Aula Eq oxido reducao PARTE 1

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Prof. Dr. André Gustavo Ribeiro Mendonça – Química Analítica 1 
 
 
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EQUILÍBRIO DE ÓXIDO REDUÇÃO 
 
 equilíbrios associados a reações redox: 
envolvem reações de oxidação (perda de elétrons) e 
redução (ganho de elétrons). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5Fe
2+
 + MnO4
-
 + 8H
+ 
 5Fe
3+
 + Mn
2+
 + 4H2O 
 
 
 
Nox = Noxf – Noxi 
 
Nox Fe = (+3) – (+2) = +1 (perda de 1 elétron) 
Nox Mn = (+2) – (+7) = –5 (ganho de 5 elétrons) 
 
A espécie é considerada oxidada quando doa 
elétrons (agente redutor) 
A espécie é considerada reduzida quando recebe 
elétrons (agente oxidante) 
 
 
 
Oxidação (n = 5 elétrons) 
Redução (n = 5 elétrons) 
Reações redox envolvem processo de transferência 
de elétrons de uma espécie para outra ∴ promovem 
variação do número de oxidação das espécies 
químicas envolvidas 
 agente redutor: sofre oxidação 
 agente oxidante: sofre redução 
 
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 2 
 
2Fe
3+
 + Sn
2+
 2Fe
2+
 + Sn
4+
 
 
É composta de duas semi reações: 
 
2Fe
3+
 + 2e
-
 2Fe
2+
 
Receptor de elétrons = espécie reduzida = agente oxidante 
 
Sn
2+
 Sn
4+
 + 2e
-
 
Doador de elétrons = espécie oxidada = agente redutor 
 
 
 Classificação dos sistemas oxidantes e redutores 
segundo sua força (atividade química): 
 OOxxiiddaanntteess FFoorrtteess:: tem grande tendência a receber 
elétrons, inclusive de redutores fracos (que cedem 
elétrons com dificuldade); 
 OOxxiiddaanntteess FFrraaccooss:: tem pouca tendência para 
receber elétrons, geralmente reduzem apenas redutores 
fortes (que recebem elétrons com facilidade); 
 RReedduuttoorreess FFoorrtteess:: cedem elétrons com facilidade; 
 RReedduuttoorreess FFrraaccooss:: cedem elétrons com dificuldade. 
 
⋆ Certas substâncias podem atuar como oxidante ou 
redutores frente a outros redutores ou oxidantes, 
respectivamente: 
 
5H2O2 + 2MnO4
-
 + 6H
+
 5O2 + 2Mn
2+
 + 8H2O 
 
H2O2 = agente redutor 
 
H2O2 + 2I
-
 I2 + 2H2O 
 
H2O2 = agente oxidante 
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Pilha de Daniell (britânico John Frederic Daniell) 
 
 eletrodos de cobre e zinco interligados e 
respectivamente imersos em solução 1 mol L
-1 
de íons 
Cu
2+
 e Zn
2+
, a 25ºC. 
 
As barras de zinco e de cobre são denominadas 
eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as 
reações de oxidação e de redução. Se os eletrodos de 
zinco e cobre forem ligados entre si, por meio de um 
circuito externo, haverá um fluxo de elétrons através 
desse circuito, do eletrodo de zinco para o de cobre. 
 
 
 
 Notação das células galvânicas: forma como ocorre a 
reação 
Convenção: eletrodo da esquerda = oxidação 
 eletrodo da direita = redução 
 
Zn(s) | Zn
2+
(aq) || Cu
2+
(aq) | Cu(s) 
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Potenciais Padrão 
E
o
 = potencial padrão ≡ magnitude (força!) da redução 
OBS: termo “padrão” significa [] 1 mol.L-1 (ou 1 atm) e T = 25ºC 
E = potencial da reação 
 
 E
o
 = E
o
(direita) – E
o
(esquerda) 
 E
o
 = E
o
(red) – E
o
(oxid) 
 
Exemplo 1: qual potencial padrão da pilha de Daniell? 
Cu
2+
 + 2e
-
 Cu
0
 E
0
 = + 0,34 V 
Zn
2+
 + 2e
-
 Zn
0
 E
0
 = - 0,76 V 
Resolução: 
Eo = Eo(red) – E
o
(oxid) 
Eo = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V 
 
E0 com altos valores positivos ≡ tendência maior de reduzir 
E0 com altos valores negativos ≡ tendência maior de oxidar 
 
 Uma reação com alta capacidade de empurrar e puxar 
elétrons gera alto potencial, ou seja, alta voltagem. 
 Uma reação com baixa capacidade de empurrar e puxar 
elétrons gera baixo potencial, ou seja, baixa voltagem. 
 
 
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IMPORTANTE! Quando o potencial da célula é igual a 
zero = equilíbrio (p. e. bateria descarregada) 
 
 
 
⇛ Não sendo possível medir o valor absoluto do E de um 
eletrodo, deve-se definir um eletrodo padrão. O eletrodo 
de referência padrão adotado internacionalmente é o de 
hidrogênio ao qual se atribui o E
0 
= zero. 
 
Assim, as tabelas de potenciais padrão se referem à 
tendência de redução das espécies em relação ao eletrodo 
de hidrogênio, conforme exemplo: 
 
 
 
Cu
2+
 + 2e- Cu
0
 E
0
 = +0,34 V (sofre redução) 
Zn
2+
 + 2e- Zn
0
 E
0
 = -0,76 V (sofre oxidação) 
 
Relembrando: Eo = Eo(red) – E
o
(oxid) 
Eo = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V 
 
 O que significa E
o
(red) – E
o
(oxid)? 
 
- 0,76 V + 0,34 V 
No entanto, os valores de E são relativos (ou seja, 
não são absolutos!). 
 
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A diferença de potencial de uma pilha (ddp) pode ser 
obtida por um voltímetro, que deve ser instalado entre 
os dois eletrodos da pilha, porque cada eletrodo tem um 
potencial, os elétrons fluem devido à diferença de 
potenciais de cada eletrodo. A ddp registrada para a 
pilha zinco-cobre é igual a 1,10 V, ou seja, a ddp entre 
os eletrodos de zinco e cobre é igual a 1,10 V. 
 
Numa reação global, quando: 
 
Eo > 0 = ddp > 0 ≡ reação espontânea 
Eo < 0 = ddp < 0 ≡ reação não espontânea 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplo 2: é possível ocorrer reação entre Fe (Fe
2+
/Fe
3+
) e 
Sn (Sn2+/Sn4+)? 
 
Resolução: 
1º) Definir quais os produtos da reação e expressar as 
equações das semi reações: 
 
Fe3+ + e- Fe2+ Eo = 0,771 V 
Sn4+ + 2e- Sn2+ Eo = 0,154 V 
 
↳ Como o potencial de redução de Fe3+/Fe2+ é maior, então o 
sentido da reação será: 
 
Fe3+ + e- Fe2+ Eo = 0,771 V 
Sn2+ Sn4+ + 2e- Eo = 0,154 V 
 
2º) Multiplicar as semi reações pelo fator que iguale o 
número de elétrons: 
 
Fe3+ + e- Fe2+ ((xx 22)) Eo = 0,771 V 
Sn2+ Sn4+ + 2e- Eo = 0,154 V 
 
3º) Somar as reações das semi reações: 
 
2Fe3+ + 2e- 2Fe2+ Eo = 0,771 V 
Sn
2+
 Sn
4+
 + 2e
-
 E
o
 = 0,154 V 
 
2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ 
 
Eo = Eo(red) – E
o
(oxid) 
 
Eo = 0,771 – 0,154 = 0,617 V 
 
Eo > 0 = ddp > 0 ≡ reação espontânea!! 
0
SnSn
0
FeFe
0
4223 EEE  
(NÃO multiplicar Eo)