Redox: objectivos principais

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1 Redox: objectivos principais Definir reacções redox e acertar equações de reacções redox usando o método das semireacções. Escrever o diagrama de uma, dada a equação da reacção redox e viceversa. Calcular o potencial padrão de uma, dadas as semireacções e os seus potenciais padrão. Descrever uma galvânica, identificar o ânodo, cátodo e sentido do fluxo de electrões. Prever a espontaneidade de uma reação redox com base em tabela de potenciais padrão. Explicar a relação entre energia de Gibbs, potencial padrão e constante de equilíbrio. Calcular a constante de equilíbrio a partir do potencial padrão. Usar a equação de Nernst para calcular o potencial de uma em condições nãopadrão. Prever o efeito de alteração das concentrações de reagentes e produtos no potencial de uma.

2 Atribuição de estados de oxidação REGRAS O estado de oxidação de um elemento não combinado com outros elementos é zero (exemplo: Li, Xe, Fe, O, H ). A soma dos estados de oxidação de todos os átomos numa espécie é igual à carga total dessa espécie. Exemplos: em CN a soma dos estados de oxidação de C e de N é 1). o estado de oxidação de Al 3+ é+3. o estado de oxidação de Br é 1. O estado de oxidação do oxigénio é na maior parte dos compostos (ex: CaO). O estado dos halogénios (F, Cl, Br, I) é 1 em todos os compostos (ex: CH Cl ), excepto se estiver combinado com oxigénio ou com outro halogénio maior. O estado do hidrogénio é +1 em combinação com nãometais (ex: OH, CH 4 ) e 1 em combinação com metais (ex: NaH).

3 Atribuição de estados de oxidação Exemplos Determinar os estados de oxidação do oxigénio e do enxôfre nos seguintes compostos: SO Estado de oxidação do O : Estado de oxidação do S : x Soma dos estados de oxidação = carga total x + () = 0 x = +4 SO 4 Estado de oxidação do O : Estado de oxidação do S : x Soma dos estados de oxidação = carga total x + 4 () = x = +6

4 Acerto de reacção em meio ácido MnO 4 + H C O 4 Mn + + CO +7 + Redução: MnO 4 + 5e Mn + Oxidação: H C O 4 CO + e Acerto de cada semireacção: Redução: 8H + + MnO 4 + 5e Mn + + 4H O Oxidação: H C O 4 CO + H + + e Para termos o mesmo nº de electrões: Redução : 10e Oxidação 5 : 10e Redução: 16H + + MnO e Mn + + 8H O Oxidação: 5H C O 4 10CO + 10H e Soma: 16H + + MnO 4 + 5H C O 4 Mn + + 8H O + 10CO + 10H + 6H + + MnO 4 + 5H C O 4 Mn + + 8H O + 10CO

5 Acerto de reacção em meio básico MnO 4 + Br MnO + BrO Redução: MnO 4 + 3e MnO Oxidação: Br BrO e Acerto de cada semireacção: Redução: H O + MnO 4 + 3e MnO + 4OH Oxidação: Br + 6OH BrO 3 + 3H O + 6e Para termos o mesmo nº de electrões: Redução : 6e Oxidação 1 : 6e Redução: 4H O + MnO 4 + 6e MnO + 8OH Oxidação: Br + 6OH BrO 3 + 3H O + 6e Soma: 4H O + MnO 4 + Br + 6OH MnO + 8OH + BrO 3 + 3H O MnO 4 +Br + H O MnO + BrO 3 + OH

6 Problemas redox I Calcular Eº para as reacções do mercúrio com a) HCl 1M e b) HNO 3 1M. Qual destes ácidos oxidará Hg a Hg + em condições padrão? Hg + + e Hg V NO 3 + 3e NO V a) Oxidação: Hg Hg + + e Eº = 0.85 V Redução: H + + e H Eº = 0 V Hg + H + Hg + + H Eº = 0.85 V Como Eº é negativo, o mercúrio (Hg) NÃO É oxidado. b) Oxidação: Hg Hg + + e Eº = 0.85 V Redução: NO 3 + 3e NO Eº = V (acertar equações e somar!) Eº = = V Como Eº é positivo, o mercúrio (Hg) É oxidado.

7 Problemas redox II Com base nos potenciais de redução seguintes explique por que é que a prata se oxida ao ar enquanto que o ouro não. Ag + + e Ag V 1/O + H + + e H O +1.3 V Au + + e Au V Oxidação da prata: Ag Ag + + e Eº = 0.80 V Redução do O : 1/O + e H O Eº = +1.3 V Ag + 1/O Ag + + H O Eº = = V Oxidação do ouro: Au Au + + e Eº = 1.68 V Redução do O : 1/O + e H O Eº = +1.3 V Au + 1/O Au + + H O Eº = = 0.45 V Em igualdade de circunstâncias (concentrações, pressões, temperatura) a primeira reacção é mais favorável que a segunda. (Quando os reagentes e produtos estão no estado padrão, a primeira reacção é espontânea, a segunda não.)

8 Problemas redox III Calcular a constante de equilíbrio da seguinte reacção a 5ºC: Sn(s) + Cu + (aq) Sn + (aq) + Cu + (aq) Eº (Sn + /Sn) = 0.14V Eº (Cu + /Cu + ) = 0.15V Sn Sn + + e ( Cu + + e Cu + ) Eº = Eº(Sn/Sn + ) + Eº(Cu + /Cu + ) = = = 0.9V Eº = log K log K = n n Eº log K = 9.8 K =

9 Problemas redox IV Calcular a diferença de potencial que se estabelece numa constituída por um eléctrodo de cádmio imerso numa solução de Cd M e um eléctrodo de prata imerso numa solução de Ag M. Eº (Ag + /Ag) = 0.80V Eº (Cd + /Cd) = 0.40V Cd Cd + + e (0.40)V Ag + + e Ag 0.80V Ag + + Cd Ag + Cd + 1.0V 1.0 E = Eº n log Q Q = [Cd + / [Ag + = 0.15 / 0.01 = E = 1.11 V

10 K e Quociente da reacção, Q Sn(s) + Cu + (aq) Sn + (aq) + Cu + (aq) [Sn + eq K = + [Cu [Cu + eq eq = + [Sn [Cu [Cu Q + +

11 Eº e K Gº = RT ln K Gº = n F Eº n nº de mol de electrões F constante de Faraday Eº potencial padrão RT ln K = n F Eº n Eº ln K = a 5 ºC (98 K) log K = n Eº log K = (ln K) /.303

12 Problemas redox V Calcular a diferença de potencial que se estabelece numa constituída por um eléctrodo de prata imerso numa solução saturada em AgCl e um eléctrodo de zinco imerso numa solução de Zn M). Eº (Zn + /Zn) = 0.76V Eº (Ag + / Ag) = 0.80V K ps (AgCl) = (Ag + + e Ag) 0.80V Zn Zn + + e (0.76)V Ag + + Zn Ag + Zn V E = Eº n log Q E = 1.56 V, n =, Q =? [Zn = [Ag Q + + [Zn + = 0.1M, [Ag + =?

13 Problemas redox V E = 1.56 V, n =, [Zn + = 0.1M Solução saturada em AgCl, K ps (AgCl) = Solução saturada [Ag + [Cl = K ps = Única fonte de Ag + e de Cl é AgCl [Ag + = [Cl Resolução: 1. Cálculo de [Ag + : [Ag + [Cl = K ps = = [Ag + [Ag + = M. Cálculo de Q: + [Zn 0.1 Q = = = [Ag ( ) 3. Cálculo de E : E n 8 = Eº log Q = 1.56 log = 1.30V (>0, está de acordo com o sentido que arbitrámos) 8

14 Problemas redox VI Calcular a diferença de potencial que se estabelece na Pb Pb + (0.1 M) Fe + ( M), Fe 3+ (X) Pt em que X é a concentração de uma solução saturada em Fe(OH) 3, a ph=3.0 Eº (Pb + /Pb) = 0.16V Eº (Fe 3+ / Fe + ) = 0.771V K ps (Fe(OH) 3 ) = Pb Pb + + e (0.16)V (Fe 3+ + e Fe + ) 0.771V Pb + Fe 3+ Pb + + Fe V E = Eº n log Q E = V, n =, Q =? + [Pb [Fe = [Fe Q 3+ + [Pb + = 0.1M, [Fe + = M, [Fe 3+ =?

15 Problemas redox VI Solução saturada em Fe(OH) 3, a ph=3.0 K ps (Fe(OH) 3 ) = Solução saturada [Fe 3+ [OH 3= = K ps = [OH =? ph = 3.0 poh = 14 3 = 11 [OH = Resolução: 1.Cálculo de [Fe 3+ : [Fe 3+ = K ps / [OH 3 = / [ = 0.00 M. Cálculo de Q: [Pb [Fe 3 [Fe 0.1 ( Q = = + ) = Cálculo de E : E = Eº log Q = n log 0.05 = (>0, está de acordo com o sentido que arbitrámos)