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Princfpios de Reatividade:Rea~6es de Transferencia deEletrons

A Secretaria de Recursos do AI' da California baixou. em 1994, determinac;ao, para vigorar a partir de 1998,.....•. ". de 2% dos novos carros e vefculos leves produzidos no Estado serem vefculos de emissao nula: ista e,. .,: '.' vefculos sem emissao de compostos organicos, oxidos de nitrogenio ou monoxido de carbono. Essa fra~ao

devera ser de 5%, em 2001, e de 10% em 2003. Varios estados, nos EVA ~ inclusive muitos de grande popula~ao,

como Maryland, Massachusetts, Nova Jersey e Nova York -, movimentam-se para acompanhar as decisoes da Ca-

lifornia. Como sera isso possivel? Aparentemente so vefculos eletricos poderao cumprir as exigencias num futuro

proximo. Os padroes exigidos provocaram grande impulso entre os fabricantes de vefculos e as companhias tecno-

logicas no sentido de se desenvolverem novas form as de Fontes de energia eletrica. Quaisquer delas, porem, ou sao

baterias ou pilhas de combustivel, e todas dependem de rea~oes de transferencia de eletrons e da eletroqufmica, 0

que vem a ser a materia deste capitulo.

21.1 REA<;OES DE OXIDA<;AO-REDU<;AO

As rea~6es de oX~ida~ao-red,u~ao,,~ !9.~,~~ar;7rs"tr;f!;,o~- ocor-rem pela transferenCla de eletrons e constltuem classe Importan-te de rea~6es qufmic~)<Se~ao 4.10). As rea~6es redox ocorrempOl'toda parte e constituem parcel a da vida quotidiana. A corro-san e exemplo de rea~ao redox. °ferro e 0 a~o dos carros, pon-tes e edifica~6es oxidam-se e formam ferrugem, e tambem asestruturas de aluminio san corrofdas (Fig. 21.1 e Se~ao 21.7).Muitos processos biologicos dependem de rea~oes de transferen-cia de eletrons. POl'exemplo, 0 oxigenio que se aspira e conver-tido em agua e dioxido de carbono. ° numero de oxida~ao dooxigenio nas moleculas dos produtos (HP e r02) e -2, e entaohouve transferencia de eletrons para as moleculas de 02' a fimde serem reduzidas. De onde provem os eletrons? Pelo menosnuma etapa final eles san transferidos da hemoglobina - gran-

de molecula que contem felTo - para 0 02' Outros processos;,biologicos de transferencia de eletrons san os da conversaa daagua em 02' nos vegetais verdes, na fotossfntese e a conversao ,ff.de N2 a uma forma assimilavel de nitrogenio, como NH4~' par'"bacterias do solo.

Vma bateria e uma pilha eietroquimica, ou urn conjunta depilhas, que produz uma corrente, OU urn fluxo de eletrons, a va]·tagem constante, como resultado de rea~ao de transferencia deeletrons. A energia para operaI' uma calculadora ou urn compu-tador, ou para dar partida num carro, ou mesmo para impulsio-nar urn vefculo eletrico, provem de uma bateria.

As rea~6es redox san importantes na industria quimica e naprodu~ao de metais. Por exemplo. muitos metais san preparados

Fig. 21.1 A forma<;iiode ferrugem em pe<;asde ferro ou a<;opode che-gar a destruir a integridade de uma estrutura. (c. D. Winters)

ou purificados industrial mente por aplica<;:aodireta da eletrici-dade, num processo denoJTIinado eletr6lise, no qual a energiaelt~trica provoca altera<;:aoqufmica, como a redu<;:aode ions co-bre a cobre metalico.

Outros metais, como 0 ferro, preparam-se mediante agentes re-dutores qufmicos (ver Se<;:ao4.10).

Somente ha pouco tempo os qufmicos principiaram a enten-der a maneira de transferencia de eletrons de urn sitio para outro,nas rea<;:6esredox. Nos dias de hoje, SaGmais bem entendidos osproblemas da preven<;:ao da corrosao, da constru<;:ao de bateriasmais poderosas, do recobrimento eletrolftico de metais. Estesproblemas saG muito interessantes, pois aplicam-se a muitasquest6es de relevancia pratica.

Para expor a questao das rea<;:6esde transferencia de eletrons,e da eletroquimica, organizamos a materia como segue. A pri-meira vista, as equa<;:6esdas rea<;:6esde transferencia de eletronspodem parecer complicadas. e assim descrevemos algumas tec-nicas especiais para equilibrar essas equa<;:6es. Depois, descre-vemos as pilhas eletroquflnicas nas quais se produz corrente ele-trica gra<;:asa rea<;:aode transferencia de eletrons - estas pilhassaG denominadas tambem pilhas voltaicas ou pilhas galvani-cas. * Isto nos levara a discussao sobre baterias e pilhas de com-bustivel e depois aos processos de corrosao e de combate a cor-

:"As pilhas voltaicas ou galdinicas sao assim dcnominadas em homenagem ao CondeAlessandro Volta (t 745, J 827). que estudou real'6es produtnras de corrente eletrica, e ao Dr.Luigi Galvani (1737·1798). 'Iue conduziu cSllldos pioneiros sobre eletrieidade animal e pro·duc.;ao quimica de corrente c1clri<:a.

rosao. Finalmente, descreveremos a eletrolise e alguns proces-sos industriais importantes.

Em alguns casos, 0 equilfbrio das rea<;:6esredox pode parecer umatarefa formidavel. Afortunadamente, pOl'em, ha maneiras siste-m<iticas de as equilibrar. Uma deJas se ilustra pela equa~ao darea<;:aoentre os fons cobre(Il) em agua e 0 zinco metalico (Fig.21.2) (ver Encarte). Como se ve, urn fragmento de zinco estaimerso numa solu~ao aquosa de sulfato de cobre. Depois de urncerto tempo, a cor azul da solu~ao de fon CU2~esmaece e 0 co-bre metalico se deposita, ou forma urn revestimento, sobre 0 zin-co. Alem disso, 0 fragmento de zinco e lentamente solubilizado.o que esta acontecendo?

o destino dos fons CuH no tubo de ensaio da Fig. 21.2 (verEncarte) e evidente; a cor azul do fon cobre(ll) em agua desapa-rece quando 0 fon e reduzido a cobre metalico. A equa~ao destaredUl~:aoe

Como observamos que 0 zinco metalico desaparece, deve ser afonte de eletrons que provoca a redu<;:aodo Cu2+. e representa-mos a rea<;:aopela equa<;:ao

o zinco e 0 agente redutor, pois cede eh~trons e forma. no pro-cesso, os fons Zn2~ em agua.

A equa<;:aoda rea<;:aogeral que se passa no tubo de ensaio edada pela soma das equa~6es das duas meias-rea~oes: uma daoxida<;:aodo zinco e outra da redu~ao do fon cobre(IT).

Fig. 21.2 Rea<;aoredox. Fragmento de zinco metalico imerso numasolu<;aode sulfato de cobre(II) (a esquerda). 0 zineo reage com os ionsde cobre(II) e da cobre metalico e ions zineo em solu<;ao.

o cobre metcilieoacumula-se sobre 0 zineo e a cor azul dos ions decobre(II) se enfraquece a medida que estes ions desaparecem da soJu-<;ao(no centro e a direita). (c. D. Winters) (Esta figura encontra-se re-produzida em cores no Enc'lrte.)

OxidQl;;iio:Redu(."iio:

Zn(s) ~ Zn2+(aq) + 2 e-

CuH(aq) + 2 e- ~ Cu(s)

Zn(s) + Cu2+(aq) ~ Cu(s) + Zn2+(aq)

Observe que a equa~ao de cada meia-rea~ao esta equilibrada noque se refere a massa; em cada membro de qualquer delas apare-ce urn Momo de cada especie. Ha tambem urn equilfbrio de car-ga, isto e, a soma algebrica das cargas em urn membra e igual asoma algebrica das cargas no outro membra. (No caso, os doismembros somam a carga +2.) Como a equa<;:aoda rea<;:aogerale a soma das duas meias-equa<;:6es equilibradas, a equa<;:aogeraltambem esta equilibrada quanto a massa e a carga.

A rea~ao redox que vimos ilustra 0 metodo geral de equili-brar outras rea<;:6es redox, como mostram os exemplos seguin-tes.

EX E M P L 0 2 1 . 1 EquiUbrio de Equafiio de RedfiioRedox

Equilibre a rea<;:aoentre 0 fon prata(I), Ag+, eo cotre metalico(Fig. 4.17).

1.· Etapa. Jdentificar a rea(."iiocomo processo de oxida(."iio~re-du(."iio.Neste caso, 0 numero de oxida<;:aoda prata passa de + 1para 0, e 0 do cobre, de 0 para +2.

2."Etapa. Dividir 0 processo eln meias-rea(."oes.Redu(."iio (diminui(."iio do numero de oxida(."iioda Ag):Ag+(aq) ~ Ag(s)

Oxida(."iio (aumento do ntlmero de oxida(."iiodo eu):Cu(s) ~ Cu2+(aq)

3."Etapa. Equilibrar estequiometricamente cada meia-rea(."iio.As meias-rea<;:6es estao equilibradas estequiometricamente; 0

mesmo numera de atomos de cada elemento aparece em cadamembro da equa<;:ao.

4.· Etapa. Equilibrar cada meia-rea(."iio em rela(."iioa carga.Equilibrar-se cada meia-rea<;:ao quanto a carga pela adi<;:aode ele·trans ao membra mais positivo.

Ag+(aq) + e- ~ Ag(s) Cada fon Ag' recebe urn eletron.A prata(l) e 0 agente o~idante ee reduzida.

Cu(s) ~ Cu2+(aq) + 2 e- Cada aroma de Cu cede daiseletrons. 0 cobre e 0 agenleredulor e e axidado. . 0 , co" ><0

,.:...~-'

Em cada c,!so, a carga eletrica liquida de cada membrOd~:¢.>~ao e nu1a. . ./.f~Lc:!iF:{,

5.· Etapa. Multiplicar cada meia-rea(."iiopor'umf~1id1~]'do. ° agente redutor deve ceder tantos eletrons cjuantos.6Cag~

, .• '. f

oxidante recebe. No caso, 0 cobre cede dois eletrons. enquanto. cada Ion Ag+ recebe urn eletran. Como sao necessarios dois IonsAg+ para consumir os dois eletrons praduzidos pelo atomo deCu, a meia-rea<;:ao da prata e multiplicada por 2.

6."Etapa. Somar as duas meias-rea(."oes para ter a equa(."iioge-ral ou global equilibrada.

Cu(s) ~ Cu2+(aq) + 2 e

2 Ag+(aq) + 2 e" ~ 2 Ag(s)

Cu(s) + 2 Ag+(aq) ~ 2 Ag(s) + Cu2+(aq)

7."Etapa. Verificar a equaf'clo' geml no que se refere ao equi-lfbrio de massa (estequiometrico) e de cargo. No caso, dois ato-mos oUlons de prata aparecem em cada membra, e urn Momo oufon de cobre tambem em cada membra. A carga Hquida, em cadamembra, e +2. A equa<;:aoesta equilibrada.

EX ERe IC I 0 2 1 . 1 Equilfbrio de Equa(;iio de Rea(;iioRedox

Escreva as meias-rea<;:6eseqvilibradas e a equaqaa i6nica geraJtambem equilibrada: Identifique 0 agente oxidante, 0 redutar, asubstancia oxidada e a reduzida. _

Problema que seencontra freqUentemente no equilfbrio dasrea<;:6esem solu<;:5esaquo~llseo da participa<;:ao do fon hidrogc-nio ou do fon hidr6xidona rea9iio.Em condi<;:5esacidas, 0 IonW pode serreagenteou ptodtito"eem condi~5es alcalinas eposslvel a participa<;:aodoOH-.*£ tambem posslvel que se te-nha que usar 0 par de especiesJF e H20 para equilibrar equa-~6es de rea<;:6esem solu<;:aoacida. Analogamente, nas reac;6esem solu<;:6esalcalinas, talvez seja necessario usar 0 par OH - eH20. Os Exeniplos 21,2!1t¢ .21Arnpstrain como determinar anecessidade dessas especi~s.ec01l),(),toloca-las nas equa~6es.

EX EM P l 0 21.2,.,Eqilili~ri~·Je Equar;oes de RearoesRedox em Solufiio Acid(i~~. 0

,. ~-;'r...(;.~:. _'~·-.i::'-:;::-:_;:;/:_:~.<~~2-.~.~Equilibrar aequa9lf6'i6niq~g&f~rdir,~a~ao entre 0 Ion perman-ginatoe 0 acidoo,~aheoetll s()IJ~iib.,

" ' , ~_':'<-_:)~"_';:~;"'-:'.·~:'~~;~.:~-."~-;:·:·~_:}f·(;:~f:~,',i;~",i":,~,1I2CPlaq)+:Mil04 -:-(aq)~ Mn2+(aq) + cO2 (g)

.~.:';_:"y,.-:.; i'~'-,;, 2',>",

Solu~ao" " 0,.:5;;"j ',' ~:~<\-~·j2::"S'<.i

,.Cl:aEtii~~:.'ff'cTdell}1}i6~1'~fffht~ssoCOmorea(."iioredox. °nume-,,:s;":~'§~t~\i~~9dii~6p£S~~de+7 no Mn04 - para +2 no Mnl>.

~qQCTi$,sa:(:le',*~)ioHzC;:204para +4 no CO2,0' 0 O"~jl~l;~'o;s;,W"

Oxida~'c7():H,C20iaq) ----7 CO2(g) °H,C,04 e 0 agenteredutor.

Redu~'c7o: MnO-, (aq) ----7 MnZ'(aq) OMn04-eoagenteoxidante.

3." Etapa. Equi Iibra r estequiometricamente cada meia-reaf:iio.Principia-se pelo equilfbrio de todos os Momos, exceto ° e H;estes dois san sempre os ultimos a serem equilibrados, pais apa-recem, muitas vezes, em mais de urn reagente ou produto.

Meia-rearc7o do cicido oxalico: Inicialmente, equilibram-se osatomos de C.

Os atomos de ° estao equilibrados, mas nao os de H. Como arear.;;aoocone em solur.;;aoacida, os fons H+ estao presentes. Numasohu;c7o 6cida, a equilfbrio de massa (estequiometrico) do H seconsegue pela adirc70 de H+ ao membra da equar.;;aoque for de-ficiente em Momos de H. No caso do acido oxalico, somamos doisfons H" ao membro da direita.

Meia-rea~'c7o do permanganato: Os Momos de Mnja estao equi-librados. mas e necessario ter, no membro da direita, uma espe-cie oxigenada. a fim de se conseguir 0 equilfbrio dos Momos de0.

Nas solu~'6es clcidas, some H20 ao membra que precisa de dto-mas de O. Soma-se uma molecula de H20 para cada atomo de °necessaria. Neste caso, e preciso ter quatro moleculas de H20 nomembro da direita.

Agora, existem oito atomos de H nao-equilibrados a direita.Como antes, 0 equilfbrio dos atomos de H e obtido pel a adi~aode fons H' ao membra deficiente de H. No caso, somam-se oitofons H~ ao membra da esquerda da equar.;;ao.

Resumindo: para equilibrar 0 °em solur.;;oesacidas, some umaH,O no membra deficiente em oxigenio para cada ° necessarioe depois some dois fons H-, para cada H20 somada, ao outromembro da equar.;;ao.

4." Etapa. Equilibrar as meias-rea.;;oes quanta a carga. A equa-<;aodo H2C,0-l estequiometricamente equilibrada tern carga If-ljuida 0 no membro da esquerda e +2 no da direita. Entao, so-mam-se 2 e- ao membro da direita, mais positivo.·

A meia-rear.;;aodo Mn04 - estequiometricamente equilibrada tema carga + 7 no membro da esquerda e + 2 no da direita. Entao,somam-se 5 e- ao membra da esquerda, mais positivo.

5." Etapa. Multiplicar as meias-rea.;;6es pelos !atores apropri-ados. °agente redutor deve ceder tantos eletrans quanta 0 agenteoxidante consumir. A meia-rear.;;ao do H2C204 deve entao sermultiplicada par 5, e a do Mn04 -, por 2. Assim, 5 moles do agenteredutor (H2C204) proporcionam 10 moles de eletrons que saoconsumidos pelos 2 moles do agente oxidante (Mn04 -).

5 [H2C20iaq) ----7

2 COz(g) + 2 J;I+(aq) + 2 e-]

2[5 e-+ 8 W(aq) + Mn04 -(aq) ----7

Mn2+(aq) + 4 H20(t')]

6." Etapa. Somar as duas meias-rea.;;oes para ter a equaf'iio ge-ral equilibrada.

10 e- + 16 W(aq) + 2 Mn04 -(aq) ----7

2 Mn2+(aq) + 8 H2 OCt')

5 H2C204(aq) + ]6 H+(aq) + 2 Mn04 -(aq) ~

]0 C0zCg) + 10 H+(aq) + 2 Mn2+(aq) + 8 HP( t')

7." Etapa. Cancelar as reagentes e prodittos comuns aos doismembros. Ha, nesta rear.;;ao,16 fons H+ a esquerda e 10 Ions H+a direita. Entao, 0 consumo Ifquido e de 6 fons H+ na rear.;;ao.

5 H2C20iaq) + 6 H+(aq) + 2 Mn04 -(aq) ~

10 COig) + 2 Mn2+(aq) + 8 H20 (t')

8."Etapa. Verificar 0 resultado.final quanto ao equiHbrio demassa e de carga.

Equillbrio de massas: 2 Mn, 28 0, 10 C e 16 H em cada mem-bro.

EX EM P l 0 2 1 . 3 Equiltbrio de Equa~jjes de Rea~jjesRedox em Solu~iioAcida

Equilibrar a equar.;;aoionica geral da rear.;;aoentre 0 compostoorganico etanol, CzHsOH e 0 fon dicramato em solur.;;aoacida (verFig. 4.23 - Encarte).

CzHsOH(aq) + CrzO/-(aq)etanol fon dicromato;

vermelho-ala-ranjado

----7 CH3COzH(aq) + Cr3+(aq)acido acetico fon

cromo(I1I);verde

620 CajJrlil/O 21 PriIlCl/)ios ae Reatividade: Rea('i5es de Transferencia de ELetrons

1."Etapa. fdent({tCilra rm~'a(}COIllO processo redox. Neste casa,oCr se altera de +6 para + 3 (e entao 0 Cr20/- e reduzido) eoC passa de - 2 para 0 (e 0 C2H50H e oxidado).

Orida{:(/o: C:H,OH(aq) -----7 CH,C02H(aq) °C,H,OHe 0

agente redutor.

°Cr,07' eo agenteoxidante.

3." Etapa. Eqllililmlr estequiOllletricamente cada meia-reariio.Comec;amos pcla mcia-reacao do CH,OH. Os ~itomos de C es-tao equilibrados. mas os de'°e H n~o.·°primeiro passo, entao,e samar H20 ao mcmbro deficiente em °

e depois cquilibrar 0 H pela adi<;ao de W ao membro da direitada equa<;ao (dois H- para equilibrar a H20 somada a esquerda edois H - para cquilibrar os W "perdidos':. pelo C2HsOH).

Passamos depois para a meia-rea<;ao do Cr20/-. Os Momos deCr equilibram-se em primeiro lugar,

Finalmente, os atomos de H sao equilibrados par fons H+ colo-cados no membro da esquerda, deficiente em H.

C,H,OH(aq) + H20( C) -----7 CH,C02H(aq) + 4 H+(aq) + 4 e-

o e' + 14 W(aq) + Cr207:-(aq) -----7 2 CrH(aq) + 7 H20(f)

Isto confirma que 0 C2H50H e 0 agente redutor (doador de ele-trons) e 0 Cr20l . 0 agente oxidante (aceitador de eletrons).

5." Etapa. Mulfiplicar as lI1eias-rearoes equilibradas par fato-res apropriados.

3lC2H,OH(aq) + H20 (f) -----7 CH;C02H(aq) + 4 W(aq) + 4 e-]

2[6 e- + 14W(aq) + Cr207:'- (aq) -----7 2 Cr'~(aq) ..j.. 7 H20( f)]

Tres moles de eta no] produzem 12 moles de eletrons, que sanconsumidos por 2 moles do fon dicrnn:uto.

3 C2HsOH(aq) + 3 H20(€) -----7

3 CH,C02H(aq) + 12 W(aq) + 12 e-

12 e- + 28 H+(aq) + 2 Cr20/-(aq) -----7

4 CrH(aq) + 14 HP(f)

3 C2HsOH(aq) + 3 H20(f) + 28 H+(aq) + 2 Cr20/-(aq) -----7

3 CH,C02H(aq) + 12 H+(aq) + 4 Cr3+(aq) + 14 H20(f)

7." Etapa. £liminar reagentes e produtos comuns aos daismembros. A agua e as fons H+ figuram nos dais membros daequa<;ao global da etapa anterioLA equa<;ao pode entao ser al-g'ebricamente simplificada, e 11 H20 aparecem no membra dadireita e 16 fons H+ no da esquerda. A equa<;ao i6nica final,equilibrada, e

3 C2HsOH(aq) + 16 H+(aq) + 2 Crp/-(aq) -----7

3 CH)C02H(aq) + 4 Cr3+(aq) + II H20(t')

Equilibrio de massa: 6 C, 17 0, 34 H e 4 Cr nos dais membrosda equa<;ao.

Equilibria de carga: Carga + 12 nos do is membros.

EX E R l!J-eI'~21. 2 Equilfbrio de Equafoes de ReafoesRedif: em Solufiio Acida

° cobalto metalico reage com 0 acido nftrico para dar sal decobalto(III) e N02 gasoso. A equa<;ao i6nica geral, nao-equili-brad a, e

/r: Equilibre a equa<;ao da rea<;aoem solu<;ao acida.// 2. Identifique os i).gentes oxidante e redutor e a substancia oxi-

dada e a reduzida. _

Os Exemplos 21.2 e 21.3 ilustram a tecnica de equi]ibrarequa<;oes de rea~oes redox em solu~ao acida. Nestas circuns-tancias, as fons H+ au a par fon H+ e H20 sao usados para seconseguir equilibrar as equa~oes. Em solu<;oes alcalinas,usam-se, de maneira analoga, os fons OH- ou 0 par OH-' eH20.

...••.....

EX E !VI'PC0 21. 4 Equiltbrio de Equafoes de ReafoesRedox em Solufoes Alcalinas

./'° fon bismuto(III), Bj3+, e reduzido a bismuto metalico peloestanho(II) em so]u<;aoalcalina. -_.. -

I." Etapa. Veri/lmr (jilt' a reo~'c7oe 11/11 processo redox. 0 nu-lllero de oxida<;ao do Bi passa de +3 para 0 e 0 do Sn passa de+2 para +4,

Rfdll\Il(l, Bi(OH>:,(s) ~ Bi(s)

Oridal'llo: SnOc' (aq) ~ SnO/- (aq)

3." Etapa. ECjlli!ihrur esteqllio11letrical11ente cada meia-reariio.Na soJu<;ao alcalina. 0 fon OH pode ser um reagente ou produ-to, 0 fon hidroxido e produto da redu<;ao do Bi(OH); a bismutometalieo,

Na mcia-rca<;i'io que e:nvolvc 0 estanho, os atomos de Sn es-tao equilibrados. mas 0 membro da esquerda e deficiente emox igenio.

Na sollll,:ao alealina. ha duas especies que tem H: 0 fon OH- e aH:O. 0 fon OH . pOl'em, e rico em oxigenio diante da H,O.(Metadc dos ,ltomos do OH e de 0, enquanto apenas um ter<;otides e tic 0 na HcO.) Entao. pode-se imaginar que 0 OH- sejafornecedor de fon oxido (e tambem de agua), como sugere a se-guinte cqua<;ao hipotetica. equilibrada:

Assil11. somam-se dois fons OH- ao membra defieiente em 0 afim de proporcionar 0 ,Homo de 0 faltante, e soma-se tambemHcO ao outro membro para equilibrar as atomos de H.

Observe que sao neeessLlrios dois fons OH- para dar um aromode 0 e que c preciso somal' lima moleeula de H,O ao outro mem-bro para cada citol1lode Ofonzecido pelo OH--.

Adiantc expomos outra maneira de equiJibrar a equayao.

·V' Etapa. Eqlli!ihrar as meias-rearoes no que se refere as car-gas.

3 e + Bi(OH),(s) ~ Bi(s) + 30H-(aq)

:2 OH (aq) + SnO,.' (aq) ~ SnO/-(aq) + HP(€) + 2 e-

[sto confirma que 0 Bi(OH), e 0 agente oxidante (aceitador deelctrons) e que (}SnO-,-'-. 0 redutor (doador de eJetrons).

5."Etapa. Mu!ri/J!icar as l1leias-rearoes pe/osfatores apropri-ados !Jam iglla/ar 0 lillI/Zero de elefro/ls cedidos e recebidos.

6 OW(aq) + 3 Sn02z-(aq) ---7

3 SnO,z-(aq) + 3 H,O(e) + 6 e

3 SnO/- (aq) + 2 Bi(OHMs) ---7

2 Bi(s) + 3 SnO/- (aq) + 3 HzO( C)

7." Etapa. Simplificar pela elimincu;:{loa!gebrica de reagentese produtos comuns aos dois membros cia equa(:iio. A simplifica-yao ja foi feita na 6." etapa.

EX ERe IC I 0 2 1 . 3 EquiUbrio de Equariies de ReariiesRedox em Soluriio Alcalina

Pareeem muito promissoras as baterias que operam pela redu~yao do enxofre (ver D. Peramunage e S. Licht: Science, vol. 261,p. 1029, 1993.) Uma que esta sendo investigada envolve a rea-yao entre 0 enxofre e 0 aJumfnio em meio aJcalino.

1. EquiJibre a equayao, mostrando eada meia-reayao equilibra-da.

2. Identifique os agentes oxidante e redutor, a substancia oxida-da e a reduzida. _

Os exemplos anteriores iJustram metodo de equilibrar equa-y6es de rea'r0es redox. As eta pas do metodo san sempre as mes-mas, mas ha muitas variar8es nos detalhes, especialmente naetapa do equillbrio estequiometrico, 3." Etapa. Vamos ilustrarsomente algumas dessas varia<;6es. A melhor maneira de apren-del' a equilibrar as equay6es redox e a prarica.

SUGESTOES E IOEIAS PARA A RESOLUCAO DEPROBLEMAS

• Nunca some fons 02-, ou atomos, de °ou moleculas de O2 paraequilibrar 0 oxigenio numa equa,,:ao,(0 oxigenio molecular O2s6 aparece quando se sabe ser urn reagente ou produto.)· °fon 6xido nao pode existir em agua. Porem,muitas vezes pare-ce como se a 02- fosse 0 produto de urna rneia-rea,,:iiode redu-,,:aoem solu9ao acida, ou como se fosse reagente necessario narea9ao de oxida9ao em solu,,:aoalcalina. Para equilibrar meias-rea90es destes tipos, (a) 0 fan 02- produzido e convertido a H20em solu9aOacida pela rea9iiocom 0 fon H+ (02" + 2 H+ -7 HP)ou entao (b) 0 fon 02- faltante e produzido pelos fons OH- emsolU9aOalcalina, sendo a agua outro produto da rea<;;iio(2 OH--7 02- + H,O).

• E possfvel u-sarsomente 0 par H+ e H20 em solU9iioacida ou 0par OH- e H20 em solu9ao alcalina (ou H+ oUOH-' isolados, sefor conveniente).

622 Cap(lLtlo 21 Princf/Jios de Realividade: Rear;i5esde Transferencia de Eletronii

• Olilro melodo de analisar as reac,:6es em solur;ao alcalina e tra-tar a mcia-reac:io como se tivesse ocorrido em solueao aeida edepois junta I' OH· a ambos os ll1ell1bros da equa"ao'para "neu-tralizar" 0 H . Pm exemplo. na meia-reac;:ao, Sn02

2-(aq) -7

SnO,'" (aq) equilibra-se inicialmente a equa"ao em meio aci-do.

H20rt) + SnO:2- (ag) --7

SnO/-(aq) + 2 H+(aq) + 2 e-

e depois se juntam aos dois membros da equa"ao fons OH- sufi-cientcs para que os Ions H- se eonverlam a agua. Neste caso,somam-se dois Ions OH . e a equa"iio fica equilibrada depois dese eliminar 0 cxccsso de moleclilas de agua.

H20(£)+ 20H (ag) + SnO/-(aq) --7

SnO/ (aq) + 2 W(aq) + 2 OH-(aq) + 2 e-

20H (aq) + SnO"" ·(ag) --7

SnOJ2-(aq) + HzO(f) + 2 e-

Nunca some U!0Il10Sde H. Oll moleculas de H2, para equilibrar 0hidrogenio. (0 H2 molecular comparece somcnte se for reagenteou produto conhecido da rea<;iio.) 0 cql.lilfbrio do hidrogenio seconsegue com Ion H- e H,O em meio acido e corn H,O e OH-em mcio alcalino. -

• Nao sc esquec;:a de cscrclier e considerar todas as cargas nos fonspresentes. Um dos erros mais comuns e 0 da omissao das cargascorreras .•

21.2.MODIFICA<;AO QUIMICA QUELEVA A PRODUC~O O.E.CORRENTEELETRICA

Zn(s) + Cu2+(aq) -----7 Zn2+(aq) + Cu(s).--........... •.••.....,..---~~-_.~"..._~-~~....•.•--.•..

A rea£aoQode ser interessan.~ •.JJ:llllL~Iill...rpyj~.£.!!1~.i.~os~e-..!r9n§ transferidos do zinco para 0 cobre(II) pudessem ser empre-.Jados pya acionar urn computador ou urn carro. ° p'fOOTema:~~9_!a!0 §.2.<i~..Jr£l)~et~J~.Q!Lel~JLQ!!§.,dQ.ziI)..£o Rara a.~~,<ll\!~~.Q.Q.Q§..i.Qn,~,,~_~,assim que un;.Eeda.~£.s!.~~~im;.o_Jllergulha..n~,uolu~iiQ.<i~Jq!1~co'5fe{II). Para US~D~lll'QS::<;:j;_SOfundamental de uma bateria, 0 zinco metalico e os fons Cu2+

'·dev.~~~;t~'e~va~0~~E:~~S~(~ig,jT3.53)s:~i~~~,~~Podementao P~"p.~~~~~~J':._?;i.ll£,Q.,.Jl!lC;;._~hQ,Ildutor para fu,raoas~~~o. Qercorrel.~ cir~l;Ii~9externo, \Lt@Y,esde egU1pa~o .a Imentado l<!1!,£prrente1~rt:tQ!1l.<g;.1!Q•.el~:r;9..<iC!911emergulha na'~olu ao ,u.ns.Cu~t..Q.GQbr.e.m~t~li~q,~£?",~~_"deposita" so5fe'0 e!~.!!~~!SU1QJ1~cheJ;.,c.om..9"'siQD.~~:£~.

-"--"A montagem que acabamos de descrever s6 opera quando seinsere uma ponte de sal entre os dois compartimentos da pilha,para manter 0 equilibrio das carga~ ionicas nestes compartimen-tos. Quando 0 eletrodo de Zn proporciona eletrons para 0 con-dutor externo, os fons Zn2+(aq) entram na soIu~ao do comparti-

Anodu de Zn(-)

+ 1,10 VPonte de sa! com Na,S04 Catodo de Cu

(+)

Zn (5) ----!> Zn2+ (aq) + 2e- 2e- + Cu2+ (aq) ----!> Cu (s)Rea~ao global: Zn(s) + Cu2+(aq) -> Zn2+(aq) + Cu(s)

Fig. 21,3 Pilha elelroquImica com eletrodos de Cu2·(aq)ICu(s) e Zn2+(aq)IZn(s). A celula tern voltagern de 1,10 V nas condi90es do esquema. Oseletrons passam, pelo circuito externo. do eletrodo de Zn (anodo) para 0 de Cu (calodo). Vma ponte de sat proporciona a liga9ao entre os doiseletrodos da piJha, permitindo que os fo",: 50/' passem do compartimento cat6dico (do cobre) para 0 an6dico (do zinco).