Reações de oxidação-redução

Prévia do material em texto

Universidade Estadual de Maringá
Centro de Ciências Exatas
Departamento de Química
1° Prática
Reações de oxidação-redução
(Exercícios de aprendizado)
 Docente: 
 
 Discentes:
Maringá, setembro de 2019
Reações:
REAÇÃO 1: Cu2+ +2e- Cu0 E0= 0,3419 V
 Fe2+ +2e- Fe0 E0= - 0,447 V
Como observamos o ferro oxidar de metálico para 2+ invertemos a semi-reação do Fe:
 Cu2+ +2e- Cu0 E0= 0,3419 V
 Fe0 Fe2+ +2e- E0= 0,447 V
Como ambas as reações possuem o mesmo número de elétrons, cortamos os elétrons e somamos as semi-reações para obter a reação global balanceada:
 Cu2+ + Fe0➔ Fe2++ Cu0 E0= 0,7889
REAÇÃO 2: SO42- +2H+ +2e- SO32- + H2O E0= 0,17 V
 MnO4- + 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O E0= 1,507 V
Sabemos que a cor violeta proveniente do Mn 7+ desaparece então a semi-reação do Mn não se inverte, pois ele está reduzindo, invertemos então a semi-reação do S042-:
 SO32- + H2O SO42- +2H+ +2e- E0= - 0,17 V
 MnO4- + 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O E0= 1,507 V
Como os elétrons devem se cancelar multiplicamos a reação do SO32- por 5 e a reação do Mn04- por 2:
 5SO32- + 5H2O 5SO42- +10H+ +10e- E0= - 0,17 V
 2MnO4- + 16H+ +10e- 2Mn2+ + 8H2O E0= 1,507 V
Cortando os elétrons e somando as meias-reações temos a equação global balanceada:
 5SO32- + 2MnO4- + 6H+ 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- E0= 1,337 V
REAÇÃO 3: HNO2 + H+ +e- NO + H20 E0= 0,983 V
 Cu2+ +2e- Cu0 E0= 0,3419 V
Como usamos raspas de Cobre metálico, temos que inverter a semi-reação dele, pois ele oxida:
 Cu0Cu2+ +2e- E0= - 0,3419 V
Como temos 2 elétrons para cortar na reação do Cobre, multiplicamos a reação do HNO2 por 2:
 2HNO2 + 2H+ +2e- 2NO + 2H20 E0= 0,983 V
Como temos o mesmo número de elétrons, os cortamos e somamos as meias-reações para obter a reação global balanceada:
 2HNO2 + 2H++ Cu0 Cu2+ + 2NO + 2H20 E0= 0,6411 V
REAÇÃO 4: NO(g) + O2(g) ➔ NO2(g) 
Balanceando temos:
 2NO(g) + O2(g) ➔ 2NO2(g)
REAÇÃO 5: MnO4- + 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O E0= 1,507 V
 Cl2(g) + 2e- 2Cl- E0= 1,35827 V
Como temos a formação de um gás esverdeado devemos inverter a semi-reação do Cloro, pois ele reduz:
 2Cl- Cl2(g) + 2e- E0= - 1,35827 V
Para cancelarmos os elétrons em ambas reações, multiplicamos a reação do Cloro por 5 e a do Manganês por 2:
 2MnO4- + 16H+ +10e- 2Mn2+ + 8H2O E0= 1,507 V
 10Cl- 5Cl2(g) + 10e- E0= - 1,35827 V
Cancelando os elétrons e somando as meias-reações temos a equação geral balanceada:
 2MnO4- + 16H+ + 10Cl- ➔ 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2(g) E0= 0,14873 V
REAÇÃO 6: MnCl2 + NaOH ➔ MnOH2 + NaCl
Reação de dupla troca, balanceando temos:
 MnCl2 + 2NaOH ➔ Mn(OH)2 + 2NaCl
REAÇÃO 7: Mn(OH)3 + e- Mn(OH)2 + OH- E0=0,15 V
 O2 + 2H20 + 4e- 4OH- E0= 0,401 V
Como temos o Hidróxido de Manganês reagindo com o O2, invertemos a primeira semi-reação:
 Mn(OH)2 + OH- Mn(OH)3 + e- E0= - 0,15 V
Como temos 4e- para cancelar na segunda semi-reação, multiplicamos a primeira por 4:
 4Mn(OH)2 + 4OH- 4Mn(OH)3 + 4e- E0= - 0,15 V
Agora cancelamos os elétrons e somamos as semi-reações para obtermos a reação global balanceada:
 4Mn(OH)2 + O2 + 2H20 ➔ 4Mn(OH)3 E0= 0,251 V
REAÇÃO 8: Mn(OH)3 + e- Mn(OH)2 + OH- E0=0,15 V
 Br2+ 2e- ➔ 2Br- E0= 1,0873 V
Como reagimos a água de Bromo com o Mn(OH)2 devemos inverter a semi-reação do Manganês:
 Mn(OH)2 + OH- Mn(OH)3 + e- E0= - 0,15 V
Como temos 2e- na reação do bromo, multiplicamos essa semi-reação por 2:
 2Mn(OH)2 + 2OH- 2Mn(OH)3 + 2e- E0= - 0,15 V
Cortando os elétrons e somando as semi-reaçãoes obtemos a reação global balanceada:
 2Mn(OH)2 + 2OH- + Br2 2Mn(OH)3 + 2Br- E0= 0,9373 V
 Exercícios:
1) Defina agente oxidante e agente redutor e o que ocorre com cada um deles numa reação redox. 
 A substância que torna possível que uma outra seja oxidada é chamada agente oxidante ou oxidante. O agente oxidante remove elétrons de outra substância, adquirindo-os para si; portanto, o agente oxidante é reduzido. Analogamente, um agente redutor ou um redutor é uma substância que fornece elétrons, fazendo assim com que outra substância seja reduzida. O agente redutor é oxidado no processo. [1]
2) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de átomos neutros e gases nobres.
	Para um átomo neutro seu número de oxidação será igual a zero, os gases nobres são tipicamente não reativos, ao não ser sob condições extremas, logo eles não oxidam nem reduzem, são geralmente utilizados para evitar um reação redox entre outros compostos como o argônio que é utilizado em lâmpadas de bulbo para prevenir a oxidação do filamento de tungstênio
3) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de íons monoatômicos e poliatômicos. 
	Para um íon monoatômico o número de oxidação será igual à carga do íon, como exemplo: K+ tem número de oxidação de + 1 e S2- tem estado de oxidação 2-. Para íons poliatômicos a soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é igual à carga do íon, por exemplo, no íon hidrônio, H3O+ o número de oxidação de cada hidrogênio é +1 e de cada oxigênio é -2. A soma dos números de oxidação é 3(+1) + (-2) = +1, que é igual à carga líquida do íon.
4) O que é uma reação redox parcial (também chamada de “semi-reação” ou “meia reação”) e uma reação global. Dê um exemplo.
	Em uma reação redox ocorre simultaneamente o processo de redução e de oxidação, quando analisamos somente a redução ou a oxidação de uma substância então é analisado somente as semi-reações, como por exemplo:
Oxidação: Sn2+(aq) → Sn4+(aq) + 2é
Redução: 2Fe3+(aq) + 2é → 2Fe2+(aq)
	A reação global é a junção das semi-reações:
Reação Global: Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
5) Defina “potencial redox”, “potencial-padrão de redução” e “potencial-padrão (ou força eletromotriz) de uma célula eletroquímica?
O potencial de oxidação-redução (redox) de um substrato pode ser definido, de um modo geral, pela facilidade com a qual o substrato ganha ou perde elétrons, o potencial é medido em volts devido a diferença de potencial presente nas reações redox. O potencial padrão de redução indica a tendência de uma espécie em receber elétrons, por convenção, o potencial do hidrogênio é utilizado como referência, sendo este estabelecido como zero:
2H+(aq) + 2e−⟶H2 (g) Eo=0,00V
	A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica fornece a força diretora que induz os elétrons por um circuito externo, essa diferença de potencial é chamada de força eletromotriz, as condições-padrão para fazer as medidas incluem concentrações de 1 mol/L para os reagentes e produtos na solução, 1 atm de pressão para os que são gases e temperatura igual a 25°C. [1]
6) Os princípios termodinâmicos podem ser aplicados as reações eletroquímicas? Qual a relação entre energia livre e espontaneidade de uma reação redox? 
Sim os princípios da termodinâmica podem ser aplicados as reações eletroquímicas, visto que a energia é conservada como a primeira lei da termodinâmica descreve e acordo com a segunda lei é possível verificarse uma reação será ou não espontânea, a energia livre de Gibbs (∆Gº), é uma grandeza termodinâmica definida como a diferença entre variação de entalpia (∆Hº) e a temperatura (T) vezes  a variação de entropia (∆Sº) em uma reação: ∆Gº=∆Hº - T∆Sº, quando:
· ΔG < 0, o processo é exergônico e se processará espontaneamente no sentido direto para formar mais produtos.
· ΔG > 0, o processo é endergônico e se processará espontaneamente no sentido inverso para gerar mais reagentes.
· ΔG=0, o sistema está em equilíbrio e as concentrações dos produtos e reagentes permanecerão constantes. [2]
7) Faça o balanceamento das seguintes reações redox, casos especiais de balanceamento (vide observação abaixo): 
a) Cl2 + NaOH ➔ NaCl + NaClO3 + H2O (reação auto-redox).
b) KClO3 ➔ KCl + KClO4 (reação auto-redox).
c) H2SO4 + Zn ➔ ZnSO4 + SO2 + H2O (reação de oxidação ou redução parcial). 
8) Faça o balanceamento das reações abaixo em meio básico (aquoso). 
a) Bi2O3 + ClO- ➔ BiO3 - + Cl- (partir das meias reações). 
b) Cr2O7 2- ➔ Cr 3+ 
9) Faça o balanceamento das reações abaixo em meio ácido (aquoso) (vide observação abaixo). 
a) C2O4 2- + MnO4 - ➔ Mn 2+ + CO2 (partir das meias reações)
 
b) Cr2O7 2- ➔ Cr 3+ 
10) As reações abaixo foram realizadas com seus íons em meio aquoso com concentração 1,0 mol/L, a 25 °C e 1 atm. Considerando-se que as mesmas estão em equilíbrio, use os potenciais-padrão de redução das meias reações para explicar seu comportamento termodinâmico, ou seja, verifique qual delas possui uma tendência natural de ocorrer (espontânea). (Obs.: as reações abaixo não estão balanceadas). (vide observação abaixo). [3] [4] [5] [6]
Uma reação ocorre espontaneamente quando a força eletromotriz da reação for positiva, ou seja, ao somarmos E0 da oxidação com o E0 da redução e o resultado for positivo.
ΔE0=E0 oxidação+E0 redução
a) FeCl2 + H2O2 + HCl ➔ FeCl3 + H2O 
Temos:
Fe2+Cl1-2+ H1+2O1-2+H1+Cl1- ➔ Fe3+Cl1-3+H1+2O2- 
Como podemos observar o ferro oxidou e o oxigênio reduziu seguindo as seguintes meia-reações:
Fe3+ +e- ➔ Fe2+ E0=0,771 V
H2O2 +2H+ +2e- ➔ 2H20 E0=1,776 V
Como o Fe foi de 2+ para 3+ precisamos inverter a primeira meia-reação:
Fe2+ ➔ Fe3+ +e- E0= - 0,771 V
H2O2 +2H+ +2e- ➔ 2H20 E0=1,776 V
Como temos 2e- para cancelar em uma das meia-reações multiplicamos por 2 a primeira meia-reação: 
2Fe2+ ➔ 2Fe3+ +2e- E0= - 0,771 V
H2O2 +2H+ +2e- ➔ 2H20 E0=1,776 V
Cancelando os elétrons e somando as meias-reações temos a reação global balanceada:
2Fe2+ + H2O2 +2H+ ➔ 2Fe3+ + 2H20 E0=1,005 V
Para a reação ser espontânea:
ΔE0=E0 oxidação+E0 redução
ΔE0= 1,005 V 
Como ΔE0 é positivo, a reação é espontânea.
 b) NaBr + MnO2 + H2SO4 ➔ Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O 
Temos:
Na1+Br1- + Mn4+O2-2 + H1+2S6+O2-4 ➔ Br02 + Na1+2S6+O2-4 + Mn2+S6+O2-4 + H1+2O2-
Como podemos observar o Bromo oxidou e o Manganês reduziu seguindo as seguintes meia-reações:
MnO2 +4H+ +2e- ➔ Mn2+ + 2H2O E0= 1,224 V
Br2+ 2e- ➔ 2Br- E0= 1,0873 V
Como Br vai de 1- para 0 precisamos inverter a segunda meia-reação:
MnO2 +4H+ +2e- ➔ Mn2+ + 2H2O E0= 1,224 V
2Br- ➔ Br2+ 2e- E0= -1,0873 V
Cancelando os elétrons e somando as meias-reações temos a reação global balanceada:
MnO2 +4H++ 2Br- ➔ Mn2+ + 2H2O + Br2 E0= 0,1367 V
Para a reação ser espontânea:
ΔE0=E0 oxidação+E0 redução
ΔE0= 0,1367 V
Como ΔE0 é positivo, a reação é espontânea.
11) Uma mistura de K2Cr2O7(s) com HCl, sob aquecimento, resulta na liberação de um gás verde. Escreva a reação global baseando-se nas semi-reações (ver tabela “série eletroquímica”).
Como sabemos o Cl assume uma cor esverdeada quando está no estado de oxidação Cl2(g) como gás cloro, seguindo a meia-reação:
Cl2(g) + 2e- ➔ 2Cl- E0= 1,35827 V
Sabemos também que o Dicromato pode reduzir segundo a meia-reação:
Cr2O72- + 14H+ +6e- ➔ 2Cr3+ +7H2O E0=1,232 V
Como o Cl está oxidando devemos inverter a meia-reação que o descreve:
2Cl- ➔ Cl2(g) + 2e- E0= - 1,35827 V
E como na meia-reação do Dicromato temos 6e- para reagir, devemos multiplicar a meia-reação do Cl por 3:
6Cl- ➔ 3Cl2(g) + 6e- E0= - 1,35827 V
Agora cortamos os elétrons e somamos as meias-reações para obtermos a reação global balanceada:
6Cl- ➔ 3Cl2(g) + 6e- E0= - 1,35827 V
Cr2O72- + 14H+ +6e- ➔ 2Cr3+ +7H2O E0=1,232 V
6Cl- + Cr2O72- + 14H+ ➔2Cr3+ +7H2O + 3Cl2(g) E0= - 0,12627 V
Como podemos observar por ΔE0 ser negativo essa reação não é espontânea, por isso usamos o aquecimento, para forçar o acontecimento da reação.
Bibliografia
[1] BROWN, T. L. et al. Quimica a Ciencia Central. 9ª. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, v. 1, 2005.
 [2]https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/thermodynamics-chemistry/gibbs-free-energy/a/gibbs-free-energy-and-spontaneity
[3] G. Milazzo, S. Caroli, and V. K. Sharma, Tables of Standard Electrode Potentials, Wiley, Chichester, 1978.
[4] A. J. Bard, R. Parsons, and J. Jordan, Standard Potentials in Aqueous Solutions, Marcel Dekker, New York, 1985.
[5] S. G. Bratsch, J. Phys. Chem. Ref. Data, 18, 1—21, 1989. 
[6] - RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª Edição, vol.02. 2004. Pearson Makron Books. ISBN 853460151-8.
3Cl+ 6NaOH
5NaCl + 3H
2
O + NaClO
3
4KClO
3
KCl + 3KClO
3
2H
2
SO
4
+Zn 
ZnSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
Bi
2
O
3
 + 2ClO
-
 + 2OH
-
2BiO
3
+ 3H
2
O
2Cr
3+
 + 14OH
-
Cr
2
O
7
2-
+ 6é + 7 H
2
O
5C
2
O
4
2-
+ 2MnO
4
-
+ 16H
+
2Mn
2+
+ 10CO
2
+8H
2
O
CrO
7
2-
+ 6é+ 14H
+
2Cr
3+
+ 7H
2
O