NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox)
É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química.
Exemplos:
É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química.
Exemplos:
No “NaCl“ o átomo de sódio cedeu 1 elétron para o átomo de cloro. Então:
. O sódio origina o íon sódio (Na1+).
e
. O cloro origina o íon cloreto ( Cl –1).A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto.
Nox = + 1
A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto.
Nox = – 1
Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo.
Exemplo:H – Cl
O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então:
O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, então o seu Nox será + 1.
Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação.Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox).Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox).
A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante.
. O sódio origina o íon sódio (Na1+).
e
. O cloro origina o íon cloreto ( Cl –1).A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto.
Nox = + 1
A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto.
Nox = – 1
Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo.
Exemplo:H – Cl
O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então:
O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, então o seu Nox será + 1.
Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação.Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox).Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox).
A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante.
REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAR O Nox
1ª regra: Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero.
Exemplos: O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero.N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero.Ag: Nox do átomo de prata é zero.
Exemplos: O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero.N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero.Ag: Nox do átomo de prata é zero.
2ª regra: O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante.
O hidrogênio tem Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a + 2.
O oxigênio tem Nox igual a – 2.
Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1.
A prata (Ag) tem Nox igual a + 1.
O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2.
O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3.
O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2.
Exemplos: NaCl
O hidrogênio tem Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a + 2.
O oxigênio tem Nox igual a – 2.
Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1.
A prata (Ag) tem Nox igual a + 1.
O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2.
O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3.
O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2.
Exemplos: NaCl
- O sódio tem Nox = + 1
- O cloro tem Nox = – 1
Ca(OH)2
. O cálcio tem Nox = + 2.. O hidrogênio tem Nox = +1.. O oxigênio tem Nox = – 2. H2S
. O hidrogênio tem Nox = + 1.
. O enxofre tem Nox = – 2.
. O cálcio tem Nox = + 2.. O hidrogênio tem Nox = +1.. O oxigênio tem Nox = – 2. H2S
. O hidrogênio tem Nox = + 1.
. O enxofre tem Nox = – 2.
Casos particulares importantes
Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 1.
Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1.
Exemplos: H2O2
Este composto é um peróxido
. O hidrogênio tem Nox = +1.
. O oxigênio tem Nox = – 1.
NaH
Este composto é um hidreto metálico
. O sódio tem Nox = +1.
. O hidrogênio tem Nox = – 1.
Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1.
Exemplos: H2O2
Este composto é um peróxido
. O hidrogênio tem Nox = +1.
. O oxigênio tem Nox = – 1.
NaH
Este composto é um hidreto metálico
. O sódio tem Nox = +1.
. O hidrogênio tem Nox = – 1.
3ª regra:
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero.
Exemplo:NaOH
. O Nox do sódio é + 1.
. O Nox do oxigênio é – 2.
. O Nox do hidrogênio é + 1.
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero.
Exemplo:NaOH
. O Nox do sódio é + 1.
. O Nox do oxigênio é – 2.
. O Nox do hidrogênio é + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante.
Exemplo: CO2
. O Nox do carbono é desconhecido ( x ).
. O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2.
Então:
x + 2 . ( – 2 ) = 0
x – 4 = 0
x = + 4
Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4.
Exemplo: CO2
. O Nox do carbono é desconhecido ( x ).
. O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2.
Então:
x + 2 . ( – 2 ) = 0
x – 4 = 0
x = + 4
Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4.
4ª regra:
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon.
Exemplo:NH4+1
. O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ).
. Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1.
. O íon tem carga + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
x + 4 . ( + 1 ) = + 1
x + 4 = 1
x = 1 – 4
x = – 3
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon.
Exemplo:NH4+1
. O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ).
. Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1.
. O íon tem carga + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
x + 4 . ( + 1 ) = + 1
x + 4 = 1
x = 1 – 4
x = – 3
Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a – 3.
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