) + 3 O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H₂O_(g)+ energia térmica
combustível    comburente       produtos
      etanol         oxigênio        gás carbônico e água

2- Quando uma substância perde hidrogênio. Esse tipo de reação de oxirredução ocorre muito nos casos de oxidação em Química orgânica. Por exemplo, abaixo temos a oxidação de um álcool secundário, o propano-2-ol se oxida na presença de uma solução aquosa de dicromato de potássio (K₂Cr₂O₇) em meio ácido. Observe que ocorre a perca de átomos de hidrogênio do álcool, transformando-o numa cetona:

3- Quando um átomo ou íon duma substância perde elétrons. Esse é o conceito mais abrangente de reação de oxidação, pois isso ocorre nos três casos citados. Ao perder um ou mais elétrons, o Nox (número de oxidação) que o átomo ou íon adquire aumenta.

Os elétrons perdidos são transferidos para outro átomo ou íon que é reduzido, como será explicado mais adiante. Dessa forma, a substância que sofre oxidação também é denominada de agente redutor, pois ela provoca a redução de outra substância.

Por exemplo, se colocarmos uma fita de magnésio numa solução aquosa de ácido clorídrico, verificaremos que com o tempo a fita irá “desaparecer” e ocorrerá uma efervescência na solução. Isso ocorre porque o magnésio metálico (Mg_(s)) é oxidado, isto é, ele perde dois elétrons, se transformando no cátion Mg²⁺_(aq), o Nox aumentou de zero para +2. Visto que esses íons ficam na solução, a fita de magnésio “desaparece”. Observe a equação dessa reação abaixo:

Mg_(s) + 2HCl_(aq)  → MgCl_2(aq) + H_2(g)

Mg_(s) + 2H⁺_(aq)  → Mg²⁺_(aq) + + H_2(g)

Redução também ocorre em três ocasiões, que são processos contrários aos vistos anteriormente para a oxidação:

1- Quando uma substância perde oxigênio. Por exemplo, se colocarmos o óxido de cobre, que é um composto negro para reduzir numa aparelhagem apropriada, ele é superaquecido e entra em contato com o gás hidrogênio, perdendo oxigênio. Essa redução é visualizada pela cor do composto que se torna rosa.

2- Quando uma substância ganha hidrogênio. Um aldeído, por exemplo, reage com hidrogênio e se torna um álcool primário, como mostrado a seguir:

           O                            OH
            |                               |
H₃C  - C + 2 [H] →  H₃C  - C ?H
            |                               |
           H                              H

 3- Quando um átomo ou íon duma substância ganha elétrons. No exemplo dado anteriormente da reação entre o magnésio e o ácido clorídrico, cada cátion hidrogênio (H⁺) recebe dois elétrons de cada átomo de magnésio, com isso o seu NOX diminui de +1 para zero, sofrendo redução e se transformando no gás hidrogênio (H₂) que é o responsável pela efervescência observada. Essa espécie é também denominada de agente oxidante, pois ele provocou a oxidação do magnésio.

Mg_(s) + 2HCl_(aq)  → MgCl_2(aq) + H_2(g)

Mg_(s) + 2H⁺_(aq)  → Mg²⁺_(aq) + H_2(g)

A oxidação e a redução ocorrem simultaneamente, ou seja, ao mesmo tempo numa reação que é, devido a isso, denominada de reação de oxidorredução ou redox.

Resumidamente, temos o seguinte:

A ferrugem citada no início do texto é uma reação de oxidorredução entre o ferro e agentes naturais, principalmente o oxigênio do ar. Nas equações abaixo é mostrado que o ferro é oxidado, perdendo dois elétrons cada. A presença de água acelera o processo de corrosão porque em sua presença formam-se íons que conduzem melhor os elétrons. Posteriormente, o Fe (OH)₂ é oxidado formando a ferrugem:  Fe (OH)₃ ou Fe₂O₃.3H₂O.

Ânodo: 2 Fe _(s) →  2Fe²⁺ + 4e^-   

Cátodo: O₂ + 2 H₂O + 4e^- → 4 OH^-___________

Reação global: 2 Fe + O₂ + 2 H₂O → 2 Fe (OH)₂

Já a fotossíntese é uma reação de oxidorredução em que as moléculas da clorofila absorvem fótons da luz solar, perdendo seus elétrons que ficam no estado excitado. A molécula de água é então quebrada (oxidação) e o hidrogênio fornece os elétrons para os pigmentos, no caso para a clorofila, que perdeu seus elétrons excitados. Na quebra da água também haverá a liberação de O₂. A energia obtida é então utilizada para transformar (reduzir) as moléculas de CO₂ em compostos complexos, como carboidratos e biomassa.

Reação genérica de fotossíntese:

nCO2 + nH2O+ luz solar ® {CH2O}n + nO2

Aproveite para conferir nossa videoaula relacionada ao assunto: