Reações de oxirredução

LCE-108 – Química Inorgânica e Analítica
Reações de oxirredução
Wanessa Melchert Mattos
Processos de oxirredução
2 Ag+ + Cu(s)  2 Ag(s) + Cu2+
Processos de oxirredução
Baseada na transferência de elétrons de uma substância para outra
Perde oxigênio e é reduzido
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Ganha oxigênio e é oxidado
CO - causa a redução do Fe2O3 é chamado de agente redutor
Fe2O3 – causa a oxidação do CO é chamado de agente oxidante
Processos de oxirredução
Observações:
-Se uma substância for oxidada, outra substância na mesma reação deve
ser reduzida. Por este motivo, essas reações são chamadas
frequentemente de reações de oxirredução ou oxidação-redução ou
reações redox;
-O agente redutor é oxidado e o agente oxidante é reduzido;
-A oxidação é o oposto da redução. Por exemplo, a remoção do oxigênio é
redução, e a adição do oxigênio é oxidação.
Processos de oxirredução
Quando uma substância aceita elétrons, dizemos que ela é reduzida porque
há redução na carga positiva em um átomo da substância. Quando uma
substância perde elétrons, a carga positiva em um átomo da substância
aumenta. Dizemos que a substância foi oxidada.
Agente redutor, oxidada
2 Ag+ (aq) + Cu (s)  2 Ag (s) + Cu2+ (aq)
Agente oxidante, reduzida
Processos de oxirredução
Identifique as substâncias em agentes oxidante e redutor, qual espécie
oxidou e qual reduziu e quantos elétrons foram transferidos?
2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)
Processos de oxirredução
Número de oxidação: é definido como a carga que um átomo tem, ou
aparenta ter, conforme determinado pelas seguintes regras de atribuição
dos números de oxidação. Essas regras são:
1. O número de oxidação para substâncias simples é igual a zero: I2 ou S8;
2. Para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon:
Mg2+ , n.o. +2;
3. O flúor sempre tem número de oxidação -1 em compostos com todos os
outros elementos;
4. Cl, Br ou I sempre tem número de oxidação -1 em compostos, exceto
quando combinados com oxigênio ou flúor: NaCl, n.o. -1 e ClO-, n.o. +1;
5. O número de oxidação do H é +1 e do O é -2 na maioria de seus
compostos;
6. A soma algébrica dos números de oxidação em composto neutro deve
ser zero: HClO4
Processos de oxirredução
Determine o número de oxidação do elemento indicado em cada um dos
seguintes compostos:
a)
b)
c)
d)
Al2O3
H3PO4
SO42Cr2O72-
Processos de oxirredução
Balanceamento:
-Todas as reações de oxidorredução devem ser balanceadas tanto para
massa quanto para carga.
-O mesmo número de átomos aparece nos reagentes e produtos em uma
equação, e a soma das cargas elétricas de todas as espécies de cada um dos
lados da seta da equação deve ser a mesma.
Processos de oxirredução
Al (s) + Cu2+ (aq)  Al3+ (aq) + Cu (s)
Passos:
1- Identifique as espécies que sofrem oxidação e redução;
2- Separe o processo em semireações;
3- Balanceie cada semireação em massa, exceto O e H;
4- Em solução ácida balanceie O usando H2O e, depois, balanceie H usando H+. Em
solução básica, balanceie O usando H2O e, depois, balanceie H usando H2O do lado de
cada semireação em que H é necessário e OH- do lado oposto;
5- Balanceie cada semireação em carga;
6- Igualar o número de elétrons nas semireações;
7- Somar as semireações para obter a equação global balanceada.
Processos de oxirredução
Exercício: Balanceie a equação:
Al (s) + H+ (aq)  Al3+ (aq) + H2 (g)
Processos de oxirredução
Balanceie a equação que está em solução ácida:
Zn (s) + VO2+ (aq)  VO2+ (aq) + Zn2+ (aq)
Processos de oxirredução
Exercício: Balanceie a equação:
MnO4- (aq) + Fe2+ (aq)  Mn2+ (aq) + Fe3+ (aq)
Processos de oxirredução
Balanceie a equação que está em solução básica:
Al (s) + H2O (l)  Al(OH)4- (aq) + H2 (g)
Processos de oxirredução
Exercício: Balanceie a equação:
Al (s) + S (s)  Al(OH)3 (s) + HS- (aq)
Processos de oxirredução
Células Voltaicas ou galvânicas
Dispositivos que utilizam reações químicas para produzir corrente
elétrica.
Todas as células funcionam do mesmo modo:
- Reações redox produto-favorecidas;
- Compostas de uma oxidação e uma redução;
- Os elétrons produzidos pelo agente redutor são transferidos por meio
de um circuito elétrico para o agente oxidante.
Energia
química
Energia
elétrica
Processos de oxirredução
Células Voltaicas
Cu(s)  Cu2+ + 2e-
Ag+ + e-  Ag(s)
Processos de oxirredução
Células Voltaicas
Processos de oxirredução
Potencial padrão (E) - medida do potencial padrão da célula
Condições padrão:
- Reagentes e produtos estão presentes em seus estados padrão;
- Solutos em solução aquosa tem concentração de 1,0 mol/L;
- Reagentes ou produtos gasosos tem pressão de 1 atm.
Ecátodo e Eânodo podem ser utilizados como medidas do potencial de eletrodo
padrão e são os potenciais de redução padrão.
Processos de oxirredução
Ecélula = Ecátodo - Eânodo
- Calcular o valor de Ecélula
- Ecélula > 0 , reação produto–favorecida
- Ecélula < 0, reação reagente-favorecida
Processos de oxirredução
Convenção
a(H+) = 1 mol L-1, p(H2) = 1 atm
E0 = 0,00V
Processos de oxirredução
2 Ag+ + H2(g)
2 Ag(s) + 2 H+
 Ecela = Eindicador – Ereferência
0,799 = Eindicador – 0
Eindicador = + 0,799 V
indicador
referência
aH+ = 1,00 mol L-1
aAg+ = 1,00 mol L-1
Ag+ + e-  Ag(s) E0 = +0,799 V
REDUTORES
OXIDANTES
Tabela de potenciais padrão (relativos)
REAÇÃO
Cl2(g) + 2e-  2ClO2(g) + 4H+ + 4e-  2H2O
Ag+ + e-  Ag(s)
Fe3+ + e-  Fe2+
I3- + 2e-  3ICu2+ + 2e-  Cu(s)
E0 a 25 C (V)
+ 1,359
+ 1,229
+ 0,799
+ 0,771
+ 0,536
+ 0,337
2H+ + 2e-  H2(g)
0,000
AgI(s) + e-  Ag(s) + IPbSO4(s) + 2e-  Pb(s) + SO42Cd2+ + 2e-  Cd(s)
Zn2+ + 2e-  Zn(s)
- 0,151
- 0,350
- 0,403
- 0,763
• espécies mais efetivas
como receptores de e-,
fortes agentes
oxidantes
• espécies mais efetivas
como doadores de e-,
fortes agentes
redutores
Aplicação de potenciais de eletrodo
 Com base na tabela de potencias padrão de eletrodo,
quais espécies predominam em uma mistura de Fe3+
com I-?
Fe3+ + eI3- + 2e-
Fe2+ Eo = +0,771 V
3IEo = +0,536 V
Equação de Nernst
aA + bB + neE = E0 -
cC + dD
RT
ln
nF
E0 = potencial padrão do eletrodo
R = constante dos gases = 8,314 J K-1 mol-1
T = temperatura (Kelvin)
n = número de mols de elétrons
F = constante de Faraday = 96485 C mol-1
ACc ADd
AAa ABb
Equação de Nernst
aA + bB + ne-
cC + dD
c
d
0
,
0592
[
C
]
[
D
]
E = E0 log
n
[ A]a [ B]b
25 oC
EXEMPLOS:
Zn2+ + 2e-  Zn(s)
E = E0 - 0,0592/2 log ( 1/[Zn2+] )
Fe3+ + 1e-  Fe2+
E = E0 - 0,0592 log ( [Fe2+]/[Fe3+] )
MnO4- + 5e- + 8H+  Mn2+ + 4H2O
E = E0 - 0,0592/5 log ( [Mn2+]/([MnO4-] [H+]8))
AgCl(s) + e-  Ag(s) + Cl-
E = E0 - 0,0592 log ( [Cl-] )