Equilíbrio de Oxirredução: Reações de Oxidação e Redução

Prof Suellen Cadorin Fernandes EQUILÍBRIO DE OXIRREDUÇÃO 2 Reações de Oxidação Redução Caracterizamse pela transferências de elétrons entre as espécies envolvidas Qual a consequência da transferência de elétrons Oxidação uma espécie química sofre aumento do seu número de oxidação Redução uma espécie química sofre redução do seu número de oxidação 3 Reações de Oxidação Redução O NOX é a carga elétrica que um átomo de um elemento adquire quando participa de uma ligação Se a ligação for iônica será a sua carga real mas se for uma ligação covalente molecular corresponderá ao caráter parcial que o elemento adquiriria se a ligação fosse rompida e o par de elétrons ficasse com o elemento mais eletronegativo 4 Reações de Oxidação Redução A ligação que forma o sal de cozinha cloreto de sódio NaCl é iônica há transferência de elétrons de um átomo para outro No caso o sódio Na perde um elétron para o cloro assim se formam dois íons Na e Cl Como essa ligação é iônica o NOX desses elementos é a sua própria carga isto é o NOX do Na é 1 e o NOX do Cl é 1 5 Reações de Oxidação Redução Uma molécula de água H2O é formada pelo compartilhamento de elétrons entre cada átomo de hidrogênio e o oxigênio Se essas ligações fossem rompidas o oxigênio que é o elemento mais eletronegativo ficaria com mais dois elétrons obtendo NOX igual a 2 porque os elétrons são negativos Visto que cada hidrogênio perdeu um elétron o NOX de cada um deles seria 1 6 Reações de Oxidação Redução Envolve duas semireações simultâneas uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons Reações redox 7 Reações de Oxidação Redução A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução Envolve duas semireações simultâneas uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons Reações redox Fe3 V2 Fe2 V 3 8 Reações de Oxidação Redução Assim o agente oxidante é aquele que se reduz Agente redutor é aquele que se oxida Envolve duas semireações simultâneas uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons Reações redox 9 Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons Agente redutor se oxida porque doa elétrons Exemplos 1 2Fe3 Sn2 2 Fe2 Sn4 Semi reações 2 Fe3 2e 2 Fe2 Agente oxidante Sn2 Sn4 2e Agente redutor Reações de Oxidação Redução 10 Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons Agente redutor se oxida porque doa elétrons Exemplos Semi reações 5 Fe2 5 Fe3 5e Agente redutor MnO4 8H 5e Mn2 4 H2O Agente oxidante 2 5Fe2 MnO4 8H 5 Fe3 Mn2 4 H2O Reações de Oxidação Redução 11 Balanceamento de Reações de Oxidação Redução Reações com estequiometria 11 Ce4 1e Ce3 semireação de redução Fe2 Fe3 1e semireação de oxidação Ce4 Fe2 Ce3 Fe3 reação redox completa Ce4 é o agente oxidante porque se reduz Fe2 é o agente redutor porque se oxida 12 Reações com estequiometria 21 2 Fe3 2 e 2 Fe2 semireação de redução Sn2 Sn4 2 e semireação de oxidação 2 Fe3 Sn s Fe2 Sn4 reação redox completa Fe3 é o agente oxidante porque se reduz Sn0 é o agente redutor porque se oxida Balanceamento de Reações de Oxidação Redução 13 Células eletroquímicas Reações redox que interessam à química analítica são em sua maior parte reações reversíveis e a posição de equilíbrio é determinada pelas tendências relativas dos reagentes em doar ou receber elétrons as quais podem variar de acordo com as espécies envolvidas na reação Reações redox ocorrem em células eletroquímicas 14 Células eletroquímicas Muitas reações de oxidaçãoredução podem ser realizadas de duas formas 1 Oxidante e o redutor em contato direto Exemplo pedaço de cobre é imerso é imerso em uma solução contendo nitrato de prata promovendo a redução do íon prata e a oxidação do Cu metálico Ag e Ags 2x Cus Cu2 2e 2Ag Cus 2Ags Cu2 15 Células eletroquímicas 2 Células eletroquímicas Uma célula eletroquímica é um arranjo constituído de dois eletrodos geralmente metálicos cada um em contato com uma solução de um eletrólito adequado A ponte salina é utilizada para impedir que as soluções se misturem mas ao mesmo tempo evitar o acúmulo de cargas positivas e negativas nas semicélulas Os íons que compõem a ponte salina migram de um lado para o outro e neutralizam o excesso de cargas nas soluções 16 httpswwwyoutubecomwatchvfjfkeIoGlro Pilha de Daniell httpswwwyoutubecomwatchv8QxuPq8Ms 17 Reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre No exemplo Zn perdeu 2e agente redutor sofre oxidação Cu2 ganhou 2e agente oxidante sofre redução Em uma reação redox o número de elétrons cedidos por uma espécie deve ser IGUAL ao número de elétrons ganhos por outra espécie 0 2 2 0 Cu Zn Cu Zn Células eletroquímicas 20 Células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica As reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo que é conduzido através de um condutor externo Célula eletrolítica requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação ou seja consome energia Células eletroquímicas 21 Células galvânicas Células eletrolíticas Ânodo Cátodo e Células eletroquímicas 22 Potencial de eletrodo Cada semicélula é caracterizada por um certo potencial de eletrodo que representa a tendência das substâncias a se reduzirem ou se oxidarem O potencial de um eletrodo só pode ser medido em comparação com outras semicélulas 23 O eletrodo adotado como eletrodo padrão para medir o potencial de outros eletrodos foi o eletrodo padrão de hidrogênio EPH Razões para a escolha ser de fácil construção exibir comportamento reversível capaz de produzir potenciais constantes e reprodutíveis Potencial de eletrodo 24 É o potencial de uma célula onde o eletrodo em questão é aquele do lado direito e o EPH é o da esquerda DEFINIÇÃO DO POTENCIAL DO ELETRODO DEFINIÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DO ELETRODO E0 É a medida do potencial individual de um eletrodo reversível em equilíbrio no estado padrão no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol L1 e gases a uma pressão de 1 bar Os valores são mais frequentemente tabulados a 25 ºC célula EPH E E E Potencial de eletrodo 25 De acordo com a convenção de sinais da IUPAC célula direita esquerda E E E Potencial padrão de eletrodo E 26 A semirreação do eletrodo de hidrogênio é A este padrão foi atribuído o potencial de redução igual a zero E0 0000 Volt a qualquer temperatura 2 2 2 g aq H e H Dependendo do tipo de semicélula com a qual é acoplado o EPH pode comportarse como ânodo ou como cátodo ou seja sofrendo oxidação ou redução Potencial padrão de eletrodo E 27 Ecélula Edireita Eesquerda EAg EEPH EAg 0000 EAg Potencial padrão de eletrodo E 28 Se a semicélula força a espécie H a aceitar elétrons ou seja provoca a redução de H a H2g o E0 0 Se a semicélula aceita elétrons da espécie H2g isto é oxida H2g a H o E0 0 Assim agentes oxidantes como o MnO4 possuem E0 0 Agentes redutores como o Zn0 possuem E0 0 Concluindo comparando duas semirreações aquela que possuir maior potencial de redução força a outra a ceder elétrons considerando a condição padrão de medição Potencial padrão de eletrodo E 29 IUPAC por convenção são tabelados os potenciais padrão de redução Semirreação potencial do eletrodo E V Cu2 2e Cus 0334 2H 2e H2g 0000 Cd2 2e Cds 0403 Zn2 2e Zns 0763 K e Ks 2936 Ex a tendência do Cu é sofrer redução e do Zn é oxidarse Potencial padrão de eletrodo E 31 Equação de Nernst Relaciona o Ecel com as concentações das espécies oxidada e reduzida reagentes e produtos da reação O potencial de qualquer célula depende dos componentes do sistema e de suas concentrações Em uma célula composta por duas semicélulas de Zn célula de concentração haverá produção de corrente elétrica se as Zn2 forem diferentes nas duas semicélulas 32 A diferença de potencial entre os eletrodos de uma célula mede a tendência da célula em realizar uma reação química isto é quanto mais positivo for o seu valor maior será a tendência da reação a se deslocar para a direita em direção aos produtos Equação de Nernst 33 Equação de Nernst Exemplos a b c d e 0 2 2 Zn e Zn 2 0 1 log 2 0591 0 Zn E E 2 3 Fe e Fe 3 2 0 log 1 0591 0 Fe Fe E E 2 2 H 2 g e H 2 2 0 log 2 0591 0 H pH E E 0 Cl Ag e AgCl s s 1 1 log 1 00591 0 Cl E E H O Cr e H Cr O 2 3 7 2 7 2 6 14 14 7 2 2 3 0 1 log 6 0591 0 H O Cr Cr E E 34 Calcule o potencial da seguinte célula 36 Consideremos a reação de oxidaçãoredução mencionada anteriormente O equilíbrio é atingido quando os potenciais de cada semi reação atingem o mesmo valor CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO Cu2 Zn0 Cu0 Zn2 E1 ânodo E2 cátodo 37 CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO