IQD 114464 07OxiRed REVISÃO

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7. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
REVISÃO
Prof. Marcello Moreira Santos 
2015/2
 ELETROQUÍMICA: Trata da conversão de
energia elétrica em energia química (células
eletrolíticas) e do uso de reações químicas
para produzir eletricidade (pilhas galvânicas).

 Mg(s)  Mg(s)
2+ + 2e (oxidação)

 Fe(s)
3+ + 3e  Fe(s) (redução)
 Balanceamento de uma equação redox
 1) Identificar as espécies que estão sendo
oxidadas e as que estão sendo reduzidas.
 2) Escrever as duas semi-reações.
 3) Balancear todos os elementos nas semi-
reações, exceto H e O.
 4) Em soluções ácidas, balancear O usando
H2O e então balancear H usando íons H
+.
 5) Em soluções básicas, balancear O usando
H2O e, então, balancear H colocando H2O no
lado que precisa H e OH- do outro lado.
 6) Balancear as cargas elétricas adicionando é
ao lado da redução (esquerdo) e à direita na
oxidação.
 Exemplo: MnO4
1- reage com ácido oxálico,
H2C2O4, em solução ácida, produzindo
manganês(II) e CO2.
 MnO4
1-
(aq) + H2C2O4(aq)  Mn
2+
(aq) + CO2(g)
 Passo 1
 - Redução: MnO4
1-
(aq)  Mn
2+
(aq)
 - Oxidação: H2C2O4(aq)  CO2(g)

 2) Balanceamento exceto H e O:
 MnO4
1-
(aq)  Mn
2+
(aq)
 H2C2O4(aq)  2CO2(g)
 3) Balanceamento de O usando H2O:
 MnO4
1-
(aq)  Mn
2+
(aq) + 4H2O
 H2C2O4(aq)  2CO2(g)

 4) Balanceamento de H usando H1+:
 8H1+ + MnO4
1-
(aq)  Mn
2+
(aq) + 4H2O
 H2C2O4(aq)  2CO2(g) + 2H
1+
 5) Balanceamento de carga elétrica:
 8H1+ + MnO4
1-
(aq) + 5e  Mn
2+
(aq) + 4H2O
 H2C2O4(aq)  2CO2(g) + 2H
1+ + 2e

 16H1+ + 2MnO4
1-
(aq) + 10e  2Mn
2+
(aq) + 8H2O
 5H2C2O4(aq)  10CO2(g) + 10H
1+ + 10e
 ____________________________________________
 6H1+ + 2MnO4
1-
(aq) + 5H2C2O4(aq)  2Mn
2+
(aq) + 10CO2(g) + 8H2O
 Balanceamento de uma reação redox em
solução básica: Oxidação de íons Br1- por
KMnO4 em solução básica.

 1)
 - Redução: MnO4
1-  MnO2
 - Oxidação: Br1-  BrO3
1-
 2) Balanceamento de O usando H2O:
 MnO4
1-  MnO2 + 2H2O
 Br1- + 3H2O  BrO3
1-

 3) Balanceamento de H usando OH1-:
 MnO4
1- + 4H2O  MnO2 + 2H2O + 4OH
1-
 Br1- + 3H2O + 6OH
1-  BrO3
1- + 6H2O
 4) Balanceamento de carga elétrica:
 MnO4
1- + 2H2O + 3e  MnO2 + 4OH
1-
 Br1- + 3H2O + 6OH
1-  BrO3
1- + 6H2O + 6e

 2MnO4
1- + 4H2O + 6e  2MnO2 + 8OH
1-
 Br1- + 3H2O + 6OH
1-  BrO3
1- + 6H2O + 6e
 ________________________________________
 2MnO4
1-+ Br1- + H2O  2MnO2 + BrO3
1- + 2OH1-
 Células Galvânicas
 Pilhas Galvânicas  célula eletroquímica na
qual uma reação química espontânea é usada
para gerar corrente elétrica. Consistem de
dois eletrodos, condutores metálicos, que
fazem contato elétrico com o conteúdo da
pilha e um eletrólito (solução aquosa de um
composto iônico).
 Em uma pilha galvânica, a oxidação acontece
em um eletrodo e a redução em outro.
 Catodo = eletrodo positivo
 Anodo = eletrodo negativo
 Pilha de Daniel:
 O Cu0 é depositado na superfície do eletrodo
de zinco.
 Os elétrons “viajam” através da placa porosa
para preservar a neutralidade elétrica dentro
da pilha e completar o circuito.
 Utiliza-se uma placa porosa para separação
das soluções e, os elétrons viajam através da
placa para preservar a neutralidade elétrica
dentro da cela e completar o circuito.
 Notação das pilhas:

Zn(s)  Zn2+(aq)  Cu2+ (aq)  Cu(s)

A barra dupla representa a Ponte Salina, que
serve para manter contato entre as duas
soluções.

Potencial da pilha ou força eletromotriz (E) 
é uma medida da habilidade de uma reação
da pilha atrair ou liberar elétrons através do
circuito.
 1 V = 1J / C
 Depende da natureza das reações químicas,
das concentrações das espécies e da
temperatura. Quanto maior a tendência das
duas semi-reações ocorrerem maior o
potencial da pilha.
 Como o potencial é dependente da
concentração, é definido o Potencial Padrão
da pilha, E0, para concentrações unitárias, 1
molL-1, ou pressão, 1 atm.
 O potencial das pilhas é medido com
voltímetros. Positivo conectado ao catodo e
negativo conectado ao anodo.
 Potências padrão

Potencial de redução:
 A tendência da semi-reação ocorrer da
esquerda para a direita (redução) é expressa
como seu Potencial de Redução. Quanto
maior este potencial, maior a facilidade da
espécie sofrer redução.
 Potencial da pilha e energia livre de reação

G = - wmáx
 trabalho = (no Coulombs) x (energia
disponível / Coulomb)
 no Coulombs = nF ( sendo n dependente da
semi-reação)
 E = Energia disponível
 Coulomb
 Quando G negativo, a reação da pilha é
espontânea e mede-se um potencial positivo
quando o catodo está conectado ao polo
positivo.
 Quando G positivo, pode-se esperar que
 E > 0.
 Onde: F = constante de Faraday = 9,6485x104 C mol-1;
 n = número de elétrons transferidos entre os eletrodos.
G nFEr  




G nFE
G x Cmol x V
G x VCmol
CV J
G kJmol
r
r
r
r
 
 
 

 



2 9 65 10 11
21 10
1 1
210
4 1
5 1
1
( , ) ,
,
 Para condições padrão: 
 G0r depende dos coeficientes estequiométricos,
mas E0 não.

Célula galvânica:
G nFEr
0 0 
E E Ecatodo anodo
0 0 0 
 Sinal do potencial padrão
 O sinal negativo do potencial padrão nos diz
que, sob certas condições, o metal tem
tendência em reduzir íons H a H2(g) e sofrer
oxidação.
 - E0 positivo nos diz que o metal tem
tendência em oxidar íons oxigênio e sofrer
redução.
 Na prática a tendência termodinâmica nem
sempre é respeitada, ou porque a reação é
muito lenta ou porque há uma camada de
óxido protetora na superfície do metal.
 Exemplo:
 Al reage com HCl mas não com HNO3 porque
os íons Al3+ que são produzidos em ácido
nítrico formam uma camada protetora de
óxido = Passivação
 Série Eletroquímica
 quanto mais negativo o potencial, maior sua
força de redução e mais fácil perde seus
elétrons.

 Potencial padrão e constante de equilíbrio: G G RT Qr r 
0 ln
 Q = quociente da reação.
 Observação, se:
 K>Q  os produtos tendem a ser favorecidos 
pois há maior quantidade de reagentes do 
que de produtos;
 K<Q  os produtos vão se decompor em 
reagentes;
 K=Q  equilíbrio.
 No equilíbrio: Gr = Gr
0 e Q = k, então:
 se Gr
0 positivo, ln k negativo, então k <<1
  reagentes são favorecidos.
G RT kr
0   ln
G RT kr
0   lnG nFEr
0 0 
ln
,
k
nE
V

0
0 025693
 Equação de Nerst
  mostra quantitativamente a dependência
do potencial com respeito à concentração das
espécies envolvidas.

 Zn Zn2+ Cu2+Cu E0 = 1,1V

se reduzirmos a concentração do zinco para
menos de 1 mol L-1, o equilíbrio se deslocará
para a direita, aumentando o potencial da
pilha.
 G G RT Qr r 
0 lnG nFEr
0 0 G nFEr  
E E
RT
nF
Q 0 ln
 a magnitude de E0 é uma indicação da
composição no equilíbrio; reação com alto
potencial tem alto valor de k.

uma corrente elétrica externa vinda de uma
fonte é usada para forçar uma reação química
não espontânea.

as reações que ocorrem têm G > 0 - não
espontâneas.

pode-se conectar uma pilha galvânica a uma
eletrolítica.
 Catodo = eletrodo negativo - redução
 Anodo = eletrodo positivo - oxidação

Potencial necessário para a eletrólise

para que a reação ocorra, é necessário que se
aplique uma tensão igual ou superior ao
potencial da pilha.

na prática aplica-se um potencial maior do
que a da pilha = sobretensão. Produtos da eletrólise

 Como calcular a quantidade de produto para
uma dada quantidade de eletricidade =
 Lei de Faraday: o número de mol de produto
formado por uma corrente elétrica é
estequiométricamente equivalente ao número
de mol de elétron necessário.
 Exemplo:
 Alumínio é produzido a partir de seu óxido
dissolvido em criolita fundida (Na3AlF6).
Calcular a massa de alumínio que pode ser
produzida em um dia em uma pilha
eletrolítica operando continuamente a 105A.
 A criolita não reage.
 Al2O3  2Al
3+

 Al3+ + 3é  Al(l)

 3mol é  1 mol Al

 1 mol é corresponde a 1 F 
 e 1 F = 9,65x104 C mol-1
 Aplicações

Solução de CuSO4 eletrolisada, qual a massa
de cobre e oxigênio obtida?

Corrente = 5,0A
 Tempo = 1,5h

1 A  1Cs-1
 5,0A  x

x = 5,0 C s-1
 carga = corrente x tempo
 carga = 2,7x104 C
 1 F  9,6487 x 104C
 x  2,7x104C 
 x = 0,28F

 1 mol é  1F

 Cu2+ + 2é  Cu(s)

 2mol é  1 mol Cu
 0,28 mol é  x 
 x = 0,14 mol Cu

 1 mol Cu  63,5g
 0,14 mol  x
 x = 8,89g de Cu
 no anodo:
 2H2O  O2 + 4H
+ + 4é

4 mol é  1 mol de O2
 0,28 mol é  x
 x = 0,07 mol O2

1 mol O2  32,0g
 0,07 mol O2  x
 x = 2,24g de O2
 Solução de ácido sulfúrico, tempo = 35min.
 H2 no catodo foi recolhido sobre H2O à
pressão total de 752mmHg e T = 28ºC. Se
VH2 = 145mL, qual a corrente média da
eletrólise? (PH2O = 28mmHg)
 nº de mol de gás H2:

Pparcial = 724mmHg
 T = 301K
 PV=nRT
 n= PV/RT  n = 5,59x10-3 mol

 catodo: 2H+ + 2é  H2(g)
 2 mol é  1 mol H2
 x  5,59x10-3 mol 
 x = 1,12x10-12 mol é
 1 mol é  9,6487 x 104C
 1,12 x 10–12 é  x
 x = 1,08x103 C

 1,08x103C  2100s
 x  1s 
 x = 0,514A – corrente média
 Exemplos de eletrólise

 Eletrólise do NaCl fundido:

Cl-  Cl + é (anodo – oxidação)
 2 Cl  Cl2(g)
 __________________
 2Cl-  Cl2(g) + 2é

 Na+ + é  Na(l) (catodo – redução)
 Outros exemplos.

 Pilhas galvânicas comerciais
 Pilhas primárias - não podem ser
recarregadas. A reação não pode ser invertida
por meio de uma eletrólise.
 Exemplo: pilha seca - bateria de flash comum
 Pilha de Leclanché
 Bateria de mercúrio
 anodo: amalgama de zinco
 catodo: aço inoxidável em contato com óxido
de mercúrio (II)

Pilhas secundárias: podem ser recarregadas.

Exemplo: bateria de chumbo

bateria de Ni-Cd
