Reacções de Oxidação-Redução
2Na g 2Na+ + 2eCl2 + 2e- g 2Cl-
Oxidação
Redução
2Na +Cl2 g 2NaCl
• 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 g FeCl2 + SnCl4
Como o Cl é o ião espectador a equação pode ser escrita
Fe3+ + Sn2+ g Fe2+ + Sn4+
Dividir em duas equações colocando o número de
electrões envolvidos :
Sn2+ g Sn4+ + 2e2(Fe3+ + e- g Fe2+)
Sn2+ + 2Fe3+ g Sn4+ + 2Fe2+
4.
O número de electrões ganho por uma substância é
sempre
igual
substância
ao
número
perdido
pela
outra
5. Acerto das equações em meio ácido:
Cr2O72- + Fe2+ g Cr3+ + Fe3+
Cr2O72- g 2Cr3+
Fe2+ g Fe3+ + e(Acertar os átomos que não são H nem O)
Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ g Fe3+ + e(Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que
precisa de O)
14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ g Fe3+ + e(Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que
precisa de H)
6e- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ g 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 reacçõesmetade.
6e- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ g 6Fe3+ + 6e6e- + 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ g 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+ + 6e-
Corte os membros que são iguais em ambos os lados da
equação
Exercicio: Acerte a equação:
MnO4- + H2SO3 g SO42- + Mn2+
5.
Acerto das equações em meio básico:
Cr2O72- + Fe2+ g Cr3+ + Fe3+
Cr2O72- g 2Cr3+
Fe2+ g Fe3+ + e(Acertar os átomos que não são H nem O)
Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ g Fe3+ + e-
(Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que
precisa de O)
14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ g Fe3+ + e-
(Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que
precisa de H)
14OH- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O + 14OHFe2+ g Fe3+
(Adicione a ambos os lados da equação o mesmo número
de OH- do que H+)
14H2O + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O + 14OHFe2+ g Fe3+
(Combine os H+ e OH- de modo a formar água)
7H2O + Cr2O72- g 2Cr3+ + 14OHFe2+ g Fe3+
(Cancele as moléculas de água que poder)
Exercicio: Acerte as equações em meio básico:
MnO4- + SO32- g SO42- + MnO2
MnO4- + C2O42- g MnO2 + CO32Exercicios 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.
(-)
(+)
Cátodo; redução
Na+ + e- g Na
Ânodo; oxidação
ClNa+
2Cl- g Cl2 + 2e-
Reacções electroliticas em meio aquoso
•
Estas reacções são mais complicadas de prever dado
que pode ocorrer oxidação e redução da água:
2H2O (l) + 2e- g H2(g) + 2OH- (aq) (cátodo)
2H2O (l) g 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 célulasmetade, 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.
Ânodo
Cátodo
Ag+
NO3-
Ag+ + e- g Ag
•
Cu2+
NO3-
Cu g 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 Electroliticas
Cátodo é negativo (redução)
Ânodo é positivo (oxidação)
• Células Galvânicas
Cátodo 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 difundemse 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
Ponte salina
ânodo
cátodo
Cu(s) | Cu2+(aq) ║ Ag+(aq) | Ag(s)
Ânodo
Electrodo
•
Ânodo
Electrolito
Cátodo
Cátodo
Electrolito Electrodo
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
EºH+ = 0,00 V
Pt
1,00 M H+
2H+(aq, 1,00 M) + 2 e- D 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- g Cu(s)
cátodo
H2(g) g2H+(aq) + 2e-
Cu2+ + H2(g) g Cu(s) + 2H+(aq)
0
cel
E
E
0
Cu 2
Potencial de redução da
substância reduzida
ânodo
reacção da célula
E
0
H
Potencial de
redução da
substância oxidada
= 0,00 V
•
2ºCaso: 2H+(aq) + 2e- g H2(g)
cátodo
Zn(s) g Zn2+(aq) + 2e2H+(aq) + Zn(s) g H2(g) + Zn2+(aq)
ânodo
Reacção da celula
0
Ecel
 EH0   EZ0n2
Potencial de redução da
substância reduzida =0,00 V
Potencial de
redução da
substância oxidada
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:
0
Ecel

0,0592V
logK e
n
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
0
Ecel  Ecel

•
Equação
de
Nernst
0,0592V
logQ
n
é
utilizada
para
a
determinação das concentrações apartir da
célula