Reacções de Oxidação-Redução

2Na 2Na+ + 2e-

Cl2 + 2e- 2Cl-

2Na +Cl2 2NaCl

Oxidação

Redução

• Oxidação: é a perda de electrões ou o aumento do

número de oxidação

• Redução: é o ganho de electrões ou a diminuição do

número de oxidação.

•Ambas, redução e oxidação, ocorrem simultâneamente

nas reacções redox ou reacções de oxidação-redução.

•A substância oxidada é o agente redutor; a substância

reduzida é o agente oxidante.

•Os números de oxidação é uma “ferramenta” utilizada

para seguir as reacções redox. O número de oxidação

é a carga que o átomo teria se os electrões em cada

ligação pertencessem inteiramente ao átomo mais

electronegativo.

Regras de determinação do número de oxidação

1. O número de oxidação de elementos livres (elementos

não combinados quimicamente) é zero;

2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual

à carga do ião;

3. A soma dos números de oxidação dos átomos na

molécula ou ião tem que ser igual à carga da particula;

4. Nos compostos onde entra, o fluor tem sempre número

de oxidação -1;

5. Nos compostos onde entra, o hidrogénio tem sempre

número de oxidação +1;

6. Nos compostos onde entra, o oxigénio tem sempre

número de oxidação -2.

Exercicio: Determine o número de oxidação dos átomos

nas moléculas: MoS2; ClO2-; H2O2; NaN3, Cr(NO3)3,

NiCl2, Mg2TiO4, K2Cr2O7, HPO4- e V(C2H3O2)3.

Acerto das equações redox

1. Colocar os números de oxidação nos átomos;

2. Identificar onde ocorreu a oxidação e onde ocorreu a

redução, ou seja a substância oxidada e a

substância reduzida;

3. Dividir o processo de oxidação redução em duas

equações chamadas reacções-metade;

Ex: FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4

Como o Cl é o ião espectador a equação pode ser escrita

Fe3+ + Sn2+ Fe2+ + Sn4+

Dividir em duas equações colocando o número de

electrões envolvidos :

Sn2+ Sn4+ + 2e-

2(Fe3+ + e- Fe2+)

Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+

4. O número de electrões ganho por uma substância é

sempre igual ao número perdido pela outra

substância

5. Acerto das equações em meio ácido:

Cr2O72- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+

Cr2O72- 2Cr3+

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os átomos que não são H nem O)

Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que precisa de O)

14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que precisa de H)

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar as cargas adicionando electrões)

Faça com que o número de electrões ganhos seja igual ao

número de electrões perdidos em ambas as reacções-

metade.

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+ + 6e-

Corte os membros que são iguais em ambos os lados da equação

Exercicio: Acerte a equação:

MnO4- + H2SO3 SO4

2- + Mn2+

5. Acerto das equações em meio básico:

Cr2O72- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+

Cr2O72- 2Cr3+

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os átomos que não são H nem O)

Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que precisa de O)

14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Fe2+ Fe3+ + e-

(Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que precisa de H)

14OH- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-

Fe2+ Fe3+

(Adicione a ambos os lados da equação o mesmo número de OH- do que H+)

14H2O + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-

Fe2+ Fe3+

(Combine os H+ e OH- de modo a formar água)

7H2O + Cr2O72- 2Cr3+ + 14OH-

Fe2+ Fe3+

(Cancele as moléculas de água que poder)

Exercicio: Acerte as equações em meio básico:

MnO4- + SO3

2- SO42- + MnO2

MnO4- + C2O4

2- MnO2 + CO32-

Exercicios de Esqueometria de reacções:

1. Quantos gramas de dicromato de potássio são necessárias para oxidar

o Fe2+ em 21,00 g FeSO4 a Fe3+ se a solução ocorrer em meio ácido.

Na reacção , Cr2O72- é reduzido a Cr3+.

2. Quantos mililitros de 0,125 M K2Cr2O7 são necessárias para reagir

completamente com 25,0 mL de 0,250 M FeSO4 em solução acidica.

3. Quantos mililitros de 0,200 M FeSO4 são necessários para reduzir 50,0

mL de 0,0400 M KMnO4 em meio acidico. Os produtos da reacção são

Fe3+ e Mn2+.

Titulações redox

• Quando as reacções são feitas em meio ácido um dos

reagentes mais utilizados nestas titulações é o

permanganato de potássio (KMnO4), que é um

poderoso agente oxidante. As reacções com este

reagente é autoindicada pois o MnO4- tem uma cor

purpura e o produto da sua redução o Mn2+ é incolor

em solução ácida.

• Exercicio: Todo o ferro de uma amostra de ferro de 2,00 g é dissolvida

numa solução acidica e convertida em Fe2+ o qual foi titulada com uma

solução de KMnO4 de 0,1000M. Na titulação, o ferro é oxidado a Fe3+.

A titulação requer 27,45 mL da solução de KMnO4.

(a) Quantas gramas de ferro existem na amostra?

(b) Qual a percentagem em peso de ferro na amostra?

(c) Se o ferro estivesse presente na amostra sob a forma de Fe2O3, qual a

percentagem em peso de Fe2O3 na amostra.

Electroquímica

• Quando as reacções redox causam um fluxo de

electrões através de um fio metálico ou quando um

fluxo de electrões faz com que as reacções redox

aconteçam o processo é descrito como electroquímico.

O estudo destas transformações é chamado de

electroquimica.

• Quando a electricidade passa através de um composto

iónico fundido ou de uma solução de um electrólito a

reacção química que ocorre chama-se electrólise.

• A montagem tipica de uma electrólise chama-se célula

de electrólise ou célula electrolitica.

(-) (+)

Na+

Cl-

Ânodo; oxidaçãoCátodo; redução

2Cl- Cl2 + 2e-Na+ + e- Na

Reacções electroliticas em meio aquoso

• Estas reacções são mais complicadas de prever dado

que pode ocorrer oxidação e redução da água:

2H2O (l) + 2e- H2(g) + 2OH- (aq) (cátodo)

2H2O (l) O2(g) + 4H+ (aq) + 4e- (ânodo)

• Quando KNO3 está na solução , os iões K+ movem-se

em direcção ao cátodo onde vão associar-se com os

OH- à medida que estes se vão formando. Os iões

NO3- movem-se em direcção ao ânodo onde vão

associar-se com os iões H+ assim que estes se

formam.

Relações esquiométricas na electrólise

Exercicio: Quantas gramas de cobre são depositadas no cátodo

de uma célula electrolitica se uma corrente de 2,00 A percorre a

solução de CuSO4 por um periodo de 20,0 min?

(1 Coulomb = 1 Ampere x 1 segundo; 1 mol e- = 9,65 x 104 C)

Células Galvânicas = Células Voltaicas

• Nestas células ocorre uma reacção redox espontânea,

no qual as reacções-metade ocorrem em células-

metade, o que causa transferência de electrões através

de circuito externo. A redução ocorre no cátodo

carregado positivamente e a oxidação tem lugar no

ânodo carregado negativamente.

NO3-

NO3-

Ag+

Cu2+

ÂnodoCátodo

Ag+ + e- Ag Cu Cu2+ + 2e-

• À esquerda, o electrodo de prata é mergulhado numa

solução de AgNO3; à direita o electrodo de cobre é

mergulhado numa solução de Cu(NO3)3; as duas

soluções são ligadas por uma ponte salina.

• Para que as células galvânicas funcionem as

soluções têm que se manter neutras e é essa a

utilidade da ponte salina, que é formada por KNO3 ou

KCl.

Cargas nos electrodos

• Células ElectroliticasCátodo é negativo (redução)Ânodo é positivo (oxidação)

• Células GalvânicasCátodo é positivo (redução)Ânodo é negativo (oxidação)

• Nota: É a reacção química e não a carga, que

determina se o electrodo é cátodo ou ânodo.

• Apesar das cargas dos electrodos mudarem os iões

nas células movem-se sempre na mesma direcção: o

catião sempre em direcção ao cátodo em ambos os

tipos de células. No caso das células electroliticas os

catiões são atraidos pela carga negativa no electrodo

enquanto nas células galvânicas (CG) eles difundem-

se em direcção ao cátodo para contrabalançar a carga

negativa quando os iões Ag+ são reduzidos. A mesmo

acontece para os aniões, onde nas CG o Cu2+ entram

na solução.

Notação da célula galvânica

Cu(s) | Cu2+(aq) ║ Ag+(aq) | Ag(s)

ânodo cátodo

Ponte salina

ÂnodoElectrodo Ânodo

ElectrolitoCátodoElectrolito

CátodoElectrodo

• A célula galvânica tem a capacidade de puxar

electrões através de um fio metálico externo. A

magnitude desta capacidade é expressa em

Potencial (volt – V), ou Força electromotiva (emf);

• Potencial da célula, Ecel: é o potencial máximo que

uma célula pode gerar. Depende (1) composição

dos electrodos, (2) concentração dos iões em cada

uma das células-metade e da (3) temperatura.

• Potencial padrão da célula, Eºcel: permite-nos

comparar o potencial de diferentes celulas . É

determinado quando a concentração de todos os

iões é de 1,00 M e à temperatura de 25 ºC.

• Potencial de redução ou potencial de redução padrão:

expressa a magnitude da tendência de cada uma das

células metade sofrer redução, à temperatura de 25 ºC,

de concentração 1,00 M e pressão de 1 atm. Quando

as duas celulas se ligam, aquela cuja tendência de

sofrer redução é maior vai “adquirir” electrões da outra

parte a qual vai sofrer oxidação.

• Eºcel = Potencial de redução da substância reduzida -

Potencial de redução da substância oxidada

• Electrodo padrão é electrodo de Hidrogénio, cujo o

potencial é de 0 V. Construindo uma célula com este

electrodo e à temperatura de 25 ºC determina-se o

potencial padrão de redução de diferentes substâncias.

H2(g) a 1 atm

1,00 M H+

Pt

EºH+ = 0,00 V

2H+(aq, 1,00 M) + 2 e- H2 (g, 1atm) EºH+ = 0 V

• Trata-se de uma reacção reversivel, e não um

equilibrio. Depende da outra celula-metade se a

reacção é de oxidação ou de redução.

• 1ºCaso: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) cátodo

H2(g) 2H+(aq) + 2e- ânodo

Cu2+ + H2(g) Cu(s) + 2H+(aq) reacção da célula

00

Cu

02

Hcel EEE

Potencial de redução da substância reduzida

Potencial de redução da substância oxidada = 0,00 V

0

Z

002 nHcel EEE

Potencial de redução da substância reduzida =0,00 V

Potencial de redução da substância oxidada

• 2ºCaso: 2H+(aq) + 2e- H2(g) cátodo

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ânodo

2H+(aq) + Zn(s) H2(g) + Zn2+(aq) Reacção da celula

Fazer problemas sobre determinação do potencial da célula;e verificação se a célula é espontânea ou não; p 793 Brady

Determinação das constantes de equilibrio

• É feita através da equação:

n = nº de moles electrões que são transferidos na

reacção redox

• Eºcel: é o potencial padrão da célula quando a

concentração de todos os iões são de 1,00 M ou

a pressão parcial dos gases é de 1 atm.

• À medida que os reagentes vão sendo

consumidos o potencial da célula vai diminuindo

o potencial da célula é dado pela Equação de

Nernst

• Equação de Nernst é utilizada para a

determinação das concentrações apartir da

célula

ecel Kn

VE log

0592,00

Qn

VEE celcel log

0592,00