TRANSFERÊNCIA ELÉTRICA EM ABREVIATURAS OXIGÊNICAS

EXPERIÊNCIA 09 – TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS EM REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

1. Sinopse teórica.

Um elétrodo é um dispositivo, que tem a capacidade intrínseca de gerar elétrons. Por exemplo, forma-se um elétrodo pelo contato íntimo de substâncias simples com soluções aquosas iônicas. A substância simples pode ser um gás como H2, ou um líquido como Br2, ou um sólido como Zn. Em princípio, as soluções iônicas podem conter qualquer cátion e qualquer ânion, mas a prática mostra que algumas combinações não resultam elétrodos.

Diversos fatores experimentais afetam a capacidade ou potencial do elétrodo produzir elétrons. Por isso, existe uma convenção internacional, que estabelece as condições em que os potenciais devem ser comparados:

Pressão atmosférica de 1 atm Temperatura de 298,15 K (25ºC)

Cátion ou ânion proveniente do mesmo elemento químico que a substância simples Concentração inicial da solução iônica de 1,000 mol/L

Equações escritas com os elétrons no primeiro membro Potenciais medidos em volts (V)

Elétrodo de hidrogênio com potencial padrão Eº = 0,000 V (por convenção) Demais potenciais obtidos por comparação com o elétrodo de hidrogênio

A comparação dos diversos elétrodos com o elétrodo de hidrogênio, deu origem à denominada Tabela de Potenciais-Padrão de Elétrodo ou Tabela de Potenciais-Padrão de Redução, da qual uma parte está reproduzida a seguir:

 Poder crescente do agente oxidante  Tendência crescente a se reduzir (ganhar elétrons) oxidante + n e– = redutor Poder crescente do agente redutor  Tendência crescente a se oxidar (perder elétrons)  Eº (V) Valores negativos de potencial significam tendência a sofrer oxidação, e valores positivos indicam tendência a sofrer redução, em relação ao padrão hidrogênio. Assim, entre duas semi-equações quaisquer, a de potencial mais negativo acaba invertida e a de potencial mais positivo fica inalterada.

A soma das semi-equações fornece a equação completa de oxi-redução. É importantíssimo notar que o melhor oxidante reage sempre com o melhor redutor para formarem os piores oxidante e redutor.

Mg2+ + 2 e– = Mg -2,370

Al3+ + 3 e– = Al -1,660

2 H2O + 2 e– = H2 + 2 OH– -0,828

Zn2+ + 2 e– = Zn -0,763

Fe2+ + 2 e– = Fe -0,440

Ni2+ + 2 e– = Ni -0,250

Sn2+ + 2 e– = Sn -0,136

Pb2+ + 2 e– = Pb -0,126

2 H+ + 2 e– = H2 0,000

Sn4+ + 2 e– = Sn2+ +0,150

Cu2+ + 2 e– = Cu +0,337

2 H2O + O2 + 4 e– = 4 OH– +0,401

Fe3+ + e– = Fe2+ +0,771

Hg2+ + 2 e– = Hg +0,854

4 H+ + O2 + 4 e– = 2 H2O +1,229

Semi-equação de redução 

 Semi-equação de oxidação

A tabela acima contém alguns conceitos importantes:

Reação de redução tem ganho de elétrons Xn+ + n e– = X

Reação de oxidação tem perda de elétrons Y = Yn+ + n e–

Reação global iônica de oxi-redução Xn+ + Y = Yn+ + X

Reação global molecular de oxi-redução XAn + Y = YAn + X

Agente redutor provoca redução, oxidando-se Y

Agente oxidante provoca oxidação, reduzindo-se Xn+ ou XAn

Como não ocorre redução sem oxidação e vice-versa, então os dois processos são simultâneos, e geram um fluxo de elétrons. Fluir elétrons implica na existência de uma diferença de potencial e de uma corrente elétrica, as quais podem ser determinadas experimentalmente.

2. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a:

a) Empregar uma tabela de potenciais de redução na previsão de reações redox;

b) Produzir um fluxo de elétrons, utilizando uma reação de oxi-redução espontânea.

3. Material necessário por grupo de alunos:

Aparelhagem

1 bagueta

8 béqueres de 50 mL

1 pipeta graduada de 5 mL

1 pedaço de lã de aço

1 prato com papel de filtro

1 espátula

1 pisseta

1 pera de borracha