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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
Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Perde oxigênio e é reduzido
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.
2 Ag+ (aq) + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu2+ (aq)
Agente oxidante, reduzida
Agente redutor, oxidada
Processos de oxirredução
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
Identifique as substâncias em agentes oxidante e redutor, qual espécie oxidou e qual reduziu e quantos elétrons foram transferidos?
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) Al2O3
b) H3PO4
c) SO42-
d) Cr2O72-
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.
Ecátodo e Eânodo podem ser utilizados como medidas do potencial de eletrodo padrão e são os potenciais de redução padrão.
Processos de oxirredução
Ecélula = Ecátodo - Eânodo
- Calcular o valor de Ecélula
- Ecélula > 0 , reação produto–favorecida
- Ecélula < 0, reação reagente-favorecida
Processos de oxirredução
a(H+) = 1 mol L-1, p(H2) = 1 atm E0 = 0,00V
Convenção
Ag+ + e- Ag(s) E0 = +0,799 V
Ecela = Eindicador – Ereferência
0,799 = Eindicador – 0
Eindicador = + 0,799 V
aH+ = 1,00 mol L-1 aAg+ = 1,00 mol L-1
referência indicador
Processos de oxirredução
2 Ag+ + H2(g) 2 Ag(s) + 2 H+
Tabela de potenciais padrão (relativos)
REAÇÃO Cl2(g) + 2e- 2Cl-
O2(g) + 4H+ + 4e- 2H2O
Ag+ + e- Ag(s)
Fe3+ + e- Fe2+
I3- + 2e- 3I-
Cu2+ + 2e- Cu(s)
2H+ + 2e- H2(g)
AgI(s) + e- Ag(s) + I-
PbSO4(s) + 2e- Pb(s) + SO42-
Cd2+ + 2e- Cd(s)
Zn2+ + 2e- Zn(s)
E0 a 25 C (V)
+ 1,359
+ 1,229
+ 0,799
+ 0,771
+ 0,536
+ 0,337
0,000
- 0,151
- 0,350
- 0,403
- 0,763
OX
IDA
NTE
S R
EDU
TOR
ES
• espécies mais efetivas como receptores de e-, fortes agentes oxidantes
• espécies mais efetivas como doadores de e-, fortes agentes redutores
Fe3+ + e- Fe2+ Eo = +0,771 V
I3- + 2e- 3I- Eo = +0,536 V
Com base na tabela de potencias padrão de eletrodo,
quais espécies predominam em uma mistura de Fe3+
com I-?
Aplicação de potenciais de eletrodo
aA + bB + ne- cC + dD
Equação de Nernst
b a
d c
AB AA
AD AC
nF E E ln
RT 0 - =
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
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-] )
aA + bB + ne- cC + dD
ba
dc
BA
DC
nEE
][][
][][log
0592,00 -=
Equação de Nernst
25 oC