Você está certo em ficar curioso sobre isso! Parece contra -intuitivo a princípio, mas tudo se resume às relativas eletronegatividades de enxofre, telúrio e oxigênio.

Aqui está um colapso:

1. Eletronegatividade:

* oxigênio: Altamente eletronegativo (EN =3,44)
* enxofre: Moderadamente eletronegativo (en =2,58)
* telúrio: Menos eletronegativo (en =2.1)

2. Estados de ligação e oxidação:

* Em SO₂ e teo₂, os átomos de oxigênio são mais eletronegativos que o átomo central. Isso significa que os átomos de oxigênio puxam a densidade de elétrons em sua direção, deixando o enxofre ou telúrio com uma carga positiva parcial.
* No SO₂, o enxofre está em um estado de oxidação de +4. Isso significa que tem o potencial de perder mais elétrons e ir para um estado de oxidação mais alto (+6).
* Em Teo₂, o telúrio também está em um estado de oxidação de +4. No entanto, é menos eletronegativo que o enxofre, tornando menos a probabilidade de perder mais elétrons.

3. Reações redox:

* dióxido de enxofre (SO₂): Como o enxofre pode aumentar seu estado de oxidação, o SO₂ atua como um agente redutor. Ele doa prontamente elétrons para outra espécie, tornando -se oxidada.
* dióxido de telúrio (TEO₂): Como o telúrio tem menos probabilidade de perder mais elétrons, Teo₂ atua como um agente oxidante. Aceita elétrons de outra espécie, tornando -se reduzida.

em resumo:

* A diferença de eletronegatividade entre oxigênio e enxofre é maior que a de oxigênio e telúrio. Isso significa que o enxofre em SO₂ tem maior probabilidade de perder elétrons (agente redutor), enquanto o telúrio em Teo₂ tem maior probabilidade de ganhar elétrons (agente oxidante).

Tecla de takeaway: As eletronegatividades relativas dos elementos envolvidas determinam sua tendência a ganhar ou perder elétrons, influenciando finalmente seu comportamento como agentes reduzidos ou oxidantes.