gqi 00045 química geral experimental. aula 05: reações redox
DESCRIPTION
GQI 00045 Química Geral Experimental I. Curso de Farmácia, turmas F1 e G1. Aula 05 de Reações Redox.TRANSCRIPT
• Prof. Ednilsom Orestes
• 2º Semestre de 2013 • 09/09/2013 – 17/01/2014
Universidade Federal Fluminense
Instituto de Química
Departamento de Química Inorgânica
GQI 00045 Química Geral Experimental I
Reações Redox
• Prof. Ednilsom Orestes
• 2º Semestre de 2013 • 09/09/2013 – 17/01/2014
Universidade Federal Fluminense
Instituto de Química
Departamento de Química Inorgânica
GQI 00045 Química Geral Experimental I
Reações Redox
INTRODUÇÃO
• Eletroquímica: ramo da Química que estuda a conversão entre energia química e elétrica.
• Envolve reações de transferência de elétrons:
– oxidação (perde e-) e redução (ganha e-)
• Se uma espécie reduziu, seu Nox diminui.
• Se uma espécie oxidou, seu Nox aumentou.
• Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo.
• Número de elétrons permanece inalterado numa reação redox.
EXEMPLOS
𝑀𝑔 𝑠 + 2𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2(𝑔)
𝑁𝑜𝑥 𝑀𝑔 : 0 → +2
𝑁𝑜𝑥 𝐻 : +1 → 0
𝑁𝑎(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠)
𝑁𝑎 → 𝑁𝑎+ + 1𝑒−
𝐶𝑙2 + 2𝑒− → 2𝐶𝑙−
Meias-reações de oxidação e redução.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Regras: 1. O Nox de uma substância elementar é igual a zero. Ex:
𝐶𝑙2, 𝑃4, 𝐴𝑢(𝑠), 𝐻𝑔(𝑙), 𝑒𝑡𝑐.
2. O Nox de um elemento em um íon monoatômico é igual a carga deste íon. Ex.: 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐴𝑙2𝑂3, 𝑒𝑡𝑐.
3. Alguns elementos possuem o mesmo Nox em todos (ou quase) os seus compostos.
1. Metais do Grupo 1 tem Nox = +1. 2. Metais do Grupo 2 tem Nox = +2. 3. Flúor tem Nox = -1 em todos os compostos. 4. Oxigênio tem Nox = +2. Exceção para os peróxidos 𝑂2
2−. 5. Hidrogênio tem Nox = +1. Exceção para os hidretos metálicos:
𝑁𝑎𝐻, 𝐶𝑎𝐻2, 𝑒𝑡𝑐.
4. Soma dos Nox de todos os átomos num composto é igual a zero. Se for um íon é igual a sua carga. Ex.: 𝑁𝑎2𝑆𝑂4, 𝑀𝑛𝑂4
−, 𝑒𝑡𝑐.
Oxidantes e Redutores
• Agentes oxidantes aceitam elétrons e portanto são reduzidas.
• Agentes redutores doam elétrons e portanto são oxidadas.
Potenciais de Redução Padrão
2𝐻(𝑎𝑞,1𝑀)+ + 2𝑒− → 𝐻2(𝑔,1𝑀) 𝐸 = 0,00 𝑉
Redução de 𝐻+ à 𝐻2
𝑍𝑛2+ + 2𝑒− → 𝑍𝑛 𝐸 = −0,76 𝑉 𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 𝐸 = +0,34 𝑉
𝐶𝑢2+ + 𝑍𝑛 → 𝐶𝑢 + 𝑍𝑛2+ 𝐸 = 1,10 𝑉
Pilha de Daniel Se E>0 então a reação é espontânea.
Se E<0 então a reação inversa é espontânea.
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX
1. Dividir em semi-reações de oxidação e redução.
2. Balancear semi-reações. 1. Balancear o número de átomos com variação de Nox.
2. Balancear os Oxigênios adicionando 𝐻2𝑂.
3. Balancear os Hidrogênios adicionando 𝐻+.
4. Balancear as cargas adicionando elétrons.
3. Igualar quantidade de elétrons em cada semi-reação.
4. Se a solução é alcalina, adicionar 𝑂𝐻− para neutralizar os 𝐻+ formando 𝐻2𝑂.
5. Checar: no. de átomos; quantidade de carga; coeficientes estequiométricos.
EXEMPLO 1
𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐶𝑟(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔)
1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.
𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 3𝑒− → 𝐶𝑟(𝑠)
2𝐶𝑙(𝑎𝑞)− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒−
2) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.
2 × (𝐶𝑟 𝑎𝑞3+ + 3𝑒− → 𝐶𝑟 𝑠 )
3 × (2𝐶𝑙(𝑎𝑞)− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒−)
2𝐶𝑟(𝑎𝑞)3+ + 6𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 2𝐶𝑟(𝑠) + 3𝐶𝑙2(𝑔)
+
EXEMPLO 2 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)
− + 𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ 𝐻+
𝑀𝑛(𝑎𝑞)2+ + 𝐹𝑒(𝑎𝑞)
3+
1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.
𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ → 𝐹𝑒(𝑎𝑞)
3+ + 𝑒−
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+
2) Balancdear oxigênios com H2O.
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 4𝐻2𝑂
3) Balancear hidrogênios com H+.
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 4𝐻2𝑂
4) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.
5 × (𝐹𝑒(𝑎𝑞)2+ → 𝐹𝑒(𝑎𝑞)
3+ + 𝑒−)
1 × (𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝑒− + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 4𝐻2𝑂)
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 5𝐹𝑒(𝑎𝑞)
2+ + 8𝐻+ → 𝑀𝑛(𝑎𝑞)2+ + 5𝐹𝑒(𝑎𝑞)
3+ + 4𝐻2𝑂
+
EXEMPLO 3 𝐼(𝑎𝑞)
− + 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)−
𝑂𝐻−
𝐼2(𝑎𝑞) + 𝑀𝑛𝑂2(𝑠)
1) Separar as semi-reações e balancear as espécies reduzidas e oxidadas.
2𝐼(𝑎𝑞)− → 𝐼2(𝑎𝑞) + 2𝑒− ; 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)
− + 3𝑒− → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠)
2) Balancdear oxigênios com H2O.
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂
3) Balancear hidrogênios com H+.
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻+ → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂
4) Adicionar OH- para neutralizar os H+ pois a reação é em meio alcalino.
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻2𝑂 → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂 + 4𝑂𝐻−
4) Igualar a quantidade de elétrons e somar as semi-reações.
3 × (2𝐼(𝑎𝑞)− → 𝐼2(𝑎𝑞) + 2𝑒−)
2 × (𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 3𝑒− + 4𝐻2𝑂 → 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂 + 4𝑂𝐻−)
2𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)− + 6𝐼(𝑎𝑞)
− + 84𝑂 → 2𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 3𝐼2(𝑎𝑞) + 8𝑂𝐻−
+