Resumo Volumetria de Oxirredução - Introdução

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Aula 01 – Volumetria de Óxido-redução 
Introdução 
• Definição: 
Consiste em uma análise volumétrica baseada na reação de óxido redução, e, portanto, funciona 
através da transferência de elétrons, alterando o NOX das substâncias envolvidas. 
1) Oxidação: Induz a perda de elétrons, desta forma, o agente redutor vai para um estado de 
oxidação maior, ficando mais oxidado porque perdeu elétrons. 
2) Redução: Induz o ganho de elétrons, desta forma, o agente oxidante vai para um estado 
reduzido, ou seja, de oxidação menor (fica menos oxidado porque ganhou elétrons doados 
pelo agente redutor). 
1ª Reação que exemplifica as definições acima: 
Zn0 + CuSO4 (aq) → ZnSO4 + Cu0 
De acordo com a reação observada acima, tem-se que o zinco metálico identificado como o agente 
redutor, porque inicialmente ele estava com Nox equivalente a 0 e após a reação com o sulfato 
de cobre, percebe-se que ele passa a possuir um Nox equivalente à +2, desta forma, pode-se 
reparar que o zinco acabou sendo oxidado, desta maneira, ele atua na reação acima como agente 
redutor. 
Já no caso do sulfato de cobre, este pode ser identificado como agente oxidante, porque 
inicialmente, o cobre se encontra com Nox equivalente à +2 (visto que o sulfato possui Nox igual 
a -2), e após a reação com o zinco metálico, passa a possuir Nox igual a 0, tornando claro o fato 
de ele atuou como agente oxidante, ao capturar elétrons do zinco metálico (ficando com um 
estado de oxidação menor), o deixando com Nox menor (foi para um estado de oxidação maior). 
Para analisar as reações redox, tem-se as semirreações que oferecem uma noção da reação total, 
como abaixo. 
Semirreação de oxidação: Zn0 → Zn+2 + 2e 
Semirreação de redução: Cu+2 + 2e → Cu0 
Reação global: Zn0 + Cu+2 → Zn+2 + Cu0 
2ª Reação que exemplifica as transferências de elétrons envolvidas na volumetria de óxido-redução: 
Cr2O7-2 + 6Fe+2 + 14H+ → 2 Cr+3 + 6Fe+3 + 7H2O 
De acordo com a reação acima, é possível perceber que o átomo de cromo é reduzido, ou seja, 
ele ganha elétrons funcionando como agente oxidante, ficando com cerca de três elétrons a 
menos para cada átomo de cromo no meio, restando um saldo de +6 (saldo total de perda de 
elétrons que acontece no íon cromato presente no meio). De maneira oposta acontece com o 
ferro no meio, que atua como um agente redutor ao perder cerca de um elétron para a água, 
ficando em estado de oxidação menor. Cálculos que provam tais estados de oxidação estão no 
caderno. 
3ª Reação que exemplifica as transferências de elétrons envolvidas na volumetria de óxido-redução: 
2 MnO4-1 + 16 H+ + 5 C2O4-2 → 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O 
Como pode-se ver acima, o manganês sofre um processo que induz ao ganho de elétrons de 
algum componente do meio, tal observação pode ser percebida após realizar-se o cálculo do Nox 
do manganês, estando, portanto, em menor estado de oxidação, se caracterizando como um 
agente oxidante e ganhando cerca de 5 elétrons. Já o oxalato, que se refere ao carbono, se 
caracteriza como agente redutor, porque acaba perdendo elétrons durante a reação, sofre ação 
de um agente oxidante e doando-os, desta forma, encontra-se em estado de maior oxidação, visto 
que o carbono perdeu cerca de 2 elétrons. 
• Volumetria de óxido-redução – Generalidades 
As reações redox podem ocorrer através de duas maneiras, transferência direta de elétrons ou a 
transferência indireta destes. 
1) Transferência direta de elétrons: Como exemplo se tem o que acontece quando se coloca 
uma lâmina de cobre em uma recipiente contendo íons mercúrio, em que esta solução 
se torna prateada devido à deposição do mercúrio metálico na superfície da lâmina de 
cobre. 
Hg+2 + Cu0 → Hg0 + Cu+2 
 
Na reação acima, tem-se inicialmente o mercúrio no seu estado iônico e portanto, dissolvido em 
solução e com carga positiva, apresentando seu NOX +2, contudo, ao ser adicionada a lâmina de 
cobra, o mercúrio iônico atua como um agente oxidante, capturando os elétrons do cobre metálico 
e passando a possuir menor estado de oxidação ao se depositar na superfície metálica, passando 
a ser o mercúrio metálico depois de ganhar 2 elétrons. Já o cobre, começa na sua forma metálica, 
estando com carga neutra e, portanto, possuindo NOX zero, contudo após ser colocado na solução 
contendo íons mercúrio, o cobre acaba atuando como agente redutor, doando cerca de 2 elétrons 
para o mercúrio, tornando-o metálico e passando a possuir agora maior estado de oxidação. 
- O depósito do mercúrio na superfície da lâmina de cobre se chama eletrodeposição. 
- A redução ou oxidação depende diretamente da substância e é determinada pelo número 
referente ao potencial padrão do eletrodo, obtido por comparação com padrão de referência. 
Eletrodo Padrão de Hidrogênio H2 (g) → 2 H+ + 2e E0= 0 volts 
Essa análise pode permitir medir a força ou a tendência de uma reação redox, acontecendo de 
maneira favorável ou não, compara-se através de um potencial padrão, e quando comparado, tem-
se o potencial padrão de cada semirreação; 
Todos os valores de potencial padrão do eletrodo são tabelados e referentes à variáveis estáveis, 
como temperatura à 25°C, concentração equivalente à 1 molar e pressão de 1 atm. E então 
compara-se a grandeza das semirreações e identifica quem age de acordo com os tipos de agentes 
(redutor ou oxidante). 
- Aquela que possui o maior potencial de redução é caracterizada como agente oxidante, então 
na reação entre mercúrio e cobre metálico, o íon mercúrio se caracteriza como de maior potencial 
padrão. 
- Potenciais padrão de redução 
Os potenciais padrão de redução geralmente são comparados com o potencial padrão do eletrodo 
referente à análise do Hidrogênio e na maioria das vezes as reações que acontecem na volumetria 
de óxido-redução são realizadas em meio ácido, em decorrência do maior controle de pH e a 
maioria tem caráter ácido, mas, também se pode utilizar meios básicos, compreendendo que a 
questão de ser em meio ácido depende diretamente da natureza da reação. 
2) Transferência indireta de elétrons: Se diferencia da volumetria de óxido-redução porque 
os sistemas em que as semirreações acontecem ocorrem sem que as espécies reagentes 
estejam diretamente em contato, como é o caso das pilhas galvânicas.