Equilíbrio de Oxidação – Redução
Equilíbrio de Oxidação – Redução
Reações de Oxidação – ReduçãoCaracterizam-se pela transferências de elétrons
entre as espécies envolvidas.
Qual a consequência da transferência de elétrons?
Oxidação: uma espécie química sofre aumento doseu número de oxidação.
Redução: uma espécie química sofre redução doseu número de oxidação.
Reações de Oxidação – ReduçãoReações redox duas semi-reações simultâneas.
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons)
A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução
Fe3+ + V2+ ↔ Fe2+ + V 3+
Reações de Oxidação – ReduçãoReações redox duas semi-reações simultâneas.
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons)
A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação.
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução.
Assim, o agente oxidante é aquele que se reduz.
Agente redutor é aquele que se oxida.
Reações de Oxidação – ReduçãoAgente 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
Química Analítica Clássica
Reações de Oxidação – ReduçãoAgente 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
Química Analítica Clássica
Reações de Oxidação – ReduçãoExemplo 3: reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre.
A reação global é a seguinte:
0220 ⇔ CuZnCuZn
Semi-reações:
A oxidação do zinco metálico
A redução do cobre (II)
20 2 ⇔ eZnZn
02 ⇔2 CueCu
Reações de Oxidação – ReduçãoExemplo 3: reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre.
As espécies capazes de doar elétrons são chamadas agentesredutores e aquelas capazes de receber elétrons são agentesoxidantes.
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 umaespécie deve ser IGUAL ao número de elétrons ganhos por outraespécie.
0220 ⇔ CuZnCuZn
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 1:1
Ce4+ + 1e- Ce3+ semi-reação de redução
Fe2+ Fe3+ + 1e- semi-reação 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.
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 2:1
2 Fe3+ + 2 e- 2 Fe2+ semi-reação de redução
Sn2+ Sn4+ + 2 e- semi-reação de oxidação
2 Fe3+ + Sn (s) 2Fe2+ + Sn4+ reação redox completa
Fe4+ é o agente oxidante, porque se reduz.Sn2+ é o agente redutor, porque se oxida.
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EletroquímicaA eletroquímica estuda : Pilhas
Eletrólise
Pilhas ou Células GalvânicasCaracterísticas
Transformam energia química (de uma reação química)em energia elétrica (são geradores de corrente elétrica)
O processo, ou seja, a reação é espontâneo
A corrente gerada é uma corrente contínua
A reação que ocorre é uma reação de óxido-redução(reação de transferência de elétrons)
A transferência de elétrons ocorre de forma indireta
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ESQUEMA DE UMA PILHA – MODELO : PILHA DE DANIELL ( Zn – Cu)
Lâmina de Zn mergulhada numa solução de íons Zn2+
Lâmina de Cu mergulhada numa solução de íons Cu2+
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Quando as duas lâminas são ligadasatravés de um fio começam a migrarelétrons da lâmina de Zinco ( Zn ) para alâmina de Cobre ( Cu ). Dizemos entãoque o Zn oxida(doa elétrons) e que o Cureduz(recebe elétrons) na reação, ouseja:
na lâmina de Zn :Zn0 Zn+2 + 2 e- (Oxidação)
(da lâmina) (caem na solução)
:
na lâmina de CuCu+2 + 2 e- Cu0 (Redução)
(da solução) (depositam na lâmina)
Com o passar do tempo a lâmina deZn sofre desgaste ( perde massa ou écorroída ) e a lâmina de Cu sofreacúmulo de material ( ganha massa )
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Zn Cu
V
Zn+2
SO4-
Cu+2
SO4-2
Zn+2
Ponte salina KClE0
red Zn = - 0,76 V E0red Cu = +0,34V
+
K+K+K+K+K+
K+
K+
K+
K+
K+
K+
K+ K+ K+ K+
Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-
e-
e-
e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- e-
e-
e-
e-
e-
Ânodo (-) : Zn0 Zn+2 + 2e-
Oxidação do zinco metálico
Cátodo (+) : Cu+2 + 2e- Cu0
Redução dos íons cobre
-
A reação global da pilha é dada então por :
Zno (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cuo (s)
Representação esquemática de uma Pilha : Ao | A+ || B+ | Bo
a
b
c
d
e
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nas PI lhas
o polo PO sitivo
é o CA todo
e ocorre R edução
Oxidação = Corrosão
Quem sofre redução numa pilha :Tem maior potencial de redução
Ganha elétrons
Diminui o Número de Oxidação ( Nox )
Aqui está a DICA para guardar o que interessa para as PILHAS
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Cálculo da Voltagem , ou ddp ou Força Eletromotriz (f.e.m)
de uma PILHA ( V ou Eo)
) V ( elemento do eletrodo de potencial E
E - E E
o
omenor redução
omaior redução
o
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TABELA DOS POTENCIAIS DE REDUÇÃO A 25 oC e 1 atm
Par Redox Reação de Eletrodo E0/V
Li+/Li Li+ + e- ↔ Li -3.04
K+/K K+ + e- ↔ K -2.92
Ca2+/Ca Ca2+ + 2e- ↔ Ca -2.76
Na+/Na Na+ + e- ↔ Na -2.71
Al3+/Al Al3+ + 3e- ↔ Al -1.71
Zn2+/Zn Zn2+ + 2e- ↔ Zn -0.76
Cr3+/Cr Cr3+ + 3e- ↔ Cr -0.74
Fe2+/Fe Fe2+ + 2e- ↔ Fe -0.41
Cd2+/Cd Cd2+ + 2e- ↔ Cd -0.40
Ni2+/Ni Ni2+ + 2e- ↔ Ni -0.23
Sn2+/Sn Sn2+ + 2e- ↔ Sn -0.14
Pb2+/Pb Pb2+ + 2e- ↔ Pb -0.13
H+/H2/Pt 2H+ + 2e- ↔ H2 0.00
Cu2+/Cu Cu2+ + 2e- ↔ Cu 0.34
Ag+/Ag Ag+ + e- ↔ Ag 0.80
Au3+/Au Au3+ + 3e- ↔ Au 1.42
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EXERCÍCIO 1 : Dada a pilha esquematizada abaixo, especifique :
a) Os polos, os eletrodos, a d.d.p, o sentido da corrente, o que ocorre com cada eletrodo
b) As reações em cada eletrodo e a reação global da pilha