Desde há séculos que o termo oxidação é associado ao aparecimento de óxidos, como o óxido de ferro, envolvendo reações com ganho de átomos de oxigénio, e a redução associada a reações com perda de oxigénio por parte de algumas substâncias, como a redução do óxido de cobre.
Oxidação do ferro:
$$\text{4 Fe(s) + 3 O}_{2}\text{(g)}\rightarrow\text{2 Fe}_{2}\text{O}_{3}\text{(s)}$$
Redução do óxido de cobre:
$$\text{CuO(s) + H}_{2}\text{(g)}\rightarrow\text{Cu(s) + H}_{2}\text{O(g)}$$
Com a evolução dos estudos, verificou-se que esta noção de oxidação e de redução era demasiado restritiva e redefiniram-se os conceitos de oxidação e de redução, permitindo explicar reações de oxidação e de redução sem o envolvimento de átomos de oxigénio.
Para que aconteça uma oxidação é necessário que ao mesmo tempo aconteça uma redução.
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Uma oxidação acontece quando uma espécie química perde um ou mais eletrões, ou perde influência sobre um ou mais dos seus eletrões. |
A espécie que perde eletrões oxida-se (é oxidada) e é um agente redutor, porque vai permitir a redução de uma outra espécie química.
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Exemplo: Na oxidação do cobre, \(\text{Cu}\): $$\text{Cu(s)}\rightarrow\text{Cu}^{2+}\text{(aq) + 2 e}^{-}$$ um átomo de cobre, no estado sólido, perde dois eletrões, formando-se um ião, no estado aquoso, com carga +2. |
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Uma redução acontece quando uma espécie química ganha um ou mais eletrões, ou ganha influência sobre um ou mais eletrões de outra espécie. |
A espécie que capta eletrões reduz-se (é reduzida) e é um agente oxidante, permitindo a oxidação de outra espécie.
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Exemplo: Na redução da prata, \(\text{Ag}\): $$\text{Ag}^{+}\text{(aq) + e}^{-}\rightarrow\text{Ag(s)}$$ um ião de prata, com carga +1, no estado aquoso, ganha um eletrão, formando-se prata no estado sólido. |