Aula Oxido-Redução

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Equilíbrio de Oxidação – Redução 
Universidade Federal de Alagoas 
Escola de Enfermagem e Farmácia 
Química Analítica 1 
Ayonara Marina Oliveira de Melo 
Hanile Hister dos Santos 
Mirella Priscilla dos Santos Vieira 
Saulo Vitor Silva 
Thays Sousa Fontes 
Conteúdo: 
1. Aplicações 
2. Definição de reações redox 
3. Agente oxidante e agente redutor 
4. Balanço de massa e de carga em reações redox 
5. Agentes oxidantes e redutores importantes 
6. Células eletroquímicas 
7. Células galvânicas e eletrolíticas 
8. Potencias de eletrodo 
9. Potencial padrão de eletrodo 
10. Equação de Nernst 
11. Exemplos 
 
 
 
Aplicações 
Podemos encontrar exemplos de reações oxirredução: 
• Metalurgia (reações de corrosão e de 
eletrodeposição) 
• Bioquímica (processos de degradação denutrientes 
para a geração de energia, no metabolismo de 
organismos quimiolitotrófilos) 
 
• Aplicação de pilhas, baterias e outras fontes de 
energia; 
• Reações de combustão, escurecimento de alguns 
alimentos (banana, batata, maçã) e muitos exemplos 
do cotidiano. 
 
Aplicações 
Reações de Oxidação – Redução 
 As reações de oxidação-redução que interessam a Química analítica 
são, em sua maior parte, reações reversíveis. 
 
• Transferências de elétrons entre as espécies envolvidas. 
 
Reações redox duas semi-reações simultâneas. 
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons) 
 
Em uma reação redox o número de elétrons cedidos por uma espécie 
deve ser igual ao número de elétrons ganhos por outra espécie. 
Reações de Oxidação – Redução 
 
A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação 
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução 
 
• Agente oxidante é aquele que se reduz. 
• Agente redutor é aquele que se oxida. 
 
 
Fe2+ + Ce4+ ⇆ Fe3+ + Ce3+ 
 
Reações de Oxidação – Redução 
Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons. 
Agente redutor se oxida porque doa elétrons. 
Exemplo 1: 
1) Fe2+ + Ce4+ ⇆ Fe3+ + Ce3+ 
Semi – reações: Fe2+ ⇆ Fe3+ + e- Reação de oxidação 
Ce4+ + e- ⇆ Ce3+ Reação de redução 
 
 
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução 
Reações com estequiometria 1:1 
Ce4+ + 1e- ⇆ Ce3+ semi-reação de redução 
Fe2+  ⇆ Fe3+ + 1e- semi-reação de oxidação 
Ce4+ + Fe2+  Ce3+ + Fe3+ reação redox completa 
 
 
 
Ce4+ é o agente oxidante, porque se reduz. 
Fe2+ é o agente redutor, porque se oxida. 
 
Reações de Oxidação – Redução 
Na prática, em muitas reações de oxidação-redução devem ser 
adicionadas as espécies H+, OH- ou H2O para que o balanceamento 
fique correto. 
Exemplo 2: 
Semi – reações: 
5 Fe2+ ⇆ 5 Fe3+ + 5e- Oxidação 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇆ Mn2+ + 4 H2O Redução
 
 
2) 5Fe2+ + MnO4
- + 8H+ ⇆ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O 
 
 
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇆ Mn2+ + 4 H2O semi-reação de redução 
5 Fe2+ ⇆ 5 Fe3+ + 5e- semi-reação de oxidação 
5Fe2+ + MnO4
- + 8H+ ⇆ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O 
reação redox completa 
 
 
 
MnO4
- é o agente oxidante, porque se reduz. 
Fe2+ é o agente redutor, porque se oxida. 
 
Reações com estequiometria 5:1 
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução 
Reações com estequiometria 5:2 
Exemplo 3: balancear a equação MnO4
- + NO2
- ↔ Mn2+ + NO3
- 
1. Balanceamento de massa 
Considerando os quatro átomos de oxigênio presentes no 
lado esquerdo da equação, adicionamos 4 móis de H2O do 
lado direito da equação, o que significa que temos de 
adicionar 8 móis de H+ do lado esquerdo: 
 
MnO4
- + 8H+ ↔ Mn2+ + 4H2O 
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução 
Reações com estequiometria 5:2 
2. Balanceamento de carga 
É necessário adicionar 5 e- do lado esquerdo da reação: 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ↔ Mn2+ + 4H2O 
3. Balanceamento de massa 
Adicionamos 1mol de H2O do lado esquerdo da equação 
para suprir o oxigênio e 2 móis de H+ do lado direito para 
balancear o hidrogênio. 
 
NO2
- + H2O ↔ NO3
- + 2H+ 
Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução 
Reações com estequiometria 5:2 
4. Balanceamento de carga 
Adiciona-se 2 e- no lado direito para balancear as cargas: 
 
 
NO2
- + H2O ↔ NO3
- + 2H+ + 2e- 
5. Balanceamento do número de elétrons 
Multiplica-se a primeira por 2 e a segunda por 5 para que o 
número de elétrons perdido seja igual ao número de elétrons 
ganho. Então combinamos as duas semi-reações para obter: 
2MnO4
-+16H++10e-+5NO2
-+5H2O ↔ 2Mn
2++ 8H2O+5NO3
-+10H++10e- 
2MnO4
-+ 6H++ 5NO2
- ↔ 2Mn2++ 3H2O + 5NO3
- 
2 x (MnO4
- + 8H+ + 5e- ↔ Mn2+ + 4H2O) 
5 x (NO2
- + H2O ↔ NO3
- + 2H+ + 2e-) 
Agentes oxidantes e redutores importantes 
Química Inorgânica Química Orgânica 
Oxidantes Redutores Oxidantes Redutores 
KMnO4 SO2 KMnO4 LiAlH4 
K2Cr2O7 H2SO3 K2CrO4 NaBH4 
HNO3 H2S KIO4 
Halogênios HI 
H2O2 SnCl2 
Células eletroquímicas 
 Reações redox que interessam à química analítica são, em 
sua maior parte, reações reversíveis e a posição de equilíbrio é 
determinada pelas tendências relativas dos reagentes em doar ou 
receber elétrons, as quais podem variar de acordo com as espécies 
envolvidas na reação. 
 
 
 
Reações redox ocorrem em células eletroquímicas 
Células eletroquímicas 
 Muitas reações de oxidação-redução podem ser 
realizadas de duas formas: 
 
1. Oxidante e o redutor em contato direto 
Exemplo: pedaço de cobre é imerso é imerso em uma solução 
contendo nitrato de prata, promovendo a redução do íon prata e 
a oxidação do Cu metálico. 
 
Ag+ + e- ↔ Ag(s) (2x) 
Cu(s) ↔ Cu2+ + 2e- 
 
2Ag+ + Cu(s) ↔ 2Ag(s) + Cu2+ 
 
Células eletroquímicas 
 Muitas reações de oxidação-redução podem ser 
realizadas de duas formas: 
 
2. Células eletroquímicas 
 Uma célula eletroquímica é um arranjo constituído de 
dois eletrodos, geralmente metálicos, cada um em contato com 
uma solução de um eletrólito adequado. 
 
 A ponte salina é utilizada para impedir que as soluções 
se misturem, mas ao mesmo tempo evitar o acúmulo de cargas 
positivas e negativas nas semi-células. Os íons que compõem a 
ponte salina migram de um lado para o outro e neutralizam o 
excesso de cargas nas soluções. 
 
 Muitas reações de oxidação-redução podem ser 
realizadas de duas formas: 
 
2. Células eletroquímicas 
 A ponte salina é uma solução de um eletrólito, por 
exemplo, cloreto de potássio, contida em um tubo de vidro em 
forma de U, cujas extremidades em contato com as soluções 
dos béqueres são fechadas com tampões de um material 
poroso. 
 A ponte salina proporciona um caminho para a 
migração dos íons sem que haja mistura das soluções, para 
garantir a neutralidade nos compartimentos de uma célula 
eletroquímica. 
Células eletroquímicas 
Cátodo: eletrodo no qual ocorre a redução 
Ânodo: eletrodo no qual ocorre a oxidação 
 
Células galvânicas ou voltaicas: armazenam energia elétrica. 
As reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir 
espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo 
para o cátodo, que é conduzido através de um condutor 
externo. 
 
Célula eletrolítica: requer uma fonte externa de energia 
elétrica para sua operação, ou seja, consome energia. 
Células eletroquímicas 
Células galvânicas Células eletrolíticas 
Ânodo Cátodo 
e- 
Baterias dos automóveis 
Quando está sendo 
carregada pelo gerador ou 
carregador externo, está 
consumindo energiaexterna. 
 
Reação não espontânea. 
Quando é empregada 
para fazer funcionar os 
faróis, o rádio ou a 
ignição, está liberando 
a energia armazenada. 
 
Reação espontânea. 
Célula eletrolítica Célula galvânica 
Cu|Cu2+(0,0200 mol L-1)||Ag+(0,0200 mol L-1)|Ag 
Obs: linha vertical simples indica um limite entre fases (semi-célula) e a 
linha vertical dupla representa dois limites, um em cada extremidade da 
ponte salina. 
Direferença de potencial e corrente elétrica 
 A diferença de potencial que se desenvolve entre os eletrodos 
de uma célula eletroquímica é uma medida da tendência da reação 
em prosseguir a partir de um estado de não-equilíbrio para a 
condição de equilíbrio. 
 
 A corrente elétrica que flui através do circuito é proporcional 
à velocidade da reação química, ou seja, um conceito cinético. 
 
 O potencial da célula (Ecél) é proporcional à variação de 
energia livre ΔG, portanto, um conceito termodinâmico. O potencial 
da célula está relacionado à variação de energia livre de Gibbs da 
reação ΔG por: 
ΔG = -nFE = -RT ln Keq Obs: E = T / q 
Quando Ecél > 0, ΔG < 0: reação espontânea V = J/C 
Quando Ecél < 0, ΔG > 0: reação não espontânea 
Potencial de eletrodo 
 Cada semicélula é caracterizada por um certo potencial de 
eletrodo que representa a tendência das substâncias a se reduzirem ou 
se oxidarem. 
 O potencial de um eletrodo só pode ser medido em 
comparação com outras semicélulas. 
 O eletrodo adotado como eletrodo padrão para medir o 
potencial de outros eletrodos foi o eletrodo padrão de hidrogênio 
(EPH) 
 Razões para a escolha: 
 - ser de fácil construção 
 - exibir comportamento reversível 
 - capaz de produzir potenciais constantes e reprodutíveis 
 É o potencial de uma célula onde o eletrodo em questão é 
aquele do lado direito e o EPH é o da esquerda. 
DEFINIÇÃO DO POTENCIAL DO ELETRODO 
DEFINIÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DO ELETRODO 
(E0) 
 Potencial padrão de eletrodo de uma semirreação é 
definido como o potencial de eletrodo quando as atividades dos 
reagentes e produtos são iguais a unidade. 
?célula EPHE E E 
De acordo com a convenção de sinais da IUPAC: 
célula direita esquerdaE E E 
• Se a semicélula força a outra espécie a aceitar elétrons, 
provocando a redução, o E0  0. 
• Se a semicélula aceita elétrons da outra espécie, oxidando, o E0 
 0. 
 
Assim, agentes oxidantes possuem E0  0. 
Agentes redutores possuem E0  0. 
 
Concluindo, comparando duas semirreações, aquela que possuir 
maior potencial de redução força a outra a ceder elétrons, 
considerando a condição padrão de medição. 
 
Potencial padrão de eletrodo, E° 
A tendência do mais positivo é sofrer redução e do mais negativo oxidar-se. 
 
Constante de Equilíbrio 
• Aplicação mais útil do potencial padrão; 
 
• Pode ser aplicada para outras reações, desde 
que ela possa ser expressa em semi-reações. 
• A energia livre de Gibbs padrão de uma 
solução pode ser descrita por duas equações: 
 
OU 
Quando relacionada a 
constante de equilíbrio Quando relacionada ao 
potencial da célula 
∆𝐺° = −𝑛𝐹𝐸° 
∆𝐺° = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾 
Constante de Equilíbrio 
• Dispondo as duas equações: 
 
ln 𝐾 = 
𝑛𝐹𝐸°
𝑅𝑇
 
𝑛𝐹𝐸° = 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝐾 
Quando E° for muito 
positiva: 
K>>1 
Quando E° for muito 
negativo: 
K<<1 
 
Constante de Equilíbrio 
• Exemplo 
Calcule a constante de equilíbrio da reação abaixo, em 
25°C. 
3I2(s) + 2Al(s) 6I
-
(aq) + 2Al
3+
(aq) 
 
 
Constante de Equilíbrio 
Equação de Nernst 
• Quando a reação se direciona ao equilíbrio: 
• as concentrações se alteram 
• e ∆𝐺 se aproxima de zero 
• Em equilíbrio: 
• a diferença do potencial de eletrodo é zero 
• a reação não pode mais executar trabalho 
• É utilizada: 
• Calcular E° da célula em condições fora do padrão 
• Em biologia, para estimar a diferença de potencial entre as 
membranas 
 
𝑬𝒄é𝒍𝒖𝒍𝒂 = 𝑬𝒄é𝒍𝒖𝒍𝒂° −
𝑹𝑻
𝒏𝑭
𝒍𝒏 𝚀 
Exercício 1 
• Calcular a constante da reação Fe(s) + Cd2+(aq) ⇆ Fe2+(aq) + Cd(s). 
E°global = +0,04V 
• Quais as concentrações de equilíbrio se os íons Fe2+ e Cd2+ tem cada 
um, a concentrações inicial de 1,0 mol/L. 
 
Exercício 2 
• Desenhe uma pilha galvânica em que ocorra a seguinte reação 
global: 
• Ni2+(aq) + Fe(s) ⇆ NI(s) + Fe2+(aq) 
a) Identifique o cátodo e o ânodo 
b) Indique as cargas nos eletrodos 
c) Indique a direção do fluxo de elétrons 
d) Se as concentrações dos íons são 1 mol/L cada um, qual o 
potencial da pilha? Eº Fe2+ = -0,44 V; Eº Ni2+ = -0,25 V 
Referências 
• Equilíbrio Químico, Sousa, G.P., 2003 <www.c l 
u b e d a q u i m i c a .c o m> 
• Redox – Química Analítica 1, Mendonça, 
A.G.R.. 
• Equilíbrio oxidação – redução, Galdino, F.C.A.