Oxirredução

Muitas reações ocorrem por transferência de

elétrons;

Redução

Oxidação

Reação de oxirredução

Agente oxidante

Agente redutor

EXEMPLO

)(2)(2)()( 2 gaqaqs HZnClHClZn

NOX

Na Cl + -

Número de oxidação (nox) é a carga real (compostos

iônicos) ou virtual (compostos covalentes) que um átomo apresenta dentro de uma estrutura química.

O átomo de Sódio perdeu um elétron Nox = +1

O átomo de Cloro ganhou um elétron Nox = -1

+ Na Cl

- - Compostos iônicos -

- compostos covalentes -

• Metano (CH4)

- Eletronegatividade: C > H

• Clorometano (CH3Cl)

- Eletronegatividade: Cl > C > H

Carbono: NOX = -4

Hidrogênio: NOX = +1

Cloro: NOX = -1

Carbono: NOX = -2

Hidrogênio: NOX = +1

Regras de determinação do NOX

I - O Nox de qualquer elemento sob forma simples

é igual a zero.

Nox do O no O2 = 0.

Nox do O no O3 = 0.

Nox do C no diamante = 0.

Nox do C no Grafite = 0.

II - Alguns elementos possuem Nox fixo em seus

compostos:

• Metais alcalinos - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (Família IA) e

Ag: tem seu Nox = +1.

• Metais alcalino-terrosos (família IIA – Be, Mg, Ca, Sr,

Ba, Ra) e Zn: tem seu Nox = +2.

• Al: tem seu Nox = +3.

• F: tem seu Nox = -1 por ser o mais eletronegativo de

todos os elementos, sempre terá a tendência de

receber um elétron

IV - O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos

compostos, é igual a -2 . Ex: H2O.

• Nos peróxidos (O – O), o Oxigênio tem Nox = -1. Ex: H2O2.

• No Fluoreto de Oxigênio (OF2), o Oxigênio tem Nox = +2.

III- O nox do hidrogênio (H) pode ser +1 ou -1.

O nox do hidrogênio será +1 quando ligado a um elemento mais

eletronegativo e será -1 quando ligado a um elemento mais

eletropositivo.

Ex.: HCl NaH

V- Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita

da fórmula) possuem nox = -2.

Halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da

fórmula) possuem nox = -1.

VI – Em uma molécula ∑nox = 0.

• nox do fósforo na substância H3PO4(ácido fosfórico)?

3· (nox H) + x + 4 · (nox O) = 0

3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0

x = + 5

Em um íon ∑nox = carga do íon. • nox do cromo da substância Cr2O7-2 (dicromato)?

2 · x + 7 (nox O) = -2 2 · x + 7 (-2) = -2 x = +6

Reações de oxirredução

Semi-reações

𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑒−

Equação redox

2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)

2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐻2(g)

Células voltaicas ou galvânicas

Célula eletroquímica

Célula galvânica (pilhas)

Pilha de Daniel

Inventada por Jonh Daniel em 1836

Ainda não se conhecia a natureza dos elétrons

Células voltaicas simples

Células eletroquímicas

Ex 01. Descreva como montar uma célula

voltaica para gerar corrente elétrica usando a

reação:

Fe(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Fe2+

Célula voltaica com eletrodos

inertes

É utilizada quando reagentes e produtos não

podem ser usados como material de

eletrodo.

Os eletrodos inertes são construídos com

materiais que conduzem eletricidade, mas

que não são oxidados nem reduzidos na

célula.

2Fe3+(aq) + H2 (g) 2 Fe2+(aq) + 2H+(aq)

Notação para as células O diagrama de célula é escrito representando-

se os eletrodos com uma | para expressar as

interfaces entre as fases. A ponte salina é

indicada com ||.

Para facilitar a interpretação das convenções

para as células galvânicas, podemos também

fazer as seguintes assimilações:

Potencial da célula

O potencial da célula, E, é uma medida da habilidade da reação da célula de empurrar e puxar elétrons através de um circuito.

Uma reação com muito poder de puxar e empurrar elétrons gera um alto potencial de célula (uma alta voltagem).

Uma reação com pequeno poder de puxar e empurrar elétrons gera somente um baixo potencial (baixa voltagem).

Uma bateria descarregada é uma célula na qual a reação está no equilíbrio, de modo que perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a 0.

Potencial da célula

Existem milhares de células galvânicas possíveis, e assim muitos milhares de potenciais-padrão de células. Ao invés de imaginar todas essas diferentes células, é muito mais simples imaginar cada eletrodo como fazendo uma contribuição característica chamada potencial padrão, Eº.

Cada potencial padrão é a medida do poder de puxar elétrons de uma semi-reação de redução em um único eletrodo.

Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da celula, medido através do potencial-padrão da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.

Potencial da célula

O potencial-padrão para um eletrodo de

hidrogênio é igual a zero em todas as

temperaturas: Eº (H+,H2)=0.

O eletrodo de hidrogênio é, então, usado

para definir o potencial-padrão de qualquer

outro eletrodo.

Por exemplo, para determinar o potencial

padrão de um eletrodo de Zinco:

Eletrodo padrão de hidrogênio

É impossível medir o potencial absoluto de

um eletrodo metálico. Sendo assim, tornou-

se necessário adotar um padrão.

O padrão escolhido foi o denominado

eletrodo-padrão (ou eletrodo normal) de

hidrogênio. E por que de hidrogênio?

Potencial da célula

Potenciais-padrão podem ser tanto positivos

como negativos.

Quanto mais positivo o potencial, maior será

o poder de puxar da semi-reação de

redução, e então será maior a tendência da

espécie adquirir elétrons.

Em contraste, um potencial-padrão negativo

indica a tendência espontânea em descartar

elétrons

Potencial padrão de eletrodo

Como prever reações espontâneas

Ao comparar duas diferentes semi-reações

de redução, a previsão da espontaneidade

das semi-reações se dá pela análise dos

respectivos potenciais de redução.

A semi-reação com valor de potencial de

redução mais positivo irá acontecer como

redução e a outra semi-reação será de

oxidação.

Exemplo:

Logo, será espontâneo:

Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E

0 = - 0,25 V (oxidação)

Cd(s) Cd2+(aq) + 2e- E0 = + 0,40 V (redução)

Eq. Global: Ni2+(aq) + Cd(s) Ni(s) + Cd2+

(aq) E0 = + 0,15 V

mais positivo

Para previsões a partir do

potencial da pilha

REGRA PRÁTICA

Reação espontânea

Reação não

espontânea

00 E

ânodored

cátodoredred EEE )( 000

Potencial da célula e energia livre

1ª. Lei da termodinâmica: ΔU = q + w

F=

Eletrólise

É um processo não-espontâneo, em que a

passagem de uma corrente elétrica através

de um sistema líquido, no qual existam íons,

produz reações químicas.

As eletrólises são realizadas em cubas

eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é

produzida por um gerador (pilha).

Eletrólise ígnea

Na eletrólise ígnea, a substância pura está

no estado líquido (fundida), e não existe

água no sistema.

Ex: cloreto de sódio (NaCl), utilizando

eletrodos de platina.

Eletrólise em meio aquoso

Nesse tipo de eletrólise devemos considerar

não só os íons provenientes do soluto, mas

também os da água, provenientes de sua

ionização.

Eletrólise aquosa do cloreto de

sódio NaCl

Comparativo

Produtos da eletrólise

Qtde de eletricidade

Mols de e-

Mols de produtos

Massa de produto

F

Estequiometria

Massa molar

𝑸 = 𝑰𝒕 𝐐 = 𝐧𝐅 𝐧 = 𝑸

𝑭 =

𝑰𝒕

𝑭