REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX)

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) Reacções que envolvem variação do número de oxidação das espécies intervenientes Número de oxidação (de um átomo, isolado ou integrado numa espécie química): Nº de electrões perdido () ou recebido (-) real ou formalmente por esse átomo em relação à neutralidade

a) O nº de oxidação de qualquer elemento livre é zero b) O nº de oxidação de um ião é dado pela sua carga c) O nº de oxidação do oxigénio é geralmente -2. Excepções: oxigénio molecular (O 2, igual a 0) e os peróxidos (R-O-O-R, igual a 1) d) O nº de oxidação do hidrogénio é geralmente 1. Excepções: hidrogénio molecular (H 2, igual a 0) e os hidretos metálicos (NaH, igual a -1) e) A soma dos nºs de oxidação dos elementos constituintes de um ião é igual à carga do ião e numa molécula é zero

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) OXIDAÇÃO Perda de electrões por parte da substância que a sofre (substância oxidada) Cu 0 Cu 2 2e - Aumenta o nº de oxidação REDUÇÃO Ganho de electrões por parte da substância que a sofre (substância reduzida) Ag 1e - Ag 0 Diminui o nº de oxidação

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) 2 Ag 0 2 Ag 2e - S 0 2 e - S 2-2 Ag 0 S 0 2 Ag S 2- Oxidation-reduction reaction.flv

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) OXIDANTE Espécie que tem tendência a aceitar (ganhar) electrões promove a oxidação, reduzindo-se O ião Ag é o agente oxidante na reacção Cu 0 (s) 2 AgNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) 2 Ag 0 (s)

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) REDUTOR Espécie que tem tendência a doar (perder) electrões promove a redução, oxidando-se O hidrogénio é o agente redutor na reacção WO 3 (s) 3 H 2 (g) W (s) 3 H 2 O (g)

Eléctrodo de zinco ELECTROQUÍMICA Ocorrem dois processos simultâneos: Zn Oxidação Zn (s) Zn 2 (aq) 2 e - Redução Zn 2 Zn 2 (aq) 2 e - Zn (s) Não se nota qualquer alteração na placa e na concentração da solução porque os dois processos atingem o equilíbrio Zn 2 (aq) 2 e - Zn (s) A este processo está associado um potencial potencial de eléctrodo ou potencial de redução

ELECTROQUÍMICA Cu 2 2e - Cu 0 Zn 0 Zn 2 2e -

ELECTROQUÍMICA Zn 0 Zn 2 2e - Cu 2 2e - Cu 0 Zn 0 Cu 2 Zn 2 Cu 0 Equação anódica Equação catódica Equação global Ânodo Ponte salina Cátodo Zn(s) Zn 2 (aq, x M) Cu 2 (aq, y M) Cu(s) Limite de fase e -

ELECTROQUÍMICA Galvanic Cell Animation (Zn Cu).flv Galvanic cell.flv

CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Células galvânicas Células electrolíticas

PROCESSOS DE ELÉCTRODO CÁTODO Eléctrodo em que se dá a redução 1) Deposição de metais sobre uma superfície metálica Cu 2 (aq) 2 e - Cu (s) 2) Formação de hidrogénio gasoso 2 H (aq) 2 e - H 2 (g) 3) Variação do estado de oxidação de um ião em solução Fe 3 (aq) e - Fe 2 (aq)

PROCESSOS DE ELÉCTRODO ÂNODO Eléctrodo em que se dá a oxidação 1) Dissolução da fase sólida de um eléctrodo metálico Zn (s) Zn 2 (aq) 2 e - 2) Oxidação de iões de halogenetos 2 Cl - (aq) Cl 2 (g) 2 e - 3) Variação do estado de oxidação de um ião em solução Fe 2 (aq) Fe 3 (aq) e - 4) Formação oxigénio gasoso 2 H 2 O O 2 (g) 4 H 4 e -

FORÇA ELECTROMOTRIZ Zn(s) Zn 2 (aq, x M) Cu 2 (aq, y M) Cu(s) φ = φ DIR φ ESQ φ > 0 electrões movem-se da esquerda para a direita A diferença de potencial depende também da intensidade da corrente O máximo verifica-se quando o processo é reversível, ou seja, quando a intensidade de corrente é desprezável (i 0) Diferença de potencial (i 0) = FORÇA ELECTROMOTRIZ DA CÉLULA (f.e.m)

POTENCIAL DE ELÉCTRODO EQUAÇÃO DE NERNST M n n e - M 1 Q = [ n M ] G = Gº RT lnq Se P e T são constantes G = nfe n = carga (nº de electrões) transferida F = constante de Faraday (carga correspondente a uma mole de electrões) E = Potencial de eléctrodo (Força electromotriz)

EQUAÇÃO DE NERNST G = nfe G = Gº RT lnq E = G nf = Gº nf RT nf lnq = Eº RT nf lnq R = 8.314 J K -1 mol -1 ; F = 96500 C mol -1 Se T = 25ºC e como ln x = 2.303 log x E = Eº 0.059 n logq

POTENCIAIS DE ALGUNS ELÉCTRODOS Zn 2 (aq) 2 e - Zn (s) E Zn = º log 2 2 2 / Zn E Zn / Zn 0.059 2 1 [ Zn ] Fe 2 (aq) 2 e - Fe (s) E Fe 0.059 1 = Eº log 2 / Fe Fe 2 / Fe 2 Fe [ ] 2

POTENCIAIS DE ALGUNS ELÉCTRODOS Fe 3 (aq) 1 e - Fe 2 (aq) E Fe 0.059 = Eº log 2 2 / Fe Fe 3 / Fe 1 [ Fe 2 ] [ Fe ] 3 3

POTENCIAIS DE ALGUNS ELÉCTRODOS H (aq) 1 e - ½ H 2 (g) E H / H 2 = Eº H / H 2 0.059 1 log P 1/ 2 H 2 [ H ] O 2 (g) 4 H (aq) 4 e - 2 H 2 O (l) E O 2 = 0.059 1 Eº log / H2O O2 / H2O 4 PO 2 [ H ] 4

ELÉCTRODO PADRÃO DE HIDROGÉNIO H (aq) 1 e - ½ H 2 (g) H 2 1 atm E H = Eº 0.059 P log 1 1/2 H 2 / H2 H / H2 [ H ] = Eº HCl 1 M H / H 2 0.059 1 log 1 1/2 [ 1] = Eº H / H 2 = 0 Por convenção

Pt H 2 (g, 1 atm) H (aq, 1 M) Cu 2 (aq, 1 M) Cu(s) f. e. m = Eº Eº E º 2 = 2 Cu / Cu H / H 2 Cu / Cu

SÉRIE ELECTROQUÍMICA DOS METAIS

E E º 2 = 0. 34 Cu / Cu V º 2 = 0. 76 Zn / Zn V E º 2 = 0. 44 Fe / Fe V Redox.flv

TIPOS DE CÉLULAS GALVÂNICAS Pilhas de composição Zn(s) Zn 2 (aq, x M) Cu 2 (aq, y M) Cu(s) Pilhas de concentração Cu(s) Cu 2 (aq, 10-3 M) Cu 2 (aq, 10-1 M) Cu(s) Pilhas de deformação Defeitos estruturais em que os átomos estão instabilizados têm menor potencial que o resto do metal, logo são zonas que funcionam como ânodos