• Prof. Ednilsom Orestes

• 2º Semestre de 2013 • 09/09/2013 – 17/01/2014

Universidade Federal Fluminense

Instituto de Química

Departamento de Química Inorgânica

GQI 00045 Química Geral Experimental I

Reações Redox

• Prof. Ednilsom Orestes

• 2º Semestre de 2013 • 09/09/2013 – 17/01/2014

Universidade Federal Fluminense

Instituto de Química

Departamento de Química Inorgânica

GQI 00045 Química Geral Experimental I

Reações Redox

INTRODUÇÃO

• Eletroquímica: ramo da Química que estuda a conversão entre energia química e elétrica.

• Envolve reações de transferência de elétrons:

– oxidação (perde e-) e redução (ganha e-)

• Se uma espécie reduziu, seu Nox diminui.

• Se uma espécie oxidou, seu Nox aumentou.

• Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo.

• Número de elétrons permanece inalterado numa reação redox.

EXEMPLOS

𝑀𝑔 𝑠 + 2𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2(𝑔)

𝑁𝑜𝑥 𝑀𝑔 : 0 → +2

𝑁𝑜𝑥 𝐻 : +1 → 0

𝑁𝑎(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠)

𝑁𝑎 → 𝑁𝑎+ + 1𝑒−

𝐶𝑙2 + 2𝑒− → 2𝐶𝑙−

Meias-reações de oxidação e redução.

NÚMERO DE OXIDAÇÃO

Regras: 1. O Nox de uma substância elementar é igual a zero. Ex:

𝐶𝑙2, 𝑃4, 𝐴𝑢(𝑠), 𝐻𝑔(𝑙), 𝑒𝑡𝑐.

2. O Nox de um elemento em um íon monoatômico é igual a carga deste íon. Ex.: 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐴𝑙2𝑂3, 𝑒𝑡𝑐.

3. Alguns elementos possuem o mesmo Nox em todos (ou quase) os seus compostos.

1. Metais do Grupo 1 tem Nox = +1. 2. Metais do Grupo 2 tem Nox = +2. 3. Flúor tem Nox = -1 em todos os compostos. 4. Oxigênio tem Nox = +2. Exceção para os peróxidos 𝑂2

2−. 5. Hidrogênio tem Nox = +1. Exceção para os hidretos metálicos:

𝑁𝑎𝐻, 𝐶𝑎𝐻2, 𝑒𝑡𝑐.

4. Soma dos Nox de todos os átomos num composto é igual a zero. Se for um íon é igual a sua carga. Ex.: 𝑁𝑎2𝑆𝑂4, 𝑀𝑛𝑂4

−, 𝑒𝑡𝑐.

Oxidantes e Redutores

• Agentes oxidantes aceitam elétrons e portanto são reduzidas.

• Agentes redutores doam elétrons e portanto são oxidadas.

Potenciais de Redução Padrão

2𝐻(𝑎𝑞,1𝑀)+ + 2𝑒− → 𝐻2(𝑔,1𝑀) 𝐸 = 0,00 𝑉

Redução de 𝐻+ à 𝐻2

𝑍𝑛2+ + 2𝑒− → 𝑍𝑛 𝐸 = −0,76 𝑉 𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 𝐸 = +0,34 𝑉

𝐶𝑢2+ + 𝑍𝑛 → 𝐶𝑢 + 𝑍𝑛2+ 𝐸 = 1,10 𝑉

Pilha de Daniel Se E>0 então a reação é espontânea.

Se E<0 então a reação inversa é espontânea.

BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX

1. Dividir em semi-reações de oxidação e redução.

2. Balancear semi-reações. 1. Balancear o número de átomos com variação de Nox.

2. Balancear os Oxigênios adicionando 𝐻2𝑂.

3. Balancear os Hidrogênios adicionando 𝐻+.

4. Balancear as cargas adicionando elétrons.

3. Igualar quantidade de elétrons em cada semi-reação.

4. Se a solução é alcalina, adicionar 𝑂𝐻− para neutralizar os 𝐻+ formando 𝐻2𝑂.

5. Checar: no. de átomos; quantidade de carga; coeficientes estequiométricos.

EXEMPLO 1

𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)

− → 𝐶𝑟(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔)

1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.

𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 3𝑒− → 𝐶𝑟(𝑠)

2𝐶𝑙(𝑎𝑞)− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒−

2) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.

2 × (𝐶𝑟 𝑎𝑞3+ + 3𝑒− → 𝐶𝑟 𝑠 )

3 × (2𝐶𝑙(𝑎𝑞)− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒−)

2𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 6𝐶𝑙(𝑎𝑞)

− → 2𝐶𝑟(𝑠) + 3𝐶𝑙2(𝑔)

+

EXEMPLO 2 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)

− + 𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ 𝐻+

𝑀𝑛(𝑎𝑞)2+ + 𝐹𝑒(𝑎𝑞)

3+

1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.

𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ → 𝐹𝑒(𝑎𝑞)

3+ + 𝑒−

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)

2+

2) Balancdear oxigênios com H2O.

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)

2+ + 4𝐻2𝑂

3) Balancear hidrogênios com H+.

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)

2+ + 4𝐻2𝑂

4) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.

5 × (𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ → 𝐹𝑒(𝑎𝑞)

3+ + 𝑒−)

1 × (𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)

2+ + 4𝐻2𝑂)

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝐹𝑒(𝑎𝑞)

2+ + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)2+ + 5𝐹𝑒(𝑎𝑞)

3+ + 4𝐻2𝑂

+

EXEMPLO 3 𝐼(𝑎𝑞)

− + 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)−

𝑂𝐻−

𝐼2(𝑎𝑞) + 𝑀𝑛𝑂2(𝑠)

1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.

2𝐼(𝑎𝑞)− → 𝐼2(𝑎𝑞) + 2𝑒− ; 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)

− + 3𝑒− → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠)

2) Balancdear oxigênios com H2O.

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂

3) Balancear hidrogênios com H+.

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻+ → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂

4) Adicionar OH- para neutralizar os H+ pois a reação é em meio alcalino.

𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻2𝑂 → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂 + 4𝑂𝐻−

4) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.

3 × (2𝐼(𝑎𝑞)− → 𝐼2(𝑎𝑞) + 2𝑒−)

2 × (𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻2𝑂 → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂 + 4𝑂𝐻−)

2𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 6𝐼(𝑎𝑞)

− + 84𝑂 → 2𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 3𝐼2(𝑎𝑞) + 8𝑂𝐻−

+