Reações Redox e Células Eletroquímicas

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 Reações redox
Número de oxidação
Agentes oxidante e redutor
Semi-reações
Balanceamento de equações redox
Células eletroquímicas
Célula galvânica
Célula de Daniell
Tópicos de 
Aula
Reações Redox
 Reação de oxidação (perda de elétron).
 Reação de redução (ganho de elétron).
M Mn+(aq) ne
-+
Metal Metal oxidado
Fe Fe2+(aq) e
-2+
H+(aq) H2(g)2 2e
-+
Reações Redox
 Oxidação e redução ocorrem simultaneamente, 
através da transferência de elétrons entre 
espécies químicas.
 Reação de oxirredução (redox):
 Oxidação e redução também podem ser 
definidos por aumento e diminuição do Nox.
Mas, o que é NMas, o que é Noxox??
+ 2 H2(g)H+(aq) +Fe Fe2+(aq)
Número ou Estado de Oxidação
 Nox: carga que um átomo teria se suas ligações 
fossem completamente iônicas (todos os elétrons 
são contados com o átomo mais eletronegativo).
 Espécies neutras: soma algébrica dos Nox é zero.
 Compostos iônicos: soma dos Nox é igual à carga do 
íon.
Espécie Nox
Elementos e substâncias simples 0
Hidrogênio +1
Oxigênio -2
Grupo 1 +1
Grupo 2 +2
Grupo 3 +3
Halogênio -1
Agentes Oxidante e Redutor
 Agente oxidante: espécie que causa a 
oxidação e sofre redução (Nox diminui).
 Agente redutor: causa redução e sofre 
oxidação (Nox aumenta).
Agentes Oxidante e Redutor
 Zn metálico adicionado à solução de HCl 
produz a seguinte reação espontânea:
Zn(s) ++ H
+
(aq)2 Zn
2+
(aq) H2(g)
Semi-reações
 Separação das etapas de oxidação e redução 
de uma reação redox (global).
 Semi-reação de oxidação.
 Semi-reação de redução.
Fe2+(aq) Sn4+(aq)2Fe3+(aq)+ +Sn
2+
(aq) 2
Sn2+(aq) + Sn4+(aq) 2e
-
+Fe3+(aq)2 Fe2+(aq)2e
- 2
Balanceamento de Equações Redox
 Lei da conservação da massa: a quantidade 
de cada elemento presente no início da reação 
deve estar presente no final.
 Conservação da carga: elétrons não são 
perdidos em uma reação química.
 Balanceamento: método das semi-reações.
Balanceamento de Equações Redox
 Considere a titulação de uma solução ácida de 
Na2C2O4 (oxalato de sódio, incolor) com KMnO4 
(violeta escuro).
 O ponto de 
equivalência é dado 
pela presença de uma 
cor rosa claro.
 Se mais KMnO4 é 
adicionado, a 
solução passa para 
púrpura devido ao 
excesso de KMnO4.
QUAL É A EQUAÇÃO QUÍMICA BALANCEADA?QUAL É A EQUAÇÃO QUÍMICA BALANCEADA?
• MnO4- é reduzido a Mn2+ 
(rosa claro) enquanto C2O42- é 
oxidado a CO2.
Balanceamento de Equações Redox
Método das semi-reações (meio ácido):
1. Escreva as duas semi-reações.
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação:
a. Primeiro, com elementos diferentes de H e O.
b. Depois, do O adicionando água.
c. Em seguida, do H adicionando H+.
d. Termine fazendo o balanceamento de cargas, 
adicionando elétrons.
3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o 
número de elétrons seja igual.
4. Adicione as reações e simplique.
5. Confira!
Balanceamento de Equações Redox
1. As duas semi-reações incompletas são:
MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
C2O42-(aq) → CO2(g)
2. A adição de H2O e H+ produz:
8H+ + MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
Existe uma carga 7+ à esquerda e 2+ à direita. 
Necessário adicionar 5 elétrons à esquerda:
5e- + 8H+ + MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
Balanceamento de Equações Redox
Na reação do oxalato, existe uma carga 2- à 
esquerda e uma carga 0 à direita, logo, precisamos 
adicionar 2e- à direita:
C2O42-(aq) → 2CO2(g) + 2e-
3.Para fazer o balanceamento dos 5e- para o 
permanganato e 2e- para o oxalato, precisamos de 
10e- para ambos. A multiplicação fornece:
10e- + 16H+ + 2MnO4-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O
5C2O42-(aq) → 10CO2(g) + 10e-
Balanceamento de Equações Redox
4. A adição fornece:
16H+(aq) + 2MnO4-(aq) + 5C2O42-(aq) → 2Mn2+
(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g) 
5. Que está balanceada!
Exercício:
Cu(s) + NO3-(aq) → Cu2+(aq) + NO(g)
Balanceamento de Equações Redox
Método das semi-reações (meio alcalino):
1. Escreva as duas semi-reações.
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação:
a. Primeiro, com elementos diferentes de H e O.
b. Depois, do O adicionando água.
c. Em seguida, do H adicionando H2O para cada átomo de H 
necessário e a mesma quantidade de OH- do lado oposto.
d. Termine fazendo o balanceamento de cargas, adicionando 
elétrons.
3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o 
número de elétrons seja igual.
4. Adicione as reações e simplique.
5. Confira!
Balanceamento de Equações Redox
 Balanceie a seguinte reação redox em meio 
alcalino:
Cr(OH)3(s) ClO-(aq) CrO42-(aq) Cl-+ +
CÉLULAS GALVÂNICAS
Células Eletroquímicas
 Célula ou pilha galvânica: dispositivo que 
produz energia elétrica pelo consumo de 
energia química (reação química espontânea). 
 Bateria: coleção de células galvânicas unidas em 
série para que a voltagem produzida 
(capacidade de forçar corrente através do 
circuito) seja a soma das voltagens de cada 
célula.
 Célula ou pilha eletrolítica: dispositivo em que 
energia elétrica é consumida para produzir 
energia química (forçar a ocorrência de uma 
reação não-espontânea).
Células Galvânicas
 Componentes da célula galvânica:
 Eletrodos: condutores metálicos que fazem o 
contato elétrico com o conteúdo da célula.
 Anodo: eletrodo em que ocorre a oxidação.
 Catodo: eletrodo em que ocorre a redução.
 Eletrólito: meio condutor iônico (solução 
eletrolítica, composto iônico em água).
 Condutor metálico: ligação metálica entre anodo 
e catodo, por onde os elétrons fluem.
 Ponte salina ou barreira porosa: sistema que 
permite a passagem dos íons presentes em 
diferentes compartimentos eletródicos.
Célula Galvânica
Células Galvânicas
Como pode uma reação espontânea ser usada 
para gerar corrente elétrica?
 Considere o sistema: lâmina de Zn imersa em 
solução de CuSO4.
Zn(s) Cu2+(aq) Zn2+(aq) Cu(s)+ +
 Os elétrons se 
transferem e a energia 
liberada como calor não 
é transformada em 
trabalho elétrico.
Células Galvânicas
Como pode uma reação espontânea ser usada 
para gerar corrente elétrica?
Reagentes separados e 
arranjados de forma que 
ocorra a passagem dos 
elétrons através do 
circuito elétrico externo.
A corrente pode ser 
usada para realizar 
trabalho elétrico.
Célula de Daniell
 Exemplo antigo de célula galvânica.
Visão Molecular dos Processos do 
Eletrodo
FIM DA AULA 1
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