Tabela Redox

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Reações de oxi-redução
São reações que ocorrem com transferência de elétrons.
Ex.1
Ex.2
Ex. 3
Ex. 4
Ex. 5
Número de Oxidação
Para espécies monoatômicas pode ser definido como a diferença entre o número atômico e o número de elétrons para a espécie.
Por exemplo para a espécie S2- o Nox é -2:
Número atômico = 16
Número de elétrons = 18
Número de Oxidação
Para espécies poliatômicas a atribuição de números de oxidação é arbitrária e muitas vezes não corresponde à distribuição real de densidades eletrônicas relativa a cada átomo.
Para as espécies poliatômicas deve-se utilizar um conjunto de regras para expressá-los.
Estas regras são dadas a seguir.
Número de Oxidação
O estado de oxidação de todos os elementos puros, em qualquer forma, é igual a zero.
O estado de oxidação do oxigênio é igual a -2, exceto nos peróxidos que é -1.
O estado de oxidação do hidrogênio é +1, exceto quando estiver ligado a metais que é -1.
Os estados de oxidação para os demais elementos são calculados de forma algébrica, de modo que sua soma seja igual a carga total da espécie envolvida.
Obs.: É útil lembrar que alguns elementos apresentam sempre o mesmo Nox: metais alcalinos é +1; metais alcalinos terrosos é +2; halogênios é -1, exceto quando combinados com o oxigênio ou eles próprios.
Número de Oxidação
Exemplo: Calcule o Nox do elemento cloro na espécie ClO-.
Atribuímos o valor -2 para o oxigênio e x para o Cl e então fazemos, na soma algébrica igual à carga da espécie:
Número de Oxidação
Nem é sempre é muito óbvio o processo de transferência de elétrons expressos
numa reação química.
Observe que na reação representada a seguir as cargas sobre as espécies são as 
mesmas:
Procedendo-se ao cálculo do NOx para todos os elementos envolvidos na reação, observa-se que o NOx do elemento cloro passou de +1 no ClO- para -1 no Cl- e o NOx do elemento N passou de +3 no NO2- para +5 no NO3-.
O cálculo do Nox dos elementos presentes em espécies envolvidas nas reações químicas permite reconhecer se uma reação é de oxidação-redução.
Semi-reação
As reações de oxidação-redução apresentam a extraordinária característica de se processarem mesmo quando os reagentes estão fisicamente afastados, porém devem estar ligados através de um circuito elétrico.
Semi-reação
Muitas reações de oxidação-redução podem ser realizadas em células galvânicas.
É natural imaginarmos estas reações como sendo duas reações independentes que ocorrem nos respectivos eletrodos.
Entretanto, conceitualmente, sempre pode-se separar as reações de oxidação-redução em duas semi-reações. As vantagens disso é:
1 – O conceito de semi-reação pode ajudar muito no balanceamento de reações de oxidação-redução.
2 – Os potenciais de semi-reação podem ser usados para comparar a força de vários agentes oxidantes e redutores.
Semi-reação
Muitas reações de oxidação-redução podem ser realizadas em células galvânicas.
É natural imaginarmos estas reações como sendo duas reações independentes que ocorrem nos respectivos eletrodos.
Entretanto, conceitualmente, sempre pode-se separar as reações de oxidação-redução em duas semi-reações. As vantagens disso é:
1 – O conceito de semi-reação pode ajudar muito no balanceamento de reações de oxidação-redução.
2 – Os potenciais de semi-reação podem ser usados para comparar a força de vários agentes oxidantes e redutores.
Balanceamento de reações de oxidação-redução
O balanceamento de equações de oxidação-redução pelo “método das semi-reações envolve quatro etapas, listadas a seguir:
1 – Identificar as espécies envolvidas na transferência de elétrons;
2 – Escrever separadamente as semi-reações;
3 – Fazer o balanceamento de massas para cada semi-reação;
4 – Fazer o balanço de cargas para cada semi-reação;
5 – Utilizar números para multiplicar as semi-reações a fim de que o números de elétrons produzidos e consumidos sejam iguais, conseqüentemente sejam eliminados da reação global;
6 – Somar as semi-reações de maneira a eliminar os elétrons e deixar os coeficientes com os menores números possíveis.
Potenciais de redução padrão a 25 oC, para reações em meio ácido
Potenciais de redução padrão a 25 oC, para reações em meio ácido
Potenciais de redução padrão a 25 oC, para reações em meio ácido
Tipos de eletrodos
Eletrodo ativo – o material do eletrodo se forma ou dissolve durante sua operação.
Tipos de eletrodos
Eletrodo inerte – o material do eletrodo não se forma ou dissolve durante sua operação.
Tipos de eletrodos
Eletrodo gasoso – uma das semi-reações ocorre sobre a superfície com produção ou consumo de gás.
Potencial da célula
Potencial padrão da célula – É a medida do potencial da célula medida nas condições em que a concentração para todas as espécies dissolvidas é de 1 molal, ou a pressão de 1 atm para os gases envolvidos e a forma sólida para os insolúveis a 25 oC, ou seja, na condição padrão. 
Representa a quantidade de trabalho que uma célula galvânica pode realizar, quando estiver operando nas condições padrão.
Potencial da célula
Considerando uma eficiência de 100%, quando uma corrente flui com uma diferença de potencial igual ao potencial padrão por um tempo t, temos que o trabalho realizado é dado por:
Considerando que o produto da corrente (em A) pelo tempo (em s) é igual à carga total (em C), então:
Se a célula estiver operando nas condições padrão a diferença de potencial dependerá apenas da natureza química das espécies envolvidas, mas a quantidade de carga dependerá das concentrações dessas espécies..
Equação de Nerst
Fora das condições padrão é necessário verificar o sentido da reação e para isso deve-se compreender como varia o potencial em função das concentrações das espécies. Esta relação é dada pela equação de Nerst. Considere uma reação geral
A equação de Nerst permite calcular o potencial da célula, a 25oC, por meio da equação
Sendo Q dado por
.
Potencial da célula, energia livre e 
constante de equilíbrio
A variação de energia livre (DG) numa célula eletroquímica está diretamente relacionada com seu potencial. Ambos são a medida da força motriz da reação em direção ao estado de equilíbrio.
A diminuição de energia livre que ocorre durante uma reação espontânea, à temperatura e à pressão constantes, é igual ao trabalho elétrico máximo que esta reação pode realizar. Para uma célula eletroquímica em qualquer condição
A quantidade de carga transferida de um eletrodo para outro, quando ocorre um mol de reação química é dada por:
Onde F é a Constante de Faraday.
Potencial da célula, energia livre e 
constante de equilíbrio
Combinando-se as duas últimas equações, obtém-se
que , para as condições padrão fica
Utilizando a definição de atividade, sendo , teremos
Então
Potencial da célula, energia livre e 
constante de equilíbrio
Fazendo as substituições fica
E transformando ln em log fica
Potencial da célula, energia livre e 
constante de equilíbrio
A equação de Nerst que será utilizada constará de duas aproximações:
1 – Será utilizado molaridade ao invés de atividade. 
2 – A constante a 25 oC (0,059159) será arredondada para 0,059.
A relação entre constante de equilíbrio pode ser obtida considerando que no estado de equilíbrio DE = 0, então Q = K.