Definição de reações redox

Reações redox (redução-oxidação) são processos químicos nos quais ocorrem transferências de elétrons entre substâncias. Em uma reação redox, uma substância perde elétrons (oxidação) enquanto outra ganha elétrons (redução).

Exemplo de reação redox

Considere a reação entre zinco (Zn) e íons cobre (Cu²⁺):

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

• Oxidação (perda de elétrons): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
• Redução (ganho de elétrons): Cu²⁺ + 2^e− → Cu

Identificação dos agentes

• Agente redutor: A substância que perde elétrons e se oxida (Zn no exemplo).
• Agente oxidante: A substância que ganha elétrons e se reduz (Cu²⁺ no exemplo).

Balanceamento das reações redox

O método mais comum para balancear essas reações é o método das oxirredução.

Cl₂ + HNO₃ → HClO₃ + NO + H₂O

1° passo: Determinar o nox de todas os elementos da reação:

_{0     +1+5-2     +1+5-2    +2-2    +1-2}
Cl₂ + HNO₃ → HClO₃ + NO + H₂O

2° passo: Determinar o oxidação e a redução:

NOX= 0 (Cl₂) → NOX = +5 (Cl)
Oxidação
ΔNox = +5

NOX= +5 (N) → NOX = +2 (N)
Redução
ΔNox = 3

3° passo: multiplicar o ΔNox pela maior atomicidade:

Cl₂ + HNO₃ → HCl₁O₃ + NO + H₂O

ΔNox = 5 . 2 = 10

Cl₂ + HN₁O₃ → HCl₁O₃ + N₁O + H₂O
ΔNox = 3 . 1 = 3

4° passo: inverter os valores do ΔNox.

ΔNoxCl₂  = 10 → ΔNoxN = 10

ΔNoxN  = 3 → ΔNoxCl₂ = 3

Equação balanceada:

 3 Cl₂ + 10 HNO₃ → 6 HClO₃ + 10 NO + 2 H₂O

Células galvânicas: pilhas e baterias

Estrutura e funcionamento

As células galvânicas (ou voltaicas) convertem energia química em energia elétrica através de reações redox espontâneas.

Componentes principais

• Ânodo: Onde ocorre a oxidação. É o polo negativo.
• Cátodo: Onde ocorre a redução. É o polo positivo.
• Ponte salina: Mantém o equilíbrio de carga permitindo o fluxo de íons.
• Eletrólito: Meio onde ocorre a transferência de íons.

Exemplo de pilha de Daniell

A Pilha de Daniell usa Zn e Cu:

• Ânodo (Zn): Zn → Zn²⁺ + 2^e−
• Cátodo (Cu): Cu²⁺ + 2^e− → Cu

Princípio de funcionamento de carros elétricos e híbridos

Carros elétricos

Os carros elétricos funcionam usando baterias recarregáveis (geralmente de íon de lítio) para alimentar motores elétricos.

Funcionamento básico

• Bateria: Armazena energia química.
• Conversão: A energia química é convertida em energia elétrica.
• Motor elétrico: A energia elétrica alimenta o motor, que movimenta o veículo.

Carros híbridos

Os carros híbridos combinam um motor de combustão interna com um motor elétrico e uma bateria.

Funcionamento básico

• Motor de combustão: Utiliza gasolina/diesel para gerar energia.
• Motor elétrico: Auxilia na propulsão e pode funcionar sozinho em baixas velocidades.
• Regeneração: O motor elétrico pode atuar como um gerador, recarregando a bateria durante a frenagem (frenagem regenerativa).

Exemplos

• Carro elétrico: Tesla Model S
• Carro híbrido: Toyota Prius

Regras gerais para determinação do nox

Elemento em Estado Livre:

• O NOx de um átomo em seu estado elementar (não combinado com outros elementos) é zero.
  Exemplo: O2​, N2​, H2​, Fe, etc., têm NOx = 0.

Íons Monoatômicos:

• O NOx de um íon monoatômico é igual à carga do íon.
  Exemplo: Na⁺ + tem NOx = +1, Cl⁻ tem NOx = -1.

Metais Alcalinos (Grupo 1):

• Nos compostos, os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) têm NOx = +1.

Metais Alcalino-Terrosos (Grupo 2):

• Nos compostos, os metais alcalino-terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) têm NOx = +2.

Hidrogênio:

• O NOx do hidrogênio é geralmente +1 quando combinado com não metais.
  O NOx do hidrogênio é -1 quando combinado com metais (hidretos metálicos).

Oxigênio:

• O NOx do oxigênio é geralmente -2 em compostos.
• Em peróxidos (como H₂O₂​), o NOx do oxigênio é -1.
• No superóxido (O²⁻​), o NOx do oxigênio é -0,5.
• Com flúor (como em OF2), o NOx do oxigênio é +2.

Halogênios (Grupo 17):

• Os halogênios (F, Cl, Br, I) têm NOx de -1 quando formam compostos com metais, hidrogênio e outros não metais de menor eletronegatividade.
• O flúor sempre tem NOx = -1 em seus compostos.