Reacções de Oxidação-Redução

Apresentação em tema: "Reacções de Oxidação-Redução"— Transcrição da apresentação:

1 Reacções de Oxidação-Redução
2Na g 2Na+ + 2e- Cl2 + 2e- g 2Cl- 2Na +Cl2 g 2NaCl Oxidação Redução Oxidação: é a perda de electrões ou o aumento do número de oxidação Redução: é o ganho de electrões ou a diminuição do número de oxidação. Ambas, redução e oxidação, ocorrem simultâneamente nas reacções redox ou reacções de oxidação-redução. A substância oxidada é o agente redutor; a substância reduzida é o agente oxidante. Os números de oxidação é uma “ferramenta” utilizada para seguir as reacções redox. O número de oxidação é a carga que o átomo teria se os electrões em cada ligação pertencessem inteiramente ao átomo mais electronegativo.

2 Regras de determinação do número de oxidação
O número de oxidação de elementos livres (elementos não combinados quimicamente) é zero; O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à carga do ião; A soma dos números de oxidação dos átomos na molécula ou ião tem que ser igual à carga da particula; Nos compostos onde entra, o fluor tem sempre número de oxidação -1; Nos compostos onde entra, o hidrogénio tem sempre número de oxidação +1; Nos compostos onde entra, o oxigénio tem sempre número de oxidação -2. Exercicio: Determine o número de oxidação dos átomos nas moléculas: MoS2; ClO2-; H2O2; NaN3, Cr(NO3)3, NiCl2, Mg2TiO4, K2Cr2O7, HPO4- e V(C2H3O2)3.

3 Acerto das equações redox
Colocar os números de oxidação nos átomos; Identificar onde ocorreu a oxidação e onde ocorreu a redução, ou seja a substância oxidada e a substância reduzida; Dividir o processo de oxidação redução em duas equações chamadas reacções-metade; Ex: FeCl3 + SnCl2 g FeCl2 + SnCl4 Como o Cl é o ião espectador a equação pode ser escrita Fe3+ + Sn2+ g Fe2+ + Sn4+ Dividir em duas equações colocando o número de electrões envolvidos : Sn2+ g Sn4+ + 2e- 2(Fe3+ + e- g Fe2+) Sn2+ + 2Fe3+ g Sn4+ + 2Fe2+ O número de electrões ganho por uma substância é sempre igual ao número perdido pela outra substância

4 Acerto das equações em meio ácido: Cr2O72- + Fe2+ g Cr3+ + Fe3+
Cr2O72- g 2Cr3+ Fe2+ g Fe3+ + e- (Acertar os átomos que não são H nem O) Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O (Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que precisa de O) 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O (Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que precisa de H) 6e- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O (Acertar as cargas adicionando electrões)

5 6e- + 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ g 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+ + 6e-
Faça com que o número de electrões ganhos seja igual ao número de electrões perdidos em ambas as reacções-metade. 6e- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O 6Fe2+ g 6Fe3+ + 6e- 6e- + 14H+ + Cr2O Fe2+ g 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+ + 6e- Corte os membros que são iguais em ambos os lados da equação Exercicio: Acerte a equação: MnO4- + H2SO3 g SO42- + Mn2+

6 Acerto das equações em meio básico: Cr2O72- + Fe2+ g Cr3+ + Fe3+
Cr2O72- g 2Cr3+ Fe2+ g Fe3+ + e- (Acertar os átomos que não são H nem O) Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O (Acertar os oxigénios adicionando H2O ao lado que precisa de O) 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O (Acertar os hidrogénios adicionando H+ ao lado que precisa de H) 14OH- + 14H+ + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- Fe2+ g Fe3+ (Adicione a ambos os lados da equação o mesmo número de OH- do que H+)

7 (Combine os H+ e OH- de modo a formar água)
14H2O + Cr2O72- g 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- Fe2+ g Fe3+ (Combine os H+ e OH- de modo a formar água) 7H2O + Cr2O72- g 2Cr OH- (Cancele as moléculas de água que poder) Exercicio: Acerte as equações em meio básico: MnO4- + SO32- g SO42- + MnO2 MnO4- + C2O42- g MnO2 + CO32- Exercicios de Esqueometria de reacções: Quantos gramas de dicromato de potássio são necessárias para oxidar o Fe2+ em 21,00 g FeSO4 a Fe3+ se a solução ocorrer em meio ácido. Na reacção , Cr2O72- é reduzido a Cr3+. Quantos mililitros de 0,125 M K2Cr2O7 são necessárias para reagir completamente com 25,0 mL de 0,250 M FeSO4 em solução acidica. Quantos mililitros de 0,200 M FeSO4 são necessários para reduzir 50,0 mL de 0,0400 M KMnO4 em meio acidico. Os produtos da reacção são Fe3+ e Mn2+.

8 Titulações redox Quando as reacções são feitas em meio ácido um dos reagentes mais utilizados nestas titulações é o permanganato de potássio (KMnO4), que é um poderoso agente oxidante. As reacções com este reagente é autoindicada pois o MnO4- tem uma cor purpura e o produto da sua redução o Mn2+ é incolor em solução ácida. Exercicio: Todo o ferro de uma amostra de ferro de 2,00 g é dissolvida numa solução acidica e convertida em Fe2+ o qual foi titulada com uma solução de KMnO4 de 0,1000M. Na titulação, o ferro é oxidado a Fe3+. A titulação requer 27,45 mL da solução de KMnO4. (a) Quantas gramas de ferro existem na amostra? (b) Qual a percentagem em peso de ferro na amostra? (c) Se o ferro estivesse presente na amostra sob a forma de Fe2O3, qual a percentagem em peso de Fe2O3 na amostra.

9 Electroquímica Quando as reacções redox causam um fluxo de electrões através de um fio metálico ou quando um fluxo de electrões faz com que as reacções redox aconteçam o processo é descrito como electroquímico. O estudo destas transformações é chamado de electroquimica. Quando a electricidade passa através de um composto iónico fundido ou de uma solução de um electrólito a reacção química que ocorre chama-se electrólise. A montagem tipica de uma electrólise chama-se célula de electrólise ou célula electrolitica. (-) (+) Na+ Cl- Ânodo; oxidação Cátodo; redução 2Cl- g Cl2 + 2e- Na+ + e- g Na

10 Reacções electroliticas em meio aquoso
Estas reacções são mais complicadas de prever dado que pode ocorrer oxidação e redução da água: 2H2O (l) + 2e- g H2(g) + 2OH- (aq) (cátodo) 2H2O (l) g O2(g) + 4H+ (aq) + 4e- (ânodo) Quando KNO3 está na solução , os iões K+ movem-se em direcção ao cátodo onde vão associar-se com os OH- à medida que estes se vão formando. Os iões NO3- movem-se em direcção ao ânodo onde vão associar-se com os iões H+ assim que estes se formam. Relações esquiométricas na electrólise Exercicio: Quantas gramas de cobre são depositadas no cátodo de uma célula electrolitica se uma corrente de 2,00 A percorre a solução de CuSO4 por um periodo de 20,0 min? (1 Coulomb = 1 Ampere x 1 segundo; 1 mol e- = 9,65 x 104 C)

11 Células Galvânicas = Células Voltaicas
Nestas células ocorre uma reacção redox espontânea, no qual as reacções-metade ocorrem em células-metade, o que causa transferência de electrões através de circuito externo. A redução ocorre no cátodo carregado positivamente e a oxidação tem lugar no ânodo carregado negativamente. NO3- Ag+ Cu2+ Ânodo Cátodo Ag+ + e- g Ag Cu g Cu2+ + 2e- À esquerda, o electrodo de prata é mergulhado numa solução de AgNO3; à direita o electrodo de cobre é mergulhado numa solução de Cu(NO3)3; as duas soluções são ligadas por uma ponte salina. Para que as células galvânicas funcionem as soluções têm que se manter neutras e é essa a utilidade da ponte salina, que é formada por KNO3 ou KCl.

12 Cargas nos electrodos Células Electroliticas
Cátodo é negativo (redução) Ânodo é positivo (oxidação) Células Galvânicas Cátodo é positivo (redução) Ânodo é negativo (oxidação) Nota: É a reacção química e não a carga, que determina se o electrodo é cátodo ou ânodo. Apesar das cargas dos electrodos mudarem os iões nas células movem-se sempre na mesma direcção: o catião sempre em direcção ao cátodo em ambos os tipos de células. No caso das células electroliticas os catiões são atraidos pela carga negativa no electrodo enquanto nas células galvânicas (CG) eles difundem-se em direcção ao cátodo para contrabalançar a carga negativa quando os iões Ag+ são reduzidos. A mesmo acontece para os aniões, onde nas CG o Cu2+ entram na solução.

13 Notação da célula galvânica
ânodo cátodo Ponte salina Cu(s) | Cu2+(aq) ║ Ag+(aq) | Ag(s) Ânodo Electrodo Electrolito Cátodo A célula galvânica tem a capacidade de puxar electrões através de um fio metálico externo. A magnitude desta capacidade é expressa em Potencial (volt – V), ou Força electromotiva (emf); Potencial da célula, Ecel: é o potencial máximo que uma célula pode gerar. Depende (1) composição dos electrodos, (2) concentração dos iões em cada uma das células-metade e da (3) temperatura. Potencial padrão da célula, Eºcel: permite-nos comparar o potencial de diferentes celulas . É determinado quando a concentração de todos os iões é de 1,00 M e à temperatura de 25 ºC.

14 Potencial de redução ou potencial de redução padrão: expressa a magnitude da tendência de cada uma das células metade sofrer redução, à temperatura de 25 ºC, de concentração 1,00 M e pressão de 1 atm. Quando as duas celulas se ligam, aquela cuja tendência de sofrer redução é maior vai “adquirir” electrões da outra parte a qual vai sofrer oxidação. Eºcel = Potencial de redução da substância reduzida - Potencial de redução da substância oxidada Electrodo padrão é electrodo de Hidrogénio, cujo o potencial é de 0 V. Construindo uma célula com este electrodo e à temperatura de 25 ºC determina-se o potencial padrão de redução de diferentes substâncias. H2(g) a 1 atm 1,00 M H+ Pt EºH+ = 0,00 V

15 2H+(aq, 1,00 M) + 2 e- D H2 (g, 1atm) EºH+ = 0 V
Trata-se de uma reacção reversivel, e não um equilibrio. Depende da outra celula-metade se a reacção é de oxidação ou de redução. 1ºCaso: Cu2+(aq) + 2e- g Cu(s) cátodo H2(g) g2H+(aq) + 2e- ânodo Cu2+ + H2(g) g Cu(s) + 2H+(aq) reacção da célula Potencial de redução da substância oxidada = 0,00 V Potencial de redução da substância reduzida

16 2ºCaso: 2H+(aq) + 2e- g H2(g) cátodo
Zn(s) g Zn2+(aq) + 2e- ânodo 2H+(aq) + Zn(s) g H2(g) + Zn2+(aq) Reacção da celula Potencial de redução da substância oxidada Potencial de redução da substância reduzida =0,00 V Fazer problemas sobre determinação do potencial da célula;e verificação se a célula é espontânea ou não; p 793 Brady

17 Determinação das constantes de equilibrio
É feita através da equação: n = nº de moles electrões que são transferidos na reacção redox Eºcel: é o potencial padrão da célula quando a concentração de todos os iões são de 1,00 M ou a pressão parcial dos gases é de 1 atm. À medida que os reagentes vão sendo consumidos o potencial da célula vai diminuindo o potencial da célula é dado pela Equação de Nernst Equação de Nernst é utilizada para a determinação das concentrações apartir da célula