equilibrio de oxi-redução

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Prof. Celeste Yara dos Santos Siqueira 
celesteyara@iq.ufrj.br 
Equilíbrio de Oxidação-Redução
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Agente Redutor: Espécie que sofre oxidação, liberando elétrons e causando a 
redução de outra espécie
Agente Oxidante: Espécie que sofre redução, recebendo elétrons e causando a 
oxidação de outra espécie
Reações que envolvem troca de elétrons entre um agente redutor e um agente
oxidante. A transferência de elétrons ocorre do agente redutor para o agente
oxidante
O que são reações de Oxidação-Redução?
O que são Agente redutor e Agente oxidante?
EQUILIBRIO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Reações de Oxidação-Redução
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Oxidação: ocorre quando uma espécie perde elétrons, atingindo um estado 
de oxidação mais elevado (mais positivo) → aumenta o nox.
Redução: ocorre quando uma espécie recebe elétrons, ficando num estado 
de oxidação mais baixo (mais negativo) → diminui o nox.
O que é oxidação e redução ? 
Reações de Oxidação-Redução
2 MnO4
- + 5 SO3
-2 + 6 H+ = 2 Mn+2 + 5 SO4 -
2 + 3 H20
+7 +4 +6
Redução (agente oxidante)
Oxidação (agente redutor)
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EQUILIBRIO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Oxida
Reduz
Reações de Oxidação-Redução
Genericamente:
 Oxidação e redução nunca ocorrem separadamente. Quando uma espécie se oxida,
liberando elétrons, outra espécie obrigatoriamente se reduz, capturando os elétrons
liberados
 Reação redox é aquela que ocorre entre um agente redutor e um agente oxidante. Ocorre
a transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante.
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Número de oxidação (Nox)
Reações de Oxidação-Redução
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Número de Oxidação (Nox)
Reações de Oxidação-Redução
A soma total do NOX é igual a CARGA TOTAL DO ÍON
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Reações de Oxidação-Redução
De acordo com a IUPAC, as semi-reações devem ser SEMPRE escritas no sentido
da redução. Mas, para fins de representar o que está acontecendo no sistema é
comum escrevê-las no sentido do processo que ocorre com cada espécie.
Essa reação pode ser descrita por reações parciais, chamadas de semi-reações (SR)
oxida
Reduz
O número de elétrons das semi-reações devem ser iguais!!
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Exercício: Sabendo que o ferro(II) pode reagir com o íon
dicromato em meio ácido, formando ferro(III) e cromo(III), a
partir das semi-reações, escreva a equação redox.
oxida
Reduz
Fe 2+ = Fe +3 + e-
Cr2O7
2- + H+ + 6 e- = 2 Cr +3 + 7 H20
+6
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Potencial Padrão (Eo)
Corresponde ao potencial eletroquímico em condições
padrão de temperatura, pressão e concentração.
Obs.: Os potenciais padrão são determinados não para sistemas 
eletroquímicos globais, mas sim para as semi-reações
2 H+ + 2 e-⇄ H2 (g) E° = 0 V
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Agentes 
oxidantes 
porque se 
reduzem
Agentes 
redutores 
porque se 
oxidam
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Potencial normal de eletrodo do sistema Zn+2/Zn0(25oC)
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ddp ou Voltagem ou E reação = E catodo– E anodo
E indicador – E referência
E direita – E esquerda
E + – E –
ou ainda, E reação = E redução + E oxidação
Catodo = eletrodo onde acontece a REDUÇÃO
Anodo = eletrodo onde acontece a OXIDAÇÃO
Potencial redox
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As duas semi-reações de oxi-redução que ocorrem em cada eletrodo são: 
No Zn (polo negativo ou anodo) : Zn ⇄ Zn2+ + 2e- (oxidação) 
Na Pt (polo positivo ou catodo) : 2 H+ + 2e-⇄ H2 (g) (redução) 
Reação final correspondente à soma das duas reações parciais:
Zn + 2 H+⇄ Zn2+ + H2 (g)
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Exercício: A partir das semi-reações abaixo, preveja se a mistura de
uma solução contendo íons Fe2+ a uma solução ácida contendo o íon
uranilo (UO2
2+) resultará em uma reação redox.
Não é espontânea
Fe 2+ = Fe +3 + e- E0 = - 0,771 V
UO2
2+ + 4H+ + 2e- = U +4 + 2 H20 E0 = + 0,334 V
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Exercício: A partir das semi-reações abaixo, preveja se a
mistura de uma solução contendo íons Fe3+ a uma solução
contendo o íon urânio(IV) resultará em uma reação redox.
É espontânea
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Relação entre Potencial Padrão (Eo ) e Potencial Real (E)
Equação de Nernst
Onde:
E o = valores de potencial nas condições padrão
(C = 1,0 mol L -1 )
E = valores de potencial para outras concentrações
n = número de elétrons envolvidos na reação
R = constante dos gases perfeitos (8,314 J mol -1 K -1 )
T = temperatura absoluta (K)
F = 1 Faraday = 96485 C mol-1
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Exemplos da Equação de Nernst
Relação entre Potencial Padrão (Eo ) e Potencial Real (E)
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Exercício: Para a reação abaixo, calcule o potencial do sistema
quando [Ag+ ] = 0,020M e [Cd2+] = 0,050M à 25°C
𝐶𝑑 (𝑠) + 2 𝐴𝑔+ (𝑎𝑞) + ⇌ 2 𝐴𝑔 (𝑠) + 𝐶𝑑 2+(𝑎𝑞)
(inverter) 𝐶𝑑 2+ + 2 𝑒 − ⇌ 𝐶𝑑 (𝑠) 𝐸 ° = −0,396𝑉
(x2) 𝐴𝑔+ + 𝑒 − ⇌ 𝐴𝑔 (𝑠) 𝐸 ° = +0,799 V
Eo cel = 1,195 V
n = 2 
E = +1,195 E = 1,133 V
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Antes de chegar no equilíbrio, o potencial do meio vai mudando, pois
a concentração das espécies muda e consequentemente o Q muda!
No equilíbrio, Q = K e a energia do sistema não muda mais. Logo, E = 0.
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Exercício: Calcule a constante de equilíbrio para a reação abaixo, à 25°C
5 𝐹𝑒(𝑎𝑞) 2+ + 𝑀𝑛𝑂4 (𝑎𝑞)− + 8 𝐻(𝑎𝑞)+⇌ 5 𝐹𝑒 (𝑎𝑞)3+ + 𝑀𝑛(𝑎𝑞) 2+ + 4 𝐻2
𝐹𝑒(𝑎𝑞) 3+ + 𝑒 − ⇌ 𝐹𝑒(𝑎𝑞) 2+ 𝐸 ° = +0,771𝑉
𝑀𝑛𝑂4 (𝑎𝑞) − + 8 𝐻(𝑎𝑞) + + 5 𝑒 − ⇌𝑀𝑛(𝑎𝑞) 2+ + 4 𝐻2𝑂 𝐸 ° = +1,510V
As semi-reações:
𝑬𝒄𝒆𝒍 = +𝟎, 𝟕𝟑𝟗𝑽n= 5