Mostrar código-fonte de Número de oxidação

<span style="font-size:8pt"><b>Referência : </b> Ribeiro, D., (2014) Número de oxidação, ''[http://rce.casadasciencias.org Rev. Ciência Elem.]'', V2(4):276
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<span style="font-size:8pt"><b>Autor</b>: <i>[[Usu&aacute;rio:Daniel.ribeiro|Daniel Ribeiro]]</i></span><br>
<span style="font-size:8pt"><b>Editor</b>: <i>[http://www.fc.up.pt/fcup/contactos/ficha_pessoal.php?login=jgoncalv Jorge Gonçalves]</i></span><br>
<span style="font-size:8pt"><b>DOI</b>: <i>[[http://doi.org/10.24927/rce2014.276 http://doi.org/10.24927/rce2014.276]]</i></span><br>
<html><a href="https://rce.casadasciencias.org/rceapp/static/docs/artigos/2014-276.pdf" target="_blank">
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[[Image:Número de oxidação médio.jpg|thumb|right|450px|'''Figura 1''' Os números de oxidação médios em algumas espécies químicas.]]O '''número de oxidação''' é um conceito convencional usado em química em variadas situações, inclusive na nomenclatura. O número de oxidação de um elemento em qualquer espécie química é a carga que ficaria no átomo desse elemento se os eletrões em cada ligação formada por esse átomo fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.<sup>[1]</sup>  
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Quando um elemento pode apresentar vários números de oxidação (dependendo da espécie química a que ele pertence) diz-se que se pode encontrar em diferentes estados de oxidação. Em algumas espécies químicas poliatómicas, um elemento pode apresentar átomos com diferentes números de oxidação devido a distribuições assimétricas dos eletrões – ver figura 1 – nesses casos, é usual considerar-se o “número de oxidação médio”. 
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O estudo mais metódico das reações de oxidação-redução remonta aos tempos da teoria do flogisto, proposta no século XVIII pelo químico alemão Georg Stahl (1659-1734)<sup>[2]</sup>, mas foi Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) quem deu a primeira definição de oxidação em 1772. Em 1907, os químicos Henry Talbot e Arthur Blanchard propuseram um sistema de numeração que definia os diferentes estados de oxidação de um elemento<sup>[3]</sup>. O conceito de número de oxidação foi introduzido pelo químico Wendell Latimer, em 1938, com o propósito de identificar as reações de oxidação-redução<sup>[4]</sup>. Assim, no caso de reações em que haja variação do número de oxidação, diz-se que se trata de uma reação química de oxidação-redução.
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No caso de espécies monoatómicas, o número de oxidação é igual à carga real que o átomo adquiriu quando passou do estado elementar ao estado de oxidação considerado. Assim, o número de oxidação do catião sódio, Na<sup>+</sup>, é +1, do ião cálcio, Ca<sup>2+</sup> é +2, do anião cloreto, Cl<sup>-</sup>, é -1, do ião sulfureto, S<sup>2-</sup>, é -2, etc.
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No caso de espécies poliatómicas, o número de oxidação de um átomo é a carga formal, isto é, a carga formalmente atribuída a esse átomo se os eletrões, em cada ligação que esse átomo efectua, fossem atribuídos aos átomos mais eletronegativos<sup>[5]</sup>. No entanto, no caso de compostos covalentes os átomos não perdem nem adquirem eletrões, apenas os compartilham. Nesses casos, dever-se-á atribuir números de oxidação determinando a carga elétrica que o átomo iria adquirir se os eletrões das ligações covalentes pertencessem exclusivamente aos átomos mais eletronegativos. Considere-se o caso da reação de formação do cloreto de hidrogénio:
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<div style="text-align: center;">
<math>Cl_2(g) + H_2(g) \longrightarrow 2\ HCl(g)</math>
</div>
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Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogénio e apenas um par de eletrões está envolvido na ligação, diz-se que, na molécula de cloreto de hidrogénio, o hidrogénio possui número de oxidação + 1 e o cloro – 1, pois atribuindo o par de electrões ao Cl o átomo ficará rodeado por 8 electrões, mais um do que no estado elementar.
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[[Image:Cloro e números de oxidação.jpg|center]]

É útil considerar algumas regras para a atribuição de números de oxidação<sup>‡</sup> de qualquer átomo numa espécie química<sup>[5]</sup>:
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# O número de oxidação de um elemento no estado livre ou numa substância elementar (H<sub>2</sub>, Li, Cl<sub>2</sub>, S<sub>8</sub>, Al, por exemplo) é sempre zero. 
# O número de oxidação de iões monoatómicos corresponde à carga do respetivo ião.
# O soma algébrica de todos os números de oxidação de todos os átomos numa molécula neutra é igual a zero; no caso de iões, essa soma é igual à carga do ião.
# Em compostos, o número de oxidação dos metais alcalinos é igual a +1, o dos metais alcalino-terrosos é +2, o do alumínio é +3 e o do flúor é -1. Note-se que o flúor é o elemento com a maior eletronegatividade.
# Em compostos, o número de oxidação do hidrogénio é +1 (exceto nos hidretos, que é – 1, como resulta da aplicação das duas regras precedentes).
# Em compostos, o número de oxidação do oxigénio é –2 (exceto nos peróxidos, que é –1, nos superóxidos, que é – ½, e no fluoreto de oxigénio, OF<sub>2</sub>, que é +2, como resulta da aplicação das regras precedentes).
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As regras 4, 5 e 6 devem aplicar-se em conjunto com a regra 3 e por essa ordem. Assim, tomando como exemplo a molécula de ácido pirofosfórico, H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, pode, pela aplicação sucessiva das regras anteriores, determinar-se os números de oxidação dos respetivos átomos:
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* Pela aplicação da regra 5, o número de oxidação do hidrogénio é + 1.
* Revendo a regra 6, o número de oxidação do oxigénio é – 2.
* Aplicando a regra 3, o número de oxidação do fósforo é + 5 (porque <math>3 \times(+1)+x+4 \times(-2)=0 \Leftrightarrow x=+5</math>).



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<sup>'''‡'''</sup> Ou "número de oxidação médio" para um elemento que apresente átomos com diferentes números de oxidação nessa espécie química. 

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== Referências  ==

#F. P. Basto, A. Machado, ''Nomenclatura de Química Inorgânica – Parte I'', 2ª edição, Porto: CIQ(UP)/DQFCUP, 1984, Publicação nº 72.RT8. 
#F. J. Moore, ''A History of Chemistry'', 1<sup>st</sup> edition, New York: McGraw-Hill Book Company, Inc., 1918. 
#H. P. Talbot, A. A. Blanchard, [http://ia700400.us.archive.org/27/items/electrolyticdiss00talb/electrolyticdiss00talb.pdf ''The Electrolytic Dissociation Theory with Some of Its Applications''], New York: Macmillan, 1907, consultado em 28/11/2011. 
#W. B. Jensen, [http://www.che.uc.edu/jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/139.%20Oxidation%20States.pdf ''J. Chem. Educ.'' 84(9) (2007), 1418-1419], consultado em 28/11/2011.  
#C. Corrêa, F. P. Basto, N. Almeida, ''Química no Mundo Real'', 1ª edição, Porto: Porto Editora, 2008, '''ISBN: 978-972-0-42249-1'''. 


---- <br>Criada em 10 de Fevereiro de 2012<br> Revista em 02 de Abril de 2012<br> Aceite pelo editor em 04 de Abril de 2012<br>
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