Agente redutor

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Na química, um agente de redução (também conhecido como redutor , redutor ou doador de elétrons ) é uma espécie química que "doa " Um elétron para um receptor de elétrons (chamado de agente oxidante , oxidante , oxidante ou aceitador de elétrons aceitador ).

Exemplos de substâncias que são agentes redutores comuns incluem hidrogênio, metais alcalinos, ácido fórmico, ácido oxálico e compostos de sulfito.

Em seus estados de pré-reação, os redutores têm elétrons extras (ou seja, são por si só reduzidos) e os oxidantes não têm elétrons (ou seja, são por si só oxidados). Isso é comumente expresso em termos de seus estados de oxidação. O estado de oxidação de um agente descreve seu grau de perda de elétrons, onde quanto maior o estado de oxidação, quanto menos elétrons ele possui. Assim, inicialmente, antes da reação, um agente redutor está tipicamente em um de seus estados mais baixos de oxidação possíveis; Seu estado de oxidação aumenta durante a reação, enquanto o do oxidante diminui. Assim, em uma reação redox, o agente cujo estado de oxidação aumenta, que " perde/doa elétrons ", que" é oxidado ", e isso reduz " é chamado de redutor ou Reduting Agent , enquanto o agente cujo estado de oxidação diminui, que " ganha/aceita/recebe elétrons ", que " é reduzido ", e que oxida " é chamado de oxidante ou agente oxidante .
Por exemplo, considere a reação geral para a respiração celular aeróbica:
C₆H. H. H.₁₂O₆(s) + 6O₂(g) → 6CO₂(g) + 6H₂O(l)
O oxigênio ( o 2 ) está sendo reduzido, por isso é o agente oxidante. A glicose ( c 6 h 12 o < Sub Class = "Modelo-Chem2-Sub"> 6 ) está sendo oxidado, por isso é o agente redutor.
Características
Considere a seguinte reação:
2 [Fe(CN)₆]^4... + Cl2 → 2 [Fe(CN)₆]^3... + 2 Cl.
O agente redutor nesta reação é o ferrocianeto ( [Fe (CN) ₆ 4 - ). Doadores de um elétron, tornando -se oxidado em ferricianeto ( [Fe (CN) ₆] 3 - ). Simultaneamente, que o elétron é recebido pelo cloro oxidante ( cl ² ) , que é reduzido ao cloreto ( cl ).
Agentes de redução fortes perdem facilmente (ou doam) elétrons. Um átomo com um raio atômico relativamente grande tende a ser um melhor redutor. Em tais espécies, a distância do núcleo até os elétrons de valência é tanto que esses elétrons não são fortemente atraídos. Esses elementos tendem a ser fortes agentes redutores. Bons agentes redutores tendem a consistir em átomos com baixa eletronegatividade, que é a capacidade de um átomo ou molécula de atrair elétrons de ligação, e espécies com energias de ionização relativamente pequenas também servem como agentes reduzidos.
A medida da capacidade de reduzir é conhecida como seu potencial de redução. A tabela abaixo mostra alguns potenciais de redução, que podem ser alterados para potenciais de oxidação revertendo o sinal. Os agentes redutores podem ser classificados pelo aumento da força, classificando seus potenciais de redução. Os redutores doam elétrons para (isto é, reduzem os agentes oxidantes, que são considerados reduzidos em "ser reduzidos em" 34; o redutor. O agente redutor é mais forte quando possui um potencial de redução mais negativo e mais fraco quando tem um potencial de redução mais positivo. Quanto mais positivo o potencial de redução, maior a espécie ' Afinidade por elétrons e tendência a ser reduzida (ou seja, receber elétrons). A tabela a seguir fornece os potenciais de redução do agente redutor indicado a 25 ° C. Por exemplo, entre sódio (Na), cromo (Cr), cuprous (Cu +) e cloreto (cl - ), é na que é o agente redutor mais forte enquanto Cl - é o mais fraco; Dito de maneira diferente, Na + é o agente oxidante mais fraco nesta lista, enquanto o CL é o mais forte.
Potencial de redução de várias reações v
Agente oxidante Agente de redução Redução
Potencial (V)
Li⁺ + e^{- Sim.} ? Li -3.04
Nao⁺ + e^{- Sim.} Nao -2.71
Mg²⁺ + 2 e^{- Sim.} Mg -2.38
Al.³⁺ + 3 e^{- Sim.} Al. - 1.66
2 H₂O (l) + 2 e^{- Sim.} H. H. H.₂ (g) + 2 OH^{- Sim.} -0.83
C.³⁺ + 3 e^{- Sim.} C. -0.74
Fe²⁺ + 2 e^{- Sim.} Fe -0.44
2 H⁺ + 2 e^{- Sim.} H. H. H.₂ 0,00
Sn⁴⁺ + 2 e^{- Sim.} Sn²⁺ +0.15
Cu.²⁺ + e^{- Sim.} Cu.⁺ +0,16
Agrupamento⁺ + e^{- Sim.} Agrupamento +0,80
B.₂ + 2 e^{- Sim.} 2^{- Sim.} +1.07
Cl₂ + 2 e^{- Sim.} 2 Cl^{- Sim.} +1.36
Mn.- Sim.4 + 8 H⁺ + 5 e^{- Sim.} Mn.²⁺ + 4 H₂O +1.49
F₂ + 2 e^{- Sim.} 2 F^{- Sim.} +2.87

Agentes comuns de redução incluem metais potássio, cálcio, bário, sódio e magnésio, e também compostos que contêm o hidreto h - ion, sendo aqueles nah, lih, lialh4 e cah2.
Alguns elementos e compostos podem ser agentes reduzindo ou oxidantes. O gás de hidrogênio é um agente redutor quando reage com não metais e um agente oxidante quando reage com metais.
2 Li_(s) + H_2(g) → 2 LiH_(s)
O hidrogênio (cujo potencial de redução é 0,0) atua como um agente oxidante porque aceita uma doação de elétrons do lítio do agente redutor (cujo potencial de redução é -3,04), o que faz com que Li seja oxidado e o hidrogênio seja reduzido.
H. H. H._2(g) + F_2(g) → 2 HF_(g)
O hidrogênio atua como um agente redutor porque doa seus elétrons para a fluorina, o que permite que a flúor seja reduzida.
Importância
Reduzir agentes e agentes oxidantes são os responsáveis pela corrosão, que é a degradação dos metais como resultado da atividade eletroquímica " A corrosão requer um ânodo e cátodo para ocorrer. O ânodo é um elemento que perde elétrons (agente redutor), portanto, a oxidação sempre ocorre no ânodo, e o cátodo é um elemento que ganha elétrons (agente oxidante), portanto, a redução sempre ocorre no cátodo. A corrosão ocorre sempre que há uma diferença no potencial de oxidação. Quando isso está presente, o metal do ânodo começa a se deteriorar, dado que há uma conexão elétrica e a presença de um eletrólito.
Exemplos de reação redox
Exemplo de uma reação de redução-oxidação entre sódio e cloro, com o OIL RIG Mna.
Historicamente, a redução se referiu à remoção de oxigênio de um composto, daí o nome ' redução '. Um exemplo desse fenômeno ocorreu durante o grande evento de oxidação, no qual oxigênio molecular produzido biologicamente (DiOxigênio ( o 2 < /span>), um oxidante e receptor de elétrons) foi adicionado à atmosfera do início da Terra, que era originalmente uma atmosfera fracamente reduzida contendo gases reduzindo como metano ( ch ₄ ) e monóxido de carbono ( co ) (junto com outros doadores de elétrons) e praticamente nenhum oxigênio porque qualquer um Isso foi produzido reagiria com esses ou outros redutores (particularmente com o ferro dissolvido em água do mar), resultando em sua remoção . Ao usar a água como agente redutor, a fotossintetia aquática cianobactéria produziu esse oxigênio molecular como um resíduo. Este o 2 oxidou inicialmente o ferro ferroso dissolvido do oceano (Fe (II)-Significado ferro em seu estado de oxidação +2) para formar óxidos férricos de ferro insolúvel, como óxido de ferro (III) (Fe (II), perderam um elétron para o oxidante e se tornaram Fe (III) - que significa ferro em seu estado de oxidação +3) que precipitaram até o chão do oceano para formar formações de ferro em faixas, removendo assim o oxigênio (e o ferro). A taxa de produção de oxigênio eventualmente excedeu a disponibilidade de materiais reduzidos que removeram o oxigênio, o que levou a Terra a obter uma atmosfera fortemente oxidante contendo oxigênio abundante (como a atmosfera moderna). O senso moderno de doar elétrons é uma generalização dessa idéia, reconhecendo que outros componentes podem desempenhar um papel químico semelhante ao oxigênio.
a formação de óxido de ferro (iii);
4Fe + 3O₂ → 4Fe³⁺ + 6O^2- → 2Fe₂O₃
Na equação acima, o ferro (Fe) tem um número de oxidação de 0 antes e 3+ após a reação. Para oxigênio (O), o número de oxidação começou como 0 e diminuiu para 2 a 2. Essas alterações podem ser vistas como duas#34; meia reação " que ocorrem simultaneamente:
Meia reação de oxidação: Fe⁰ → Fe³⁺ + 3e^{- Sim.}
Redução metade da reação: O₂ + 4e^{- Sim.} → 2 O^2-
ferro (Fe) foi oxidado porque o número de oxidação aumentou. O ferro é o agente redutor porque deu elétrons ao oxigênio (O _{2).
O oxigênio (O _{2) foi reduzido porque o número de oxidação diminuiu e é o agente oxidante porque levou elétrons do ferro (Fe).}}
Agentes de redução comuns
Hidreto de alumínio de lítio (Li Al H₄), um agente de redução muito forte
Red-Al (NaAlH₂(OCH)₂CH₂O₃)₂), uma alternativa mais segura e estável ao hidreto de alumínio de lítio
Hidrogênio sem ou com um catalisador adequado; por exemplo, um catalisador de Lindlar
Amálgama de sódio (Na(Hg))
Liga de chumbo de sódio (Na + Pb)
Amalgam de zinco (Zn(Hg)) (reagente para redução de Clemmensen)
Diborane
Borohydride de sódio (Na BH₄)
Compostos ferrosos que contêm a Fe²⁺ íon, como ferro(II) sulfato
Compostos de Stannous que contêm o Sn²⁺ íon, como cloreto de estanho (II)
Dióxido de enxofre (às vezes também usado como agente oxidante), compostos sulfitos
Ditionatos, por exemplo, Na₂S₂O₆
Thiosulfates, por exemplo, Na₂S₂O₃ (principalmente em química analítica)
Iodetos, como iodeto de potássio (K I) (principalmente em química analítica)
Peróxido de hidrogênio (H. H. H.
₂O
₂) - principalmente um oxidante, mas pode ocasionalmente atuar como um agente redutor, tipicamente em química analítica
Hidrazina (redução de Wolff-Kishner)
Hidreto de diisobutilumínio (DIBAL-H)
Ácido oxálico (C
₂H. H. H.
₂O
₄)
Ácido fórmico (HCOOH)
Ácido ascórbico (C₆H. H. H.₈O₆)
Reduzir açúcares, como a erirose, ver Aldose
Fosfitos, hipofosfitos e ácido fosforoso
Dithiothreitol (DTT) – usado em laboratórios bioquímicos para evitar abóboras SS
monóxido de carbono (CO)
Cianidas em processos metalúrgicos hidroquímicos
Carbono (C)
Tris-2-carboxyethylphosphine hydrochloride (TCEP)
Ver também
Corrosão – Destruição gradual de materiais por reação química com seu ambiente
Electroquímica – Ramo de Química
Eletrolito – sólidos iônicos cuja dissociação em água libera íons carregando a corrente elétrica em solução
Acessor eletron – entidade química capaz de aceitar elétrons
Doador eletron – entidade química capaz de doar elétrons para outra entidade
Eletrossíntese – Síntese de compostos químicos em uma célula eletroquímica
Redução orgânica – Reação Redox que ocorre com compostos orgânicos
Agente oxidante – Composto químico usado para oxidar outra substância em uma reação química
Redox – Reação química em que os estados de oxidação de átomos são alterados
Reduzir equivalente – Reação química em que os estados de oxidação dos átomos são alterados
Redução sem sal
Notas
^ Meia reação: 2 Li⁰_(s) → 2 Li⁺_(s) + 2 e^{- Sim.}:: H. H. H.₂⁰_(g) + 2 e^{- Sim.} → 2 H^{- Sim.}_(g)
^ Meia reação: H. H. H.₂⁰_(g) → 2 H⁺_(g) + 2 e^{- Sim.}:: F₂⁰_(g) + 2 e^{- Sim.} → 2 F^{- Sim.}_(g)
Referências
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↑ a b «Electrode Reduction and Oxidation Potential Values» (em inglês). www.EESemi.com. Retrieved 12 de Julho 2021.
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^ Buick, Roger (27 de agosto de 2008). "Quando a fotossíntese oxigenada evoluiu?". Transações filosóficas da Royal Society B. 363 (1504): 2731–2743. doi:10.1098/rstb.2008.0041. ISSN 0962-8436. PMC 26067. PMID 18468984.
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^ «Cathodic Stripping Voltammetric Procedure for Determination of Some Inorganic Arsenic Species in Water, Soil and Ores Samples» (em inglês).
Leitura adicional
«Chemical Principles: The Quest for Insight», Third Edition (em inglês). Peter Atkins e Loretta Jones p. F76
Ligações externas
Tabela que resume a força da redução de agentes na Wayback Machine (arquivado em 11 de junho de 2011)

Potencial de redução de várias reações v
Agente oxidante		Agente de redução	Redução Potencial (V)
Li⁺ + e^{- Sim.}	?	Li	-3.04
Nao⁺ + e^{- Sim.}	Nao	-2.71
Mg²⁺ + 2 e^{- Sim.}	Mg	-2.38
Al.³⁺ + 3 e^{- Sim.}	Al.	- 1.66
2 H₂O (l) + 2 e^{- Sim.}	H. H. H.₂ (g) + 2 OH^{- Sim.}	-0.83
C.³⁺ + 3 e^{- Sim.}	C.	-0.74
Fe²⁺ + 2 e^{- Sim.}	Fe	-0.44
2 H⁺ + 2 e^{- Sim.}	H. H. H.₂	0,00
Sn⁴⁺ + 2 e^{- Sim.}	Sn²⁺	+0.15
Cu.²⁺ + e^{- Sim.}	Cu.⁺	+0,16
Agrupamento⁺ + e^{- Sim.}	Agrupamento	+0,80
B.₂ + 2 e^{- Sim.}	2^{- Sim.}	+1.07
Cl₂ + 2 e^{- Sim.}	2 Cl^{- Sim.}	+1.36
Mn.- Sim.4 + 8 H⁺ + 5 e^{- Sim.}	Mn.²⁺ + 4 H₂O	+1.49
F₂ + 2 e^{- Sim.}	2 F^{- Sim.}	+2.87

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