REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

(AULA 01)

Novembro - 2012

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDOQuímica Aplicada à Engenharia

Profª. Josy Ramos

Reações de Oxi-redução

Importância

Várias situações comuns podem ser compreendidas ao estudar estas transformações que envolvem a transferência de elétrons, ou seja, os processos de oxidação e redução (REDOX).

Variedade de reações químicas que envolvem oxidação-redução, tais como: calculadoras, brinquedos, lâmpadas, rádios e eletroeletrônicos que utilizam pilhas alcalinas para funcionarem.

Outros processos como revelação fotográfica, fotossíntese, respiração, assim como os testes de glicose na urina ou de álcool no ar expirado são outros exemplos de reações que envolvem a transferência de elétrons.

• Estuda o aproveitamento da transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

• Pode ser dividida em:– Processos galvânicos – Energia química gerando elétrica.– Processos eletrolíticos – Energia elétrica produzindo compostos

químicos.

• Envolve a transferência de elétrons e o movimento de íons.

Eletroquímica

Introdução

• A eletroquímica vem tratar das reações de oxirredução, da eletroquímica e das forças eletromotrizes.

• As reações de redox estão entre as mais comuns na natureza, sendo assim de suma importância.

• A eletroquímica trata de assuntos como a fabricação de baterias, a espontaneidade de reações redox, a corrosão de metais e a galvanização elétrica.

Reações Redox

• Reações que envolvem a transferência de elétrons entre duas espécies reagentes

• Em toda reação redox uma substância é oxidada e outra reduzida.

Reações Redox

• Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. – A oxidação é a perda de elétrons.

• Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente.– Redução é o ganho de elétrons.

• O agente redutor é oxidado.• O agente oxidante é reduzido.

2H2(g) + O2 (g) 2H2O(g)

0 0 +1 -2

Reações Redox

Número de oxidação - Nox

• O conceito de Nox surgiu no sentido de ampliar um outro conceito da Química, o de Valência (do latim Valentia, que significa “capacidade”).

• Relacionado à possibilidade de um elemento químico em estabelecer ligações químicas. Sendo assim, Nox é a carga que formalmente um átomo teria em uma substância, admitindo-se que ele somente cedesse ou recebesse elétrons.

Número de oxidação - Nox

Nome da Família Grupos Valência Nox

Metais Alcalinos I A 1 +1

Metais Alcalinos Terrosos II A 2 +2

Família do Boro III A 3 +3

Família do Carbono IV A 4 +4 ou –4

Família do Nitrogênio V A 3 -3

Família dos Calcogênios VI A 2 -2

Família dos Halogênios VII A 1 -1

Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.

1ª - Em uma substância simples o Nox de um elemento é sempre ZERO.

EX. : H2, O2, O3, Fe, Zn.2ª - Íons simples apresentam Nox igual a carga do íon.EX. :Cl -1, F -1, Na +1, Ca +2, Cu +1, Fe +2, Hg2

+2.3ª - Metais alcalinos, Ag e o cátion Amônio (NH4

+1), quando em substâncias compostas, Nox = +1.

EX. : NaCl , (NH4)2S, Ag2S, Na2SO4, KMnO4.4ª - Metais alcalinos Terrosos, Zn e Cd, quando em

substâncias compostas, apresentam Nox = +2.EX. : BaCl2 , ZnS , CdF2 , ZnSO4.

Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.

5ª - Al, quando em substâncias compostas, apresentam Nox = +3. EX. : AlCl3, Al2S3, Al2O3.

6ª - Os halogênios, como elementos mais eletronegativos (mais a direita) de substâncias compostas, apresentam Nox = -1. EX. : AgCl, CaCl2, KBr, HF.

7ª - Hidrogênio (H) em substâncias compostas, apresentam Nox = +1. Exceto quando em hidretos metálico (hidrogênio ligado a metal), neste caso apresentará Nox = -1. EX. : HCl, NH3, NaH, CaH2.

8ª - Os calcogênios, quando os elementos mais eletronegativos de uma substância, apresentam Nox = -2. EX. : Na2S, CaS, K2Se, Al2S3, Fe2O3.

Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.

9ª - Oxigênio, apresenta Nox = -2.Exceto nos peróxidos (Nox = -1) e nos superóxidos ( Nox = -1/2 ). EX. : H2O, H2O2, CaO, Na2O4, K2O2, Fe2O3.

10ª - Nas substâncias compostas a soma dos Nox = 0. EX. : HNO3 , H2SO4 , H2Cr2O7, Ca(MnO4)2.

11ª - Nos íons compostos a soma dos Nox = carga do íon. EX. : CrO4

-2, SO4-2, NO3

-1, BO3-3.

Oxidação e Redução

Oxidação é o aumento do número de oxidação (Nox) de um dado elemento químico através da perda de elétrons.

Redução é a diminuição do número de oxidação de um elemento químico através do ganho de elétrons.

Aumento do Nox = Oxidação-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Diminuição do Nox = Redução

Oxidação e Redução

Encontre nas reações químicas abaixo, quem sofreu oxidação e quem sofreu redução, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor.

MnO2+ FeSO4+ H2SO4MnSO4+ Fe2(SO4)3+ H2O

KCl + KClO4 KClO3

Mn3O4 + Al Al2O3 + Mn

K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

H2SO4 + KMnO4 + H2O2 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

Semi-reações

As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução.

As semi-reações para:

Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)são:

Sn2+(aq) Sn4+(aq) +2e-

2Fe3+(aq) + 2e- 2Fe2+(aq)

BalanceamentoMétodo do íon elétron: Meio ácido

(1) Escreva as equações para todas as semi-reações.(2) Balanceie todos os átomos exceto H e O.(3) Balanceie oxigênio ussando H2O.(4) Balanceie hidrogênio usando H+.(5) Balanceie as cargas usando e-.(6) Equilibre o número de elétrons.(7) Some as semi-reações.(8) Verifique o balanceamento.

BalanceamentoMétodo do íon elétron: Meio ácido

BalanceamentoMétodo do íon elétron: Meio ácido

BalanceamentoMétodo do íon elétron: Meio ácido

BalanceamentoMétodo do íon elétron: Meio básico

Espontaneidade das Reações Redox

Verificando a espontaneidade das reações de oxi-redução

A espontaneidade de uma reação de oxi-redução pode ser estabelecida a partir dos valores da diferença de potencial (E).

E = ERED (redução) - ERED (oxidação)

Quando a reação ocorre nas condições padrão (1 atm, 25°C e a concentração de íons a 1 mol/L), escreve-se um sobrescrito 0 no E (E0)

E0 = E0RED (redução) – E0

RED (oxidação)

Valor positivo de E indica um processo espontâneoValor negativo de E indica um processo não espontâneo

Espontaneidade das Reações RedoxPotenciais-padrão de redução em água a 25oC

Reações de Oxi-redução

ex: Cl2(g) + 2I-(aq) → 2Cl-

(aq) + I2(g)

0 -1 -1 0

Nessa reação o I- é oxidado a I2 e o Cl2 é reduzido a Cl-. Escrevendo as semi-reações correspondentes e os potenciais padrão de redução associados: Redução: Cl2(g) + 2e- → 2Cl-

(aq)

Oxidação: 2I-(aq) → I2(g) + 2e-

E0 = E0RED (redução) – E0

RED (oxidação)E0 = 1,36 – 0,54 = +0,82 V

Em virtude do valor de E0 ser positivo, a reação é espontânea no sentido escrito.

E0RED = +1,36 V

E0RED = +0,54 V

PILHAS E ACUMULADORES

Maio - 2012

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDOQuímica Aplicada à Engenharia

Profª. Josy Ramos

Pilhas e Acumuladores

Célula eletroquímica:É um dispositivo em que uma corrente elétrica é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea.

As células eletrolíticas podem ser de dois tipos:

Células Galvânicas

Células de Eletrólise

Reação química produz uma corrente elétrica

Corrente elétrica gera umareação química

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

É uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica. A transferência de elétrons para esse caso ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes.

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

zinco (Zn)

solução de sulfato de cobre (II)

Cu2+(aq) + SO4

2-(aq)

cobre (Cu)

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

a transferência de elétrons ocorre externamente às células

eletrodos (condutores metálicos):

anodo ocorre a oxidação (-)catodo ocorre a redução (+)

eletrólito (meio condutor iônico)

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

a transferência de elétrons ocorre externamente às células

eletrodos (condutores metálicos):

anodo Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

catodo Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

eletrólito (meio condutor iônico)

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

REQUISITO DE FUNCIONAMENTO: para uma célula voltaica funcionar, as soluções nas duas semi-células devem permanecer eletricamente neutras.

ex: Devido o Zn ser oxidado no compartimento do anodo, os íons Zn2+ surgem na solução. Portanto, deve existir algum meio de os íons positivos migrarem para fora do compartimento do anodo ou para os íons negativos migrarem para dentro do compartimento ou os íons negativos migrarem para fora do seu compartimento.

Solução: inserir uma barreira porosa ou uma ponte salina

ponte salina tubo em forma de U que contém uma solução de eletrólito (ex: NaNO3(aq)) misturado em gel. Conforme a oxidação e a redução ocorrem nos eletrodos, os íons da ponte salina migram para neutralizar a carga nos compartimentos da célula.

Pilhas e AcumuladoresCélula galvânica ou voltaica:

Pilhas e AcumuladoresForça Eletromotriz (fem):

Diferença de potencial que empurra os elétrons por uma circuito externo.

• A diferença de potencial por caga elétrica entre dois eletrodos é medida em volts (V).

1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para fornecer 1 J de energia para uma carga de 1 coulomb (C).

1 V = 1 J/C

• A fem de uma pilha é denominada de potencial da célula (Ecel)

• O potencial da célula é a diferença entre dois potenciais de eletrodo: E0

cel = E0red(catodo) – E0

red(anodo)

Pilhas e AcumuladoresForça Eletromotriz (fem):

Semi-reação de referência: 2H+(aq, 1 mol/L) + 2e- H2(g, 1atm) a 25oC E0

red = 0 V

Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH)

O EPH é um catodo que consiste de um eletrodo de Pt em um tubo colocado em uma solução 1 mol/L de H+. O H2 é borbulhado através do tubo.

Pilhas e AcumuladoresForça Eletromotriz (fem):

ex: Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+

(aq) + H2(g)

E0cel = E0

red(catodo) – E0red(anodo)

0,76 V = 0 V – E0red(anodo)

E0red(anodo) = - 0,76 V

Reações de Oxi-reduçãoPotenciais-padrão de redução em água a 25oC

Pilhas e AcumuladoresVariação da Energia Livre de Gibbs

A variação na energia livre de Gibbs, ∆G, é uma medida de espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constante.

∆G = we = - neNAE

eNA = carga por mol de elétron = Constante de Faraday (F)

eNA = F = 1,602.10-19 C x 6,022.1023 (mol.e-1)-1

F = 96500 C/mol = 96500 J/V.mol

= - nFE

nº de elétrons transferidos na reação

Pilhas e AcumuladoresCondições de Espontaneidade

E = ERED(catodo) – ERED(anodo)

∆G = -nFE

- Se E > 0 → ∆G < 0 → REAÇÃO ESPONTÂNEA- Se E < 0 → ∆G > 0 → REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA- Se E = 0 → ∆G = 0 → REAÇÃO EM EQUILÍBRIO

Pilhas e AcumuladoresCondições de Espontaneidade

ex: 4 Ag(s) + O2(g) + 4H+(aq) → 4Ag+

(aq) + 2H2O(l)

Calcule os valores de E0 e ∆G