Extensão das reacções de oxidação - redução

Uma abordagem às reacções de oxidação-redução, respectiva constante de equilíbrio, potenciais normais de oxidação e de redução e espontaneidade destas reacções.

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Reacções de oxidação - redução

Uma reacção de oxidação – redução é toda aquela em que existe transferência de electrões entre as espécies reagentes. Esta transferência de electrões traduz-se pela variação do número de oxidação dos diferentes elementos participantes da reacção.

As reacções de oxidação – redução só têm lugar quando um dos reagentes cede electrões, oxidação, aumentando o seu número de oxidação, espécie redutora, e o outro reagente recebe electrões, redução, diminuindo o seu número de oxidação, espécie oxidante.

Reacção entre o ferro sólido e uma solução aquosa de sulfato de cobre (II)

A equação que traduz a reacção é:

Fe (s) + Cu2+ (aq) « Fe2+ (aq) + Cu (s)

O nº de oxidação do ferro passou de 0, no ferro metálico, para +2, no catião ferro (II), i.e., sofreu uma variação de +2, ou seja, o ferro perdeu 2 electrões, sofrendo uma oxidação, promovendo a redução do anião cobre (II), cujo nº de oxidação era +2, para cobre metálico, com um nº de oxidação igual a 0, promovendo o ganho de 2 electrões. A espécie que sofre a redução é o oxidante porque promove a oxidação da outra espécie, sofrendo uma variação do nº de oxidação de –2 e a espécie que sofre a oxidação é a redutora porque promove a redução da outra espécie.

As semi – equações de oxidação e de redução são:

Fe (s) « Fe2+ (aq) + 2e semi – equação de oxidação

Cu2+ (aq) + 2e « Cu (s) semi – equação de redução

Para as reacções de oxidação – redução podemos definir pares conjugados, pares redox conjugados, em que, por convenção, em primeiro lugar vem a espécie reduzida.

Os pares redox conjugados são Fe2+ / Fe e Cu2+ / Cu.

Nas reacções de oxidação – redução, a mesma espécie pode, simultaneamente, ceder e captar electrões, i.e., pode sofrer simultaneamente uma oxidação e uma redução, designando-se as reacções de oxidação – redução onde este processo ocorre como reacções de dismutação.

Reacção de dismutação do cloreto de mercúrio

A equação que traduz a reacção é:

Hg2Cl2 (s) « Hg (l) + HgCl2 (s)

A mesma espécie Hg2Cl2 sofre redução, diminuindo o nº de oxidação do mercúrio, Hg, de +1 para 0, no Hg (s), mas, simultaneamente, sofre uma oxidação, aumentando o nº de oxidação de +1 para +2, no HgCl2.

Os pares redox conjugados são Hg2Cl2 / Hg e HgCl2 / Hg2Cl2.

Constantes de equilíbrio de reacções de oxidação – redução

O valor da constante de equilíbrio de reacções de oxidação – redução fornece informações sobre a extensão das mesmas.

As reacções traduzidas pelas equações A e B, apresentam constantes de equilíbrio de valores, respectivamente, 5,8 x 1025 e 1,6 x 102.

Zn (s) + 2 H+ (aq) « Zn2+ (aq) + H2 (g) ( A )

Pb (s) + 2 H+ (aq) « Pb2+ (aq) + H2 (g) ( B )

A partir dos valores das constantes de equilíbrio destas reacções, podemos concluir que a reacção A é a mais extensa, o que significa que o zinco apresenta maior poder redutor, maior tendência para sofrer oxidação, que o chumbo.

Para as reacções inversas temos:

Zn2+ (aq) + H2 (g) « Zn (s) + 2 H+ (aq) ( A’ )

Pb2+ (aq) + H2 (g) « Pb (s) + 2 H+ (aq) ( B’ )

 

A partir dos valores das constantes de equilíbrio destas reacções, podemos concluir que a reacção B’ é a mais extensa, o que significa que a espécie com maior poder oxidante, com maior tendência a sofrer redução, é o catião chumbo (II).

Potenciais normais de redução e de oxidação

A extensão de uma reacção de oxidação – redução não é, normalmente, avaliada através da constante de equilíbrio, mas sim a partir da grandeza potencial eléctrico, com unidade SI, o volt, v.

Os potenciais normais, medidos a 25 ºC e pressões e concentrações unitárias, podem ser de oxidação, quando traduzem a tendência de uma dada espécie para sofrer oxidação, ou de redução, quando traduzem a tendência para uma dada espécie sofrer redução.

Comparação entre o poder redutor do sódio e do potássio

Analisando os potenciais normais de oxidação do sódio e do potássio, e º Na/Na+ = 2,71 v e e º K/K+ = 2,93 v, respectivamente, concluímos que o potássio tem maior tendência a perder um electrão do que o sódio, ou seja, tem maior tendência a sofrer uma oxidação, i.e., o potássio tem maior poder redutor que o sódio, como já era de esperar, uma vez que, e recordando a estrutura electrónica de ambos, elementos do grupo 1, o potássio tem o electrão de valência mais afastado do núcleo atómico do que o sódio.

Comparação entre o poder oxidante dos catiões sódio e potássio

Analisando os potenciais normais de redução, simétricos dos potenciais de oxidação, do catião sódio e do catião potássio, respectivamente, e º Na+/Na= - 2,71 v e e º K+/K = - 2,93 v, concluímos que o catião potássio tem menor tendência a ganhar um electrão do que o catião sódio, ou seja, tem menor tendência a sofrer uma redução, i.e., o catião sódio tem maior poder oxidante que o catião potássio.

Aos potenciais normais de redução também se chamam potenciais de eléctrodo.

Potenciais eléctricos e espontaneidade das reacções de oxidação – redução

Os valores dos potenciais normais de oxidação ou redução permitem avaliar o maior ou menor poder redutor assim como o poder oxidante de diferentes espécies, recorrendo-se a uma tabela de potenciais de eléctrodo, chamada série electroquímica, para averiguar a espontaneidade de uma reacção de oxidação – redução.

Uma reacção de oxidação – redução é espontânea no sentido em que a espécie com maior poder oxidante sofre redução e a espécie com maior poder redutor sofre oxidação.

Determinação do sentido da reacção espontânea representada pela equação química

Cl2 (aq) + 2 Br- (aq) « 2 Cl- (aq) + Br2 (aq)

Os potenciais de eléctrodo são: e º Cl2/Cl- = 1,36 v e e º Br2/Br- = 1,09 v.

A reacção ocorre espontaneamente no sentido directo, pois a espécie com maior poder oxidante é o Cl2 e a espécie com maior poder redutor é o Br-, ocorrendo a reacção espontaneamente no sentido em que Cl2 sofre redução e o Br- sofre oxidação.

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