LCE-108 Química Inorgânica e Analítica

LCE-108 – Química Inorgânica e Analítica

Reações de oxirredução

Wanessa Melchert Mattos

Processos de oxirredução

2 Ag+ + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+


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


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.


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


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?


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


Determine o número de oxidação do elemento indicado em cada um dos seguintes compostos: a) Al2O3

b) H3PO4

c) SO42-

d) Cr2O72-


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.


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.


Exercício: Balanceie a equação:

Al (s) + H+ (aq) Al3+ (aq) + H2 (g)


Balanceie a equação que está em solução ácida:

Zn (s) + VO2+ (aq) VO2+ (aq) + Zn2+ (aq)



MnO4- (aq) + Fe2+ (aq) Mn2+ (aq) + Fe3+ (aq)


Balanceie a equação que está em solução básica:

Al (s) + H2O (l) Al(OH)4- (aq) + H2 (g)



Al (s) + S (s) Al(OH)3 (s) + HS- (aq)


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


Células Voltaicas

Cu(s) Cu2+ + 2e- Ag+ + e- Ag(s)


Células Voltaicas


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.


Ecélula = Ecátodo - Eânodo

- Calcular o valor de Ecélula

- Ecélula > 0 , reação produto–favorecida

- Ecélula < 0, reação reagente-favorecida


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


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

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