UnidadeI Redox

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REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Fevereiro - 2016
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
Química Aplicada à Engenharia
Profª. Josy Ramos
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Reações de Oxi-redução
 Importância
Várias situações comuns podem ser compreendidas ao estudar estas transformações que envolvem a transferência de elétrons, ou seja, os processos de oxidação e redução (REDOX). 
Variedade de reações químicas que envolvem oxidação-redução, tais como: calculadoras, brinquedos, lâmpadas, rádios e eletroeletrônicos que utilizam pilhas alcalinas para funcionarem. 
Outros processos como revelação fotográfica, fotossíntese, respiração, assim como os testes de glicose na urina ou de álcool no ar expirado são outros exemplos de reações que envolvem a transferência de elétrons. 
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Estuda o aproveitamento da transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.
Pode ser dividida em:
Processos galvânicos – Energia química gerando elétrica.
Processos eletrolíticos – Energia elétrica produzindo compostos químicos.
 Envolve a transferência de elétrons e o movimento de íons.
Eletroquímica
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Introdução
A eletroquímica vem tratar das reações de oxirredução, da eletroquímica e das forças eletromotrizes.
As reações de redox estão entre as mais comuns na natureza, sendo assim de suma importância.
A eletroquímica trata de assuntos como a fabricação de baterias, a espontaneidade de reações redox, a corrosão de metais e a galvanização elétrica.
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Reações Redox
Reações que envolvem a transferência de elétrons entre duas espécies reagentes
Em toda reação redox uma substância é oxidada e outra reduzida.
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Reações Redox
Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. 
A oxidação é a perda de elétrons.
Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente.
Redução é o ganho de elétrons.
O agente redutor é oxidado.
O agente oxidante é reduzido.
2H2(g) + O2 (g)  2H2O(g) 
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Reações Redox
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Número de oxidação - Nox
O conceito de Nox surgiu no sentido de ampliar um outro conceito da Química, o de Valência (do latim Valentia, que significa “capacidade”). 
Relacionado à possibilidade de um elemento químico em estabelecer ligações químicas. Sendo assim, Nox é a carga que formalmente um átomo teria em uma substância, admitindo-se que ele somente cedesse ou recebesse elétrons.
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Número de oxidação - Nox
		Nome da Família
		Grupos
		Valência
		Nox
		Metais Alcalinos
		I A
		1
		+1
		Metais Alcalinos Terrosos
		II A
		2
		+2
		Família do Boro
		III A
		3
		+3
		Família do Carbono
		IV A
		4
		+4 ou –4
		Família do Nitrogênio
		V A
		3
		-3
		Família dos Calcogênios
		VI A
		2
		-2
		Família dos Halogênios
		VII A
		1
		-1
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Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.
1ª - Em uma substância simples o Nox de um elemento é sempre ZERO.
EX. : H2, O2, O3, Fe, Zn.
2ª - Íons simples apresentam Nox igual a carga do íon.
EX. :Cl -1, F -1, Na +1, Ca +2, Cu +1, Fe +2, Hg2+2.
3ª - Metais alcalinos, Ag e o cátion Amônio (NH4+1), quando em substâncias compostas, Nox = +1.
EX. : NaCl , (NH4)2S, Ag2S, Na2SO4, KMnO4.
4ª - Metais alcalinos Terrosos, Zn e Cd, quando em substâncias compostas, apresentam Nox = +2.
EX. : BaCl2 , ZnS , CdF2 , ZnSO4.
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Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.
5ª - Al, quando em substâncias compostas, apresentam Nox = +3. EX. : AlCl3, Al2S3, Al2O3.
6ª - Os halogênios, como elementos mais eletronegativos (mais a direita) de substâncias compostas, apresentam Nox = -1. EX. : AgCl, CaCl2, KBr, HF.
7ª - Hidrogênio (H) em substâncias compostas, apresentam Nox = +1. Exceto quando em hidretos metálico (hidrogênio ligado a metal), neste caso apresentará Nox = -1. EX. : HCl, NH3, NaH, CaH2.
8ª - Os calcogênios, quando os elementos mais eletronegativos de uma substância, apresentam Nox = -2. EX. : Na2S, CaS, K2Se, Al2S3, Fe2O3.
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Regras para o cálculo do Nox de elementos em várias substâncias.
9ª - Oxigênio, apresenta Nox = -2.Exceto nos peróxidos (Nox = -1) e nos superóxidos ( Nox = -1/2 ). EX. : H2O, H2O2, CaO, Na2O4, K2O2, Fe2O3.
10ª - Nas substâncias compostas a soma dos Nox = 0. EX. : HNO3 , H2SO4 , H2Cr2O7, Ca(MnO4)2.
11ª - Nos íons compostos a soma dos Nox = carga do íon. EX. : CrO4-2, SO4-2, NO3-1, BO3-3.
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Oxidação e Redução
Oxidação é o aumento do número de oxidação (Nox) de um dado elemento químico através da perda de elétrons.
Redução é a diminuição do número de oxidação de um elemento químico através do ganho de elétrons.
Aumento do Nox = Oxidação
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Diminuição do Nox = Redução
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Oxidação e Redução
Encontre nas reações químicas abaixo, quem sofreu oxidação e quem sofreu redução, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor.
MnO2+ FeSO4+ H2SO4MnSO4+ Fe2(SO4)3+ H2O
K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
H2SO4 + KMnO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
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Semi-reações
As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução.
As semi-reações para:
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq)  Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
	são:
Sn2+(aq)  Sn4+(aq) +2e-
2Fe3+(aq) + 2e-  2Fe2+(aq)
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio ácido
(1) Escreva as equações para todas as semi-reações.
(2) Balanceie todos os átomos exceto H e O.
(3) Balanceie oxigênio ussando H2O.
(4) Balanceie hidrogênio usando H+.
(5) Balanceie as cargas usando e-.
(6) Equilibre o número de elétrons.
(7) Some as semi-reações.
(8) Verifique o balanceamento.
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio ácido
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio ácido
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio ácido
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio básico
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Balanceamento
Método do íon elétron: Meio básico
Balanceie a seguinte reação em meio básico:
MnO4- (aq) + Br- (aq)  MnO2 (aq) + BrO3-
Determine os estados de oxidação
Separe em semi-reações
Balanceie os átomos diferentes de H e O
Balanceie o O adicionando o dobro de OH- do lado oposto da reação
Adicione H2O para cada 2 hidroxilas adicionadas no item anterior
Verifique se as cargas estão balanceadas
Multiplique as semi-reações para balancear os életrons é
Some as semi-reações para obter a reação balanceada.
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Balanceamento
Exercicios:
Escreva as equações balanceadas para as reações de oxi-redução em meio ácido, indique a substância oxidada e a substância reduzida, o agente oxidante e o agente redutor.
(a) MnO4-(aq) + HSO3-(aq) → Mn2+(aq) + SO42-(aq)
(b) Cr2O72-(aq) + Fe2+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq)
Escreva as equações balanceadas para as reações de oxirredução em meio básico, indique a substância oxidada e a substância reduzida, o agente oxidante e o agente redutor.
(a) ClO-(aq) + CrO2-(aq) → Cl-(aq) + CrO42-(aq)
(b) Al(s) + OH-(aq) → Al(OH)4-(aq) + H2(g)
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PILHAS E ACUMULADORES
Setembro - 2014
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
Química Aplicada à Engenharia
Profª. Josy Ramos
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Pilhas e Acumuladores
 Célula eletroquímica:
É um dispositivo em que uma corrente elétrica é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea. 
As células eletrolíticas podem ser de dois tipos:
Reação química produz uma corrente elétrica
Corrente elétrica gera uma
reação química
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
É uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica. A
transferência de elétrons para esse caso ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. 
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
zinco (Zn)
solução de sulfato de cobre (II)
Cu2+(aq) + SO42-(aq)
cobre (Cu)
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
a transferência de elétrons ocorre externamente às células 
eletrodos (condutores metálicos):
anodo  ocorre a oxidação (-)
catodo  ocorre a redução (+) 
eletrólito (meio condutor iônico)
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
ex: Tira de zinco colocada em contato com uma solução contendo Cu2+:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
a transferência de elétrons ocorre externamente às células 
eletrodos (condutores metálicos):
anodo  Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
catodo  Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 
eletrólito (meio condutor iônico)
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
REQUISITO DE FUNCIONAMENTO: para uma célula voltaica funcionar, as soluções nas duas semi-células devem permanecer eletricamente neutras.
ex: Devido o Zn ser oxidado no compartimento do anodo, os íons Zn2+ surgem na solução. Portanto, deve existir algum meio de os íons positivos migrarem para fora do compartimento do anodo ou para os íons negativos migrarem para dentro do compartimento ou os íons negativos migrarem para fora do seu compartimento. 
Solução: inserir uma barreira porosa ou uma ponte salina
ponte salina  tubo em forma de U que contém uma solução de eletrólito (ex: NaNO3(aq)) misturado em gel. Conforme a oxidação e a redução ocorrem nos eletrodos, os íons da ponte salina migram para neutralizar a carga nos compartimentos da célula. 
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Pilhas e Acumuladores
Célula galvânica ou voltaica:
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Pilhas e Acumuladores
Força Eletromotriz (fem):
Diferença de potencial que empurra os elétrons por uma circuito externo. 
 A diferença de potencial por caga elétrica entre dois eletrodos é medida em volts (V). 
1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para fornecer 1 J de energia para uma carga de 1 coulomb (C). 
1 V = 1 J/C
 A fem de uma pilha é denominada de potencial da célula (Ecel) 
 O potencial da célula é a diferença entre dois potenciais de eletrodo:
 E0cel = E0red(catodo) – E0red(anodo)
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Pilhas e Acumuladores
Força Eletromotriz (fem):
Semi-reação de referência: 
 2H+(aq, 1 mol/L) + 2e-  H2(g, 1atm) a 25oC E0red = 0 V
Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH)
O EPH é um catodo que consiste de um eletrodo de Pt em um tubo colocado em uma solução 1 mol/L de H+. O H2 é borbulhado através do tubo.
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Espontaneidade das Reações Redox
 Verificando a espontaneidade das reações de oxi-redução
A espontaneidade de uma reação de oxi-redução pode ser estabelecida a partir dos valores da diferença de potencial (E).
E = ERED (redução) - ERED (oxidação)
Quando a reação ocorre nas condições padrão (1 atm, 25°C e a concentração de íons a 1 mol/L), escreve-se um sobrescrito 0 no E (E0)
E0 = E0RED (redução) – E0RED (oxidação)
Valor positivo de E indica um processo espontâneo
Valor negativo de E indica um processo não espontâneo
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Espontaneidade das Reações Redox
Potenciais-padrão de redução em água a 25oC
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Reações de Oxi-redução
ex: Cl2(g) + 2I-(aq) → 2Cl-(aq) + I2(g) 
Nessa reação o I- é oxidado a I2 e o Cl2 é reduzido a Cl-. Escrevendo as semi-reações correspondentes e os potenciais padrão de redução associados: 
Redução: Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)
Oxidação: 2I-(aq) → I2(g) + 2e-
E0 = E0RED (redução) – E0RED (oxidação)
E0 = 1,36 – 0,54 = +0,82 V
Em virtude do valor de E0 ser positivo, a reação é espontânea no sentido escrito.
E0RED = +1,36 V
E0RED = +0,54 V
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Pilhas e Acumuladores
Força Eletromotriz (fem):
ex: Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
E0cel = E0red(catodo) – E0red(anodo)
0,76 V = 0 V – E0red(anodo) 
E0red(anodo) = - 0,76 V
 
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Reações de Oxi-redução
Potenciais-padrão de redução em água a 25oC
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Pilhas e Acumuladores
Variação da Energia Livre de Gibbs
A variação na energia livre de Gibbs, ∆G, é uma medida de espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constante.
∆G = we = - neNAE
eNA = carga por mol de elétron = Constante de Faraday (F)
eNA = F = 1,602.10-19 C x 6,022.1023 (mol.e-1)-1 
F = 96500 C/mol = 96500 J/V.mol
 
= - nFE
nº de elétrons transferidos na reação
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Pilhas e Acumuladores
Condições de Espontaneidade
 E = ERED(catodo) – ERED(anodo)
 ∆G = -nFE 
 Se E > 0 → ∆G < 0 → REAÇÃO ESPONTÂNEA
- Se E < 0 → ∆G > 0 → REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA
- Se E = 0 → ∆G = 0 → REAÇÃO EM EQUILÍBRIO 
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Pilhas e Acumuladores
Condições de Espontaneidade
ex: 4 Ag(s) + O2(g) + 4H+(aq) → 4Ag+(aq) + 2H2O(l) 
Calcule os valores de E0 e ∆G
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À medida que a reação ocorre, a cor azul dos íons Cu2+ desaparece e o cobre metálico deposita-se no zinco, que é essa parte escura sobre a tira de zinco e no fundo do recipiente. Ao mesmo tempo, o zinco começa a se dissolver. Numa célula galvânica os metais são interligados para que os elétrons se transfiram pelo fio que os une. 
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Os ânions sempre migram no sentido do anodo e os cátions sempre migram no sentido do catodo. 
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Como toda célula voltaica envolve 2 semi células, não é possível medir o potencial-padrão de redução de uma semi-reação diretamente. Porém, se for atribuido um potencial-padrão de redução para uma determinada semi reação de referência, pode-se determinar os potenciais. 
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