O documento discute reações de oxidação-redução, definindo oxidação como ganho de elétrons e redução como perda de elétrons. Explica que reações redox envolvem duas semi-reações simultâneas e define agentes oxidantes e redutores. Apresenta exemplos de balanço de reações redox.

1. Profa. Adrianne Mendonça

3. Reações de Oxidação – Redução
Caracterizam-se pela transferências de elétrons
entre as espécies envolvidas.
Qual a consequência da transferência de elétrons?
Oxidação: uma espécie química sofre aumento do
seu número de oxidação.
Redução: uma espécie química sofre redução do
seu número de oxidação.

4. Reações de Oxidação – Redução
Reações redox duas semi-reações simultâneas.
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de elétrons)
A perda de elétrons por uma espécie é a oxidação
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a redução
Fe3+
+ V2+
↔ Fe2+
+ V 3+

5. Reações de Oxidação – Redução
Reações redox duas semi-reações
simultâneas.
(uma envolvendo a perda e a outra o ganho de
elétrons)
A perda de elétrons por uma espécie é a
oxidação.
O ganho de elétrons por uma outra espécie é a
redução.
Assim, o agente oxidante é aquele que se reduz.

6. Reações de Oxidação – Redução
Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons.
Agente redutor se oxida porque doa elétrons.
Exemplos:
1) 2Fe3+
+ Sn2+
⇆ 2 Fe2+
+ Sn4+
Semi – reações: 2 Fe3+
+ 2e-
→ 2 Fe2+
Agente oxidante
Sn2+
Sn⇆ 4+
+ 2e-
Agente redutor

7. Reações de Oxidação – Redução
Agente oxidante se reduz porque recebe elétrons.
Agente redutor se oxida porque doa elétrons.
Exemplos:
Semi – reações:
5 Fe2+
5 Fe⇆ 3+
+ 5e-
Agente redutor
MnO4
-
+ 8H+
+ 5e-
Mn⇆ 2+
+ 4 H2O Agente oxidante
2) 5Fe2+
+ MnO4
-
+ 8H+
5 Fe⇆ 3+
+ Mn2+
+ 4 H2O

8. Reações de Oxidação – Redução
Exemplo 3: reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de
zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre.
A reação global é a seguinte:
0220
⇔ CuZnCuZn ++ ++
Semi-reações:
A oxidação do zinco metálico
A redução do cobre (II)
20
2⇔ −+
+ eZnZn
02
⇔2 CueCu −+
+

9. Reações de Oxidação – Redução
Exemplo 3: reação que ocorre quando se mergulha uma lâmina de
zinco metálico em uma solução de sulfato de cobre.
As espécies capazes de doar elétrons são chamadas agentes
redutores e aquelas capazes de receber elétrons são agentes
oxidantes.
No exemplo,
Zn perdeu 2e-
→ agente redutor → sofre oxidação
Cu2+
ganhou 2e-
→ agente oxidante → sofre redução
Em uma reação redox o número de elétrons cedidos por uma
espécie deve ser IGUAL ao número de elétrons ganhos por outra
espécie.
0220
⇔ CuZnCuZn ++ ++

10. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 1:1
Ce4+
+ 1e-
↔ Ce3+
semi-reação de redução
Fe2+
↔ Fe3+
+ 1e-
semi-reação de oxidação
Ce4+
+ Fe2+
↔ Ce3+
+ Fe3+
reação redox completa
Ce4+
é o agente oxidante, porque se reduz.
Fe2+
é o agente redutor, porque se oxida.

11. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 2:1
2 Fe3+
+ 2 e-
↔ 2 Fe2+
semi-reação de redução
Sn2+
↔ Sn4+
+ 2 e-
semi-reação de oxidação
2 Fe3+
+ Sn (s) ↔ Fe2+
+ Sn4+
reação redox completa
Fe4+
é o agente oxidante, porque se reduz.
Sn2+
é o agente redutor, porque se oxida.

12. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 5:2
Exemplo: balancear a equação MnO4
-
+ NO2
-
↔ Mn2+
+ NO3
-
1. Balanceamento de massa
Considerando os quatro átomos de oxigênio presentes no
lado esquerdo da equação, adicionamos 4 móis de H2O do
lado direito da equação, o que significa que temos de
adicionar 8 móis de H+
do lado esquerdo:
MnO4
-
+ 8H+
↔ Mn2+
+ 4H2O

13. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 5:2
Exemplo: balancear a equação MnO4
-
+ NO2
-
↔ Mn2+
+ NO3
-
2. Balanceamento de carga
É necessário adicionar 5 e-
do lado esquerdo da reação:
MnO4
-
+ 8H+
+ 5e-
↔ Mn2+
+ 4H2O

14. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 5:2
Exemplo: balancear a equação MnO4
-
+ NO2
-
↔ Mn2+
+ NO3
-
3. Balanceamento de massa
Adicionamos 1mol de H2O do lado esquerdo da equação
para suprir o oxigênio e 2 móis de H+ do lado direito para
balancear o hidrogênio.
NO2
-
+ H2O ↔ NO3
-
+ 2H+

15. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 5:2
Exemplo: balancear a equação MnO4
-
+ NO2
-
↔ Mn2+
+ NO3
-
4. Balanceamento de carga
Adiciona-se 2 e-
no lado direito para balancear as cargas:
NO2
-
+ H2O ↔ NO3
-
+ 2H+
+ 2e-

16. Balanceamento de Reações de Oxidação – Redução
Reações com estequiometria 5:2
Exemplo: balancear a equação MnO4
-
+ NO2
-
↔ Mn2+
+ NO3
-
5. Balanceamento do número de elétrons
Multiplica-se a primeira por 2 e a segunda por 5 para que o
número de elétrons perdido seja igual ao número de
elétrons ganho. Então combinamos as duas semi-reações
para obter:
2 x (MnO4
-
+ 8H+
+ 5e-
↔ Mn2+
+ 4H2O)
5 x (NO2
-
+ H2O ↔ NO3
-
+ 2H+
+ 2e-
)
2MnO4
-
+16H+
+10e-
+5NO2
-
+5H2O ↔ 2Mn2+
+ 8H2O+5NO3
-
+10H+
+10e-
2MnO4
-
+ 6H+
+ 5NO2
-
↔ 2Mn2+
+ 3H2O + 5NO3
-

17. Agentes oxidantes e redutores importantes
em Química Inorgânica
Oxidantes
 KMnO4
 K2Cr2O7
 HNO3
 Halogênios
 Água régia: ácido nítrico e
ácido clorídrico (1:3)
 H2O2
Redutores
• SO2
• H2SO3
• H2S
• HI
• SnCl2
• Zn, Fe e Al

18. Agentes oxidantes e redutores importantes
em Química Orgânica
Oxidantes
 KMnO4
 K2CrO4
 KIO4
Redutores
• LiAlH4
• NaBH4

19. Células eletroquímicas
Reações redox que interessam à química analítica são,
em sua maior parte, reações reversíveis e a posição de
equilíbrio é determinada pelas tendências relativas dos
reagentes em doar ou receber elétrons, as quais podem variar
de acordo com as espécies envolvidas na reação.
Reações redox ocorrem em células eletroquímicas

20. Células eletroquímicas
Muitas reações de oxidação-redução podem ser
realizadas de duas formas:
1. Oxidante e o redutor em contato direto
Exemplo: pedaço de cobre é imerso é imerso em uma solução
contendo nitrato de prata, promovendo a redução do íon
prata e a oxidação do Cu metálico.
Ag+
+ e-
↔ Ag(s) (2x)
Cu(s) ↔ Cu2+
+ 2e-
2Ag+
+ Cu(s) ↔ 2Ag(s) + Cu2+

21. Células eletroquímicas
Muitas reações de oxidação-redução podem ser
realizadas de duas formas:
2. Células eletroquímicas
Uma célula eletroquímica é um arranjo constituído de
dois eletrodos, geralmente metálicos, cada um em contato
com uma solução de um eletrólito adequado.
A ponte salina é utilizada para impedir que as soluções
se misturem, mas ao mesmo tempo evitar o acúmulo de
cargas positivas e negativas nas semi-células. Os íons que
compõem a ponte salina migram de um lado para o outro e
neutralizam o excesso de cargas nas soluções.

22. Células eletroquímicas
Muitas reações de oxidação-redução podem ser
realizadas de duas formas:
2. Células eletroquímicas
A ponte salina é uma solução de um eletrólito, por
exemplo, cloreto de potássio, contida em um tubo de vidro
em forma de U, cujas extremidades em contato com as
soluções dos béqueres são fechadas com tampões de um
material poroso.
A ponte salina proporciona um caminho para a
migração dos íons sem que haja mistura das soluções, para
garantir a neutralidade nos compartimentos de uma célula
eletroquímica.

23. Células eletroquímicas

24. Células eletroquímicas
Cátodo: eletrodo no qual ocorre a redução
Ânodo: eletrodo no qual ocorre a oxidação
Células galvânicas ou voltaicas: armazenam energia elétrica.
As reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir
espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo
para o cátodo, que é conduzido através de um condutor
externo.
Célula eletrolítica: requer uma fonte externa de energia
elétrica para sua operação, ou seja, consome energia.

25. Células eletroquímicas
Células galvânicas Células eletrolíticas
Ânodo Cátodo
e-

26. Células eletroquímicas
Baterias dos automóveis
Quando está sendo
carregada pelo gerador
ou carregador externo,
está consumindo
energia externa.
Reação não
espontânea.
Quando é empregada
para fazer funcionar
os faróis, o rádio ou a
ignição, está liberando
a energia armazenada.
Reação espontânea.
Célula eletrolítica Célula galvânica

27. Representação esquemática das células
Cu|Cu2+
(0,0200 mol L-1
)||Ag+
(0,0200 mol L-1
)|Ag
Obs: linha vertical simples indica um limite entre fases (semi-célula) e a
linha vertical dupla representa dois limites, um em cada extremidade da
ponte salina.

28. Direferença de potencial e corrente elétrica
A diferença de potencial que se desenvolve entre os
eletrodos de uma célula eletroquímica é uma medida da tendência
da reação em prosseguir a partir de um estado de não-equilíbrio
para a condição de equilíbrio.
A corrente elétrica que flui através do circuito é proporcional
à velocidade da reação química, ou seja, um conceito cinético.
O potencial da célula (Ecél) é proporcional à variação de
energia livre ΔG, portanto, um conceito termodinâmico. O potencial
da célula está relacionado à variação de energia livre de Gibbs da
reação ΔG por:
ΔG = -nFE = -RT ln Keq Obs: E = T / q
Quando Ecél > 0, ΔG < 0: reação espontânea V = J/C
Quando Ecél < 0, ΔG > 0: reação não espontânea

29. Potencial de eletrodo
Cada semicélula é caracterizada por um certo potencial de
eletrodo que representa a tendência das substâncias a se reduzirem
ou se oxidarem.
O potencial de um eletrodo só pode ser medido em
comparação com outras semicélulas.
O eletrodo adotado como eletrodo padrão para medir o
potencial de outros eletrodos foi o eletrodo padrão de hidrogênio
(EPH)
Razões para a escolha:
- ser de fácil construção
- exibir comportamento reversível
- capaz de produzir potenciais constantes e reprodutíveis

30. É o potencial de uma célula onde o eletrodo em questão
é aquele do lado direito e o EPH é o da esquerda.
DEFINIÇÃO DO POTENCIAL DO ELETRODO
DEFINIÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DO ELETRODO (E0
)
Potencial padrão de eletrodo de uma semirreação é
definido como o potencial de eletrodo quando as atividades dos
reagentes e produtos são iguais a unidade.
?célula EPHE E E= −

31. Potencial padrão de eletrodo, E°
De acordo com a convenção de sinais da IUPAC:
célula direita esquerdaE E E= −

32. A semirreação do eletrodo de hidrogênio é:
A este padrão foi atribuído o potencial de redução
igual a zero (E0
= 0,000 Volt) a qualquer temperatura.
)(2)(
+
⇔2+2 gaq HeH
Dependendo do tipo de semicélula com a qual é
acoplado, o EPH pode comportar-se como ânodo ou como
cátodo, ou seja, sofrendo oxidação ou redução.
Potencial padrão de eletrodo, E°

33. Potencial padrão de eletrodo, E°
Ecélula = Edireita – Eesquerda = E°Ag – E°EPH = E°Ag - 0,000 = E°Ag

34. • Se a semicélula força a espécie H+
a aceitar elétrons, ou seja,
provoca a redução de H+
a H2(g) , o E0
< 0.
• Se a semicélula aceita elétrons da espécie H2(g), isto é, oxida
H2(g) a H+
, o E0
> 0.
Assim, agentes oxidantes como o MnO4- possuem E0
> 0.
Agentes redutores como o Zn0
possuem E0
< 0.
Concluindo, comparando duas semirreações, aquela que
possuir maior potencial de redução força a outra a ceder
elétrons, considerando a condição padrão de medição.
Potencial padrão de eletrodo, E°

35. IUPAC → por convenção, são tabelados os
potenciais padrão de redução.
Semirreação potencial do eletrodo, E° (V)
Cu+2
+ 2e-
⇆ Cu(s) 0,334
2H+
+ 2e-
⇆ H2
(g) 0,000
Cd+2
+ 2e-
⇆ Cd(s) - 0,403
Zn+2
+ 2e-
⇆ Zn(s) - 0,763
K+
+ e-
K(s)⇆ -2,936
Ex: a tendência do Cu é sofrer redução e do Zn é oxidar-se.
Potencial padrão de eletrodo, E°

37. Equação de Nernst
Relaciona o Ecel com as concentações das espécies
oxidada e reduzida ( reagentes e produtos da reação).
O potencial de qualquer célula depende dos
componentes do sistema e de suas concentrações.
Em uma célula composta por duas semicélulas de
Zn (célula de concentração) haverá produção de corrente
elétrica se as [Zn2+
] forem diferentes nas duas semicélulas.

38. Equação de Nernst
Consideremos a reação:
A equação de Nernst para essa semirreação é,
dDcCnebBaA +⇔++ −
( ) ( )
( ) ( ) ba
dc
aBaA
aDaC
nF
RT
EE ln-= 0
onde:
E = potencial real da semicélula
E0
= potencial padrão da semicélula
R = constante dos gases
T = temperatura absoluta
n=número de elétrons que participam da semirreação ajustada
F = constante de Faraday
ln = logaritmo natural = 2,303 log10
(aA), (aB), (aC), (aD) = atividade dos reagentes e produtos

39. Equação de Nernst
Exemplos:
a)
b)
c)
d)
e)
02
2 ZneZn ⇔+ −+
[ ]+
−= 2
0 1
log
2
0591,0
Zn
EE
+−+
⇔+ 23
FeeFe [ ]
[ ]+
+
−= 3
2
0
log
1
0591,0
Fe
Fe
EE
)(22 2 gHeH ⇔+ −+
[ ]2
20
log
2
0591,0
+
−=
H
pH
EE
-
)(
0
)( +⇔+ ClAgeAgCl ss
[ ]
1
1
log
1
0591,00 ⋅
−=
−
Cl
EE
OHCreHOCr 2
3
72 72614 +⇔++ +−+=
[ ]
[ ][ ]14
72
23
0 1
log
6
0591,0
+=
+
⋅
−=
HOCr
Cr
EE

40. Convenções IUPAC
1- Escrever a semirreação da semicélula da direita como redução
junto com seu potencial padrão, E0
1.
2- Escrever abaixo a semirreação da semicélula à esquerda como
redução junto com seu potencial padrão, E0
2.
3- Calcular o potencial de cada semirreação utilizando a equação de
Nernst para achar E1 e E2.
Se todas as substâncias têm atividade unitária E1 = E0
1 e E2 = E0
2.
4- Para escrever a reação total da célula, subtrair a segunda
semirreação da primeira. Essa equação deve estar ajustada com
relação aos elétrons trocados.
5- A voltagem da célula é dada por E = E – E

41. Convenções IUPAC
6- O sinal (+ ou -) de Ecélula é a polaridade do eletrodo da direita
no diagrama da célula.
7- Se Ecélula > 0, conclui-se que a reação total da célula é
espontânea da esquerda para a direita.
Se Ecélula< 0, conclui-se que a reação não é espontânea da
esquerda para a direita.

42. Equação de Nernst

43. Equação de Nernst
∆G = -nFEcélula = -2 x 96.485 x (-0,412) = 79.503 J
Reação não espontânea

44. Obrigada !!!!