Quimica Feltre - Vol 2-325-327

Prévia do material em texto

R
ep
ro
du
çã
o
pr
oi
bi
da
.A
rt
.1
84
do
C
ód
ig
o
P
en
al
e
Le
i 9
.6
10
de
19
de
fe
ve
re
iro
de
19
98
.
311Capítulo 8 • ELETROQUÍMICA — OXI-REDUÇÃO E PILHAS ELÉTRICAS
9 PREVISÃO DA ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Essa previsão segue o mesmo raciocínio feito, no item anterior, para o cálculo da força eletromotriz
(fem) das pilhas. Se o ∆E0 calculado for positivo, a reação será espontânea, caso contrário, se o ∆E0 for
negativo, a reação não será espontânea.
Como vimos na tabela da página 305, os elementos ou substâncias do início da tabela (mais
acima) são os redutores mais fortes, enquanto os do final da tabela são os oxidantes mais fortes.
Essas idéias podem ainda ser resumidas dizendo-se que:
Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela age como redutor dos
que estão mais abaixo e portanto sofre oxidação.
1o exemplo — reações de deslocamento entre metais
É possível a reação Zn " FeCl2 ZnCl2 " Fe, em que o Zn desloca o Fe do FeCl2?
Veja que, do ponto de vista da oxi-redução, essa reação corresponde a:
Zn0 Fe0Fe2" Zn2"" "
Redutor
Oxidação
Redução
Oxidante
Raciocinando como nos cálculos da fem das pilhas, concluiremos que:
Equação do Zn0 invertida: Zn0 Zn2" " 2e# #E0redutor % "0,76 V
Equação do Fe2" mantida: 2e# " Fe2" Fe0 E0oxidante % #0,44 V
Equação global: Zn0 " Fe2" Zn2" " Fe0 ∆E0 % "0,32 V
E, uma vez que ∆E0 ( 0, concluímos que a reação é possível (espontânea).
Portanto, de modo geral, podemos dizer que todo metal que está acima na tabela dos potenciais-
padrão desloca o cátion de um metal que está mais abaixo. Por exemplo:
3 Mg " Cr2(SO4)3 3 MgSO4 " 2 Cr
Fe " CuCl2 FeCl2 " Cu
Sn " 2 AgNO3 Sn(NO3)2 " 2 Ag
Hg " Al2(SO4)3 Não ocorre, pois o Hg está abaixo do Al
Nesse último exemplo, se calcularmos o valor de ∆E0, chegaremos a um resultado negativo.
2o exemplo — reações de deslocamento entre não-metais
É possível a reação 2 NaCl " Br2 2 NaBr " Cl2, em que o Br2 desloca o Cl2 do NaCl?
Veja que, do ponto de vista da oxi-redução, essa reação corresponde a:
Da tabela dos potenciais-padrão de eletrodo, temos:
Equação do Cl# invertida: 2 Cl# Cl2 " 2e
# #E0redutor % #1,36 V
Equação do Br2 mantida: 2e
# " Br2 2 Br
# E0oxidante % "1,07 V
Equação global: 2 Cl# " Br2 2 Br
# " Cl2 ∆E 0 % #0,29 V
Uma vez que ∆E0 ' 0, concluímos que a reação não é possível (não é espontânea). A reação inversa
(Cl2 " 2 Br
# 2 Cl# " Br2), no entanto, será espontânea, pois terá ∆E
0 positivo (∆E0 % "0,29 V).
2 Cl# Cl2Br2 2 Br
#" "
Redutor
Redução
Oxidação
Oxidante
Capitulo 08B-QF2-PNLEM 4/6/05, 18:03311
R
ep
ro
du
çã
o
pr
oi
bi
da
.A
rt
.1
84
do
C
ód
ig
o
P
en
al
e
Le
i9
.6
10
de
19
de
fe
ve
re
iro
de
19
98
.
312
Dissemos, no primeiro exemplo que descrevemos, que um metal (que é redutor) pode deslocar
(reduzir) o cátion de um metal que está mais abaixo na tabela dos potenciais-padrão. Com os não-
metais (que são oxidantes) ocorre o contrário — um não-metal mais abaixo é que vai deslocar (oxidar)
outro não-metal que está localizado mais acima na tabela. Por exemplo:
Na2S " Br2 S " 2 NaBr
2 KI " Cl2 I2 " 2 KCl
NaF " Cl2 Não há reação, pois o cloro, estando acima do flúor,
não poderá deslocá-lo de sua posição de ânion.
3o exemplo — reações de oxi-redução quaisquer
Vamos examinar a espontaneidade da seguinte reação, que ocorre em meio ácido:
Do ponto de vista da oxi-redução, essa equação pode ser abreviada para:
Sn2" " H2O2 " 2 H
" Sn4" " 2 H2O
Da tabela dos potenciais-padrão, temos:
Equação do redutor invertida: Sn2" Sn4" " 2e# #E0redutor % #0,15 V
Equação do oxidante mantida: 2e# " 2 H" " H2O2 2 H2O E
0
oxidante % "1,78 V
Equação global: Sn2" " H2O2 " 2 H
" Sn4" " 2 H2O ∆E 0 % "1,63 V
O valor positivo de ∆E 0 indica que a reação é espontânea.
Examinemos agora a equação:
SnCl2 SnCl4 2 H2OH2O2 2 HCl" " "
OxidanteRedutor
Oxidação
Redução
Meio ácido
"2
"4 #2
#1
Essa equação pode ser abreviada para:
10 Fe2" " 2 MnO4
# " 16 H" 10 Fe3" " 2 Mn2# " 8 H2O
Da tabela dos potenciais-padrão, temos:
Equação do redutor
invertida ($10): 10 Fe2" 10 Fe3" " 10e# #E 0redutor % "0,77 V
Equação do oxidante
mantida ($2): 10e# " 16 H" " 2 MnO#4 2 Mn
2" " 8 H2O E
0
oxidante % "1,51 V
Equação global: 10 Fe2" " 2 MnO#4 " 16 H
" 10 Fe3" " 2 Mn2" " 8 H2O ∆E
0 % "2,28 V
Novamente, o valor positivo de ∆E 0 indica que a reação é viável.
4o exemplo — reações de metais com ácidos
Aproveitando o que foi dito no 1o exemplo, podemos reafirmar que todo metal acima do hidro-
gênio na tabela consegue deslocá-lo de um ácido. Por exemplo:
Zn " H2SO4 ZnSO4 " H2
Fe " 2 HCl FeCl2 " H2
Cu " HCl Não há reação, pois o Cu está abaixo do H, na tabela.
10 FeSO4 2 KMnO4 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3" " 8 H2O"K2SO4" 2 MnSO4"
OxidanteRedutor
Oxidação
Redução
Meio ácido
"2 "7
"3 "2
Capitulo 08B-QF2-PNLEM 4/6/05, 18:03312
R
ep
ro
du
çã
o
pr
oi
bi
da
.A
rt
.1
84
do
C
ód
ig
o
P
en
al
e
Le
i 9
.6
10
de
19
de
fe
ve
re
iro
de
19
98
.
313Capítulo 8 • ELETROQUÍMICA — OXI-REDUÇÃO E PILHAS ELÉTRICAS
Isso não significa, contudo, que um metal abaixo do hidrogênio não possa reagir com um ácido
fortemente oxidante, seguindo uma reação de oxi-redução diferente da reação de deslocamento
de hidrogênio. Por exemplo, a prata reage com HNO3 concentrado, segundo:
3 Ag " 4 HNO3 3 AgNO3 " 2 H2O " NO
Nessa oxi-redução, notamos que não há liberação do gás H2, mas sim do gás NO. Essa reação pode
ser abreviada para:
3 Ag 4 H" NO3
# 3 Ag"" " 2 H2O" NO"
OxidanteRedutor
Oxidação
Redução
Zero "5
"1 "2
Da tabela dos potenciais-padrão, temos:
Equação do redutor invertida ($3): 3 Ag0 3 Ag" " 3e# #E 0redutor % #0,80 V
Equação do oxidante mantida: 3e# " 4 H" " NO#3 2 H2O " NO E
0
oxidante % "0,96 V
Equação global: 3 Ag " 4 H" " NO3
# 3 Ag" " 2 H2O " NO ∆E 0 % "0,16 V
O valor positivo de ∆E0 indica que a reação é espontânea.
58 (UFRRJ) Baseado nos potenciais abaixo,
é correto dizer que:
a) o zinco é o melhor agente oxidante.
b) o alumínio é o melhor agente redutor.
c) o zinco é o pior agente redutor.
d) o estanho é o melhor agente redutor.
e) o estanho é o pior agente oxidante.
59 (PUC-RS) Com base nos seguintes potenciais de redução:
Mg2" (aq) " 2e# Mg (s) E 0 % #2,37 V
Ni2" (aq) " 2e# Ni (s) E 0 % #0,25 V
Fe3" (aq) " e# Fe2" (aq) E 0 % 0,77 V
Cu2" (aq) " 2e# Cu (s) E 0 % 0,34 V
A equação que corresponde à única reação espontânea é:
a) Mg2" (aq) " Ni (s) Mg (s) " Ni2" (aq)
b) Cu2" (aq) " Mg (s) Cu (s) " Mg2" (aq)
c) Ni2" (aq) " 2 Fe2" (aq) Ni (s) " 2 Fe3" (aq)
d) Cu2" (aq) " 2 Fe2" (aq) Cu (s) " 2 Fe3" (aq)
e) Ni2" (aq) " Cu (s) Ni (s) " Cu2" (aq)
Al""" " 3e# Al #1,66
Zn"" " 2e# Zn #0,76
Sn"" " 2e# Sn #0,14
Potenciais de
redução (volts)
Semi-reações
60 (Vunesp) Colocaram-se placas de zinco metálico em dois
béqueres, I e II, contendo soluções aquosas de CuSO4 e
de Na2SO4 respectivamente (potenciais-padrão de redu-
ção: Cu % "0,34 V; Na % "2,71 V). Nesse caso, pode-se
observar:
a) diminuição das placas de zinco em I e em II.
b) deposição de metal em I e em II.
c) diminuição da placa em I e deposição de metal em II.
d) apenas deposição de metal em I.
e) apenas deposição de metal em II.
61 (UFMG) Um fio de ferro e um fio de prata foram imersos
em um mesmo recipiente contendo uma solução de sul-
fato de cobre (II), de cor azul. Após algum tempo, obser-
vou-se que o fio de ferro ficou coberto por uma camada
de cobre metálico, o de prata permaneceu inalterado e a
solução adquiriu uma coloração amarelada.
Com relação a essas observações, é correto afirmar que:
a) a oxidação do ferro metálico é mais fácil que a do
cobre metálico.
b) a solução ficou amarelada devido à presença dos
íons Cu2".
c) a substituição do sulfato de cobre (II) pelo cloreto de
cobre (II) não levaria às mesmas observações.
d) o cobre metálico se depositou sobre o ferro por este
ser menos reativo que a prata.
a) Quando uma reação de oxi-redução será espontânea?
b) Onde estão localizados, na tabela dos potenciais-padrão de eletrodo, os redutores
mais fortes?
REVISÃO Responda emseu cadernoEXERCÍCIOS Registre as respostasem seu caderno
Capitulo 08B-QF2-PNLEM 4/6/05, 18:04313