A Eletroquimica

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Reações de óxido-redução

São reações em que acontece transferência de carga de um reagente para o outro e ocorre a variação do número de oxidação das espécies envolvidas. O processo de redução e oxidação deve ser simultâneo e não podem coexistir independentemente.

• Oxidação: é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas substâncias, tendendo a um estado de oxidação mais positivo.
• Redução: é um processo que resulta em ganho de um ou mais elétrons pelas substâncias, tendendo a um estado de oxidação mais negativo.
• Agente oxidante: é aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo.
• Agente redutor: é aquele que perde elétrons e que se oxida no processo.

Meia reação ou meia célula:

Todas as meias reações podem ser expressas em termos de redução ou oxidação.
Por exemplo, as meias reações, são:
                         Fe2+/Feo 
Redução: Fe2+ + 2e- ⇄ Feo
Oxidação: Feo ⇄ Fe2+ + 2e-

Generalizando, temos:

Aox + ne- → Ared
Bred → Box + ne-

Ou,

Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s)        Eo (Zn2+, Zn) = -0,76 V (redução)

Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2e-          Eo (Cu, Cu2+) = -0,34 V (oxidação)

As reações globais seriam, respectivamente:

Aox + Bred ⇄ Ared + Box

Zn2+ (aq) + Cu (s) ⇄ Zn (s) + Cu2+ (aq)         Eo= (-0,76) + (-0,34) =-1,0 V

As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox. Um par redox tem sempre a forma Ox/Red, em que Ox é a forma oxidada da espécie e Red é a forma reduzida. Veja o exemplo de par redox abaixo:

                Mg2+/Mg

As semi reações expressam as duas contribuições de uma reação redox completa.

Balanceamento de Equações Redox:

Podemos balancear separadamente as semi reações e depois soma-las, para obter a equação balanceada da reação total.

• Igualar o número de elétrons perdidos da oxidação e o número de elétrons usados na redução.
• Identifique as espécies que sofreram oxidação e as que sofreram redução.
• Balanceie todos os elementos nas duas semi reações, exceto O e H.
• Balanceie as cargas elétricas adicionando elétrons dos dois lados da equação.
• Multiplique todas as espécies, em uma ou em ambas as semi reações, pelo fator que iguale o número de elétrons nas duas semi reações e, então, some-as.
• Simplifique a equação cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados da seta e verifique se nos dois lados os átomos e as cargas estão canceladas.

Sistemas combinados redox e ácido-base:

Envolvem não só a troca de elétrons, mas também prótons são transferidos, como em qualquer sistema ácido-base.

HNO3 + 3H+ + 3e- → NO↑ + 2 H2O
CdS↓ → Cd2+ + S2-
S2-  → S↓ + 2e- 
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2HNO3 + 6H+ + 3CdS↓ ⇄ 2NO↑ + 3Cd2+ + 3S↓ + 4H2O

Quanto ao balanceamento:

• Em solução ácida, balanceie O usando H2O e, depois, balanceie H usando H+.
• Em solução básica, balanceie O usando H2O e balanceie, depois, H adicionando H2O do lado de cada semi reação em que H é necessário e OH- do lado oposto.

Obs.: Na parte superior da Tabela estão os oxidantes mais fortes, capazes de oxidar os compostos que aparecem mais abaixo. Tendo Eo mais positivos, tendem a se reduzir. Na parte inferior, estão os compostos redutores mais eficientes, que apresentam Eo mais negativos e que tendem a se oxidar. Portanto, tendem a reduzir os compostos mais acima na Tabela.

Pode-se construir uma pilha com duas semi reações, sendo ΔEo a chamada força eletromotriz padrão (fem) desta pilha galvânica construída.

Aplicações: Pilhas

Zn(s) + Cu2+(aq) ⇄ Zn2+(aq) + Cu(s)

O zinco é oxidado e o cobre é reduzido. É possível observar nesta reação que a partir de energia química, gera-se energia elétrica.

células galvânicas

Uma reação espontânea pode ser usada para gerar uma corrente elétrica.

Os elétrons se transferem e a energia livre do sistema cai à medida que a reação se aproximado equilíbrio. Entretanto, embora energia seja liberada na forma de calor nenhum trabalho elétrico é feito. Os elétrons podem realizar trabalho ao passar da espécie que se oxida para a espécie que se reduz. Isso é o que acontece em uma célula galvânica.

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