Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução

A oxidação e redução são termos relacionados com a transferência de elétrons entre átomos e/ou íons de determinadas substâncias.

A oxidação e a redução são processos contrários e que ocorrem simultaneamente em uma reação química em que há transferência de elétrons. Esse tipo de reação é denominado de reação de oxidorredução (ou redox).

A oxidação ocorre quando a espécie química perde elétrons para outra, ficando com a carga mais positiva, isto é, o seu Nox (Número de oxidação) aumenta.

A redução, por outro lado, é o ganho de elétrons de uma espécie química, com a consequente diminuição do Nox.

Visto que os átomos e/ou íons de certas substâncias só sofrem a redução porque a outra espécie química reagente perdeu elétrons (sofrendo oxidação), esses átomos ou íons são então chamados de agentes oxidantes (pois foram eles que causaram a oxidação da outra substância).

O contrário também é verdadeiro, a espécie química que oxidou causou a redução da outra, por isso, ela é denominada de agente redutor.

Resumidamente, temos:

Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução

Conceitos envolvidos na oxidação e redução

Consideremos um exemplo de reação em que ocorre uma oxidação e uma redução simultaneamente. Quando colocamos uma lâmina de zinco em uma solução de sulfato de cobre (de cor azul), notamos, com o passar do tempo, que a solução fica incolor e forma-se uma camada avermelhada sobre a lâmina:

Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução

Reação de oxirredução com lâmina de zinco em solução de sulfato de cobre

Isso acontece porque a cor azul da solução era originada pelos íons Cu2+ que estavam dissolvidos. Mas esses íons ganham elétrons, isto é, sofrem redução e transformam-se em cobre metálico. Esse cobre formado deposita-se sobre a lâmina.

Redução (ganho de elétrons): Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Enquanto isso, o zinco da lâmina perdeu elétrons para o cobre, transformando-se em íons zinco, ou seja, sofreu oxidação:

Oxidação (perda de elétrons): Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

A reação global de oxidorredução que ocorreu pode ser expressa por:

Oxidação (perda de elétrons): Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Redução (ganho de elétrons): Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)________
Reação global de oxirredução: Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Observe que o Nox do zinco aumentou e ele agiu como o agente redutor, enquanto o Nox do íon cobre diminuiu e ele agiu como agente oxidante.

O nome “oxidação” veio do fato de que antigamente se pensava que toda reação desse tipo ocorria somente na presença de oxigênio.

Por exemplo, quando estão na presença de agentes oxidantes, tais como o permanganato de potássio (KMnO4) ou o dicromato de potássio (K2Cr2O7), os álcoois reagem com o oxigênio, formando novos compostos que podem ser aldeídos, ácidos carboxílicos ou cetonas, dependendo do tipo de álcool (primário ou secundário) que estiver reagindo.

Essas são reações orgânicas de oxidação e temos um exemplo abaixo, a oxidação de um álcool secundário (propanol), com formação de uma cetona:

Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução

Oxidação do propan-2-ol, um álcool secundário

No entanto, mais tarde, outras reações de oxidação que não envolvem o oxigênio foram descobertas; mas como o nome já era muito usado, ele acabou ficando.

Um exemplo é estudado em Química Orgânica: uma reação de redução entre um aldeído e o hidrogênio, com a formação de um álcool primário, como mostrado a seguir. Essa reação envolve ganho de hidrogênio e não a perda de oxigênio:

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química


Aproveite para conferir nossa videoaula sobre o assunto:

Por Jennifer Rocha Vargas Fogaça

A oxidação e a redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente em reações em que há transferência de elétrons entre os átomos. Esses fenômenos também são chamados de oxirredução, oxidorredução ou redox.

A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons e o seu número de oxidação (Nox) aumenta.

O Nox, como poderá ser visto no texto  Número de Oxidação (Nox), é a carga elétrica que o elemento adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial que ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente.

Já a redução ocorre quando o elemento ganha elétrons e o seu número de oxidação diminui.

Veja um exemplo: na formação do sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl), o sódio cede definitivamente um elétron para o cloro, formando o cátion Na+, ou seja, ele sofre oxidação, pois perdeu um elétron e seu Nox aumentou de zero para +1. Simultaneamente, o cloro recebe um elétron, formando o ânion cloreto (Cl-), ou seja, sofre redução, pois seu Nox passou de zero para -1.

0                   0               +1  -1
2 Na(s) + 1 Cl2(g) → 2 NaCl(s)

Nesse exemplo, o sódio é chamado de agente redutor, pois foi ele quem forneceu o elétron para o cloro, provocando a sua redução. Já o cloro é o agente oxidante, pois ele provocou a oxidação do sódio, recebendo o elétron dele.

Resumidamente, temos:

As reações de oxirredução são bastante comuns em nosso cotidiano, como quando um prego enferruja. O prego é feito de ferro, que com o tempo se oxida em contato com o oxigênio e com a água, formando o Fe2O3 . 3H2O, que é a ferrugem:

Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro)
O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- (redução do oxigênio)
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 ou Fe2O3 . 3H2O (equação geral da formação da ferrugem)

Portanto, nessa reação, o ferro sofre oxidação, sendo o agente redutor; e o oxigênio sofre redução, sendo o agente oxidante.

Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução

DISCIPLINA: Química Geral e Inorgânica CURSO: Engenharia de Produção PERÍODO: e sistemas LISTA DE EXERCÍCIOS – Eletroquímica 1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo: a) CO; C: +2 e O: -2 b) CO2; C: +4 e O: -2 c) O2; zero d) HCl; H: +1 e Cl: -1 e) H2SO4; H: +1; S:+6 ; O: -2 f) PbO2; Pb: +4 e O: -2 g) Zn2+; +2 h) Mg zero 2. Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução: a) Ca(s)  Ca 2+ (aq) oxidação b) Fe3+(aq)  Fe 2+ (aq) redução c) NO3 - (aq)  NO(g) redução d) OH-(aq)  O2(g) oxidação e) Cl2(g)  Cl - (aq) redução 3. Para cada uma das reações abaixo, indique a substância que contém o átomo que foi reduzido (espécie reduzida) e o que foi oxidado (espécie oxidada). a) Cr2O3(s) + Al(s)  Cr(s) + Al2O3(s) Espécie reduzida: Cr2O3 Espécie oxidada: Al b) NO3 - (aq) + Sn 2+ + H+(aq)  NO2(g) + H2O + Sn 4+ (aq) Espécie reduzida: NO3 - Espécie oxidada: Sn2+ c) Fe3+(aq) + I - (aq)  Fe 2+ (aq) + I2(s) Espécie reduzida: Fe3+ Espécie oxidada: I- d) FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) Espécie reduzida: FeO Espécie oxidada: CO e) CO2(g) + C(s)  CO(g) Espécie reduzida:CO2 Espécie oxidada: C Potencial de Eletrodo e Equação de Nerst 4. Usando a série eletroquímica (apresentada ao final dos exercícios), decida se: a) Fe(s) será oxidado a Fe 2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/L; Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe 2+ (aq) + 2 e - E = +0,44 V Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e -  H2(g) E = 0 Reação total: Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 E = +0,44 V E > 0 – Reação espontânea b) Cu(s) será oxidado a Cu 2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/L; Semi-reação de oxidação: Cu(s)  Cu 2+ + 2 e- E = -0,34 V Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e -  H2(g) E = 0 Reação total: Cu + 2 H+  Cu2+ + H2 E = -0,34V E < 0 – Reação não é espontânea c) Cu(s) será oxidado a Cu 2+ por tratamento com ácido nítrico (HNO3), 1,0 mol/L. Semi-reação de oxidação: 3Cu(s)  3Cu 2+ + 6 e- E = -0,34 V Semi-reação de redução:2NO3 - (aq) + 8H + (aq) + 6e -  2NO(g) + 4H2O(l) E = 0,96V Reação total: 3Cu + 2NO3 - + 8H +  3Cu 2+ + 2NO + 4H2O E = 0,62 V E > 0 – Reação espontânea 5. Calcule o potencial padrão (E0) de cada reação abaixo: a) Al(s) + NO3 - (aq) + 4 H + (aq)  NO(g) + 2 H2O + Al 3+ (aq) Semi-reação de oxidação: Al(s)  Al 3+ (aq) + 3 e - E = 1,66 V Semi-reação de redução: NO3 - (aq) + 4H + (aq) + 3e -  NO(g) + 2H2O(l) E = 0,96V Reação total: Al + NO3 - + 4H +  Al 3+ + NO + 2H2O E = 2,62 V b) Fe(s) + 2 H2O  Fe(OH)2(s) + H2(g) Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe 2+ (aq) + 2 e - E = +0,44 V Semi-reação de redução: 2 H2O(l) + 2 e -  H2(g) + 2OH - (aq) E = -0,83 V Reação total: Fe + H2O  Fe 2+ + 2OH- + H2 E = -0,39 V 6. Para a pilha galvânica Zn(s) + 2 H + (aq)  Zn 2+ (aq) + H2(g), responda as seguintes questões: a) Estabeleça a equação de Nerst para esta pilha, relacionando o potencial (E) com o potencial padrão (E0). Equação de Nerst: Sendo que: , constantes e E0 é dado pela soma dos E0 de cada semi-reação: Semi-reação de oxidação: Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2 e - E0ox = +0,76 V Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2(g) E 0 red = 0 Reação total: Zn + 2H+  Zn2+ + H2 E 0 = +0,76 V Equação de Nerst para essa reação será: , sendo que para T = 298 K, b) Calcule a diferença de potencial quando temos as seguintes concentrações: [Zn2+] = 1,0 mol/L [H+] = 1,0.10-3 mol/L [H2] = 1,0 atm Aplicando a equação desenvolvida acima: 7. Calcule a diferença de potencial das células eletroquímicas formadas pelas reações indicadas abaixo: a) Fe(s) + Cu 2+(0,10 mol/L)  Cu(s) + Fe 2+(0,010 mol/L) Semi-reação de oxidação: Fe  Fe 2+ + 2 e- E0ox = +0,44 V Semi-reação de redução: Cu2+ + 2 e-  Cu E 0 red = +0,34 V Reação total: Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu E0 = +0,78 V Equação de Nerst: [Cu2+] = 0,10 mol/L; [Fe2+] = 0,010 mol/L V b) Cu(s) + 2 H +(0,10 mol/L)  Cu2+(0,0010 mol/L) + H2(1 atm) Semi-reação de oxidação: Cu  Cu 2+ + 2 e- E0ox = -0,34 V Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2 E 0 red = 0 Reação total: Cu + 2H+  Cu2+ + H2 E 0 = -0,34 V Equação de Nerst: [Cu2+] = 0,0010 mol/L; [H+] = 0,10 mol/L V 8. Uma célula de concentração é formada por dois pares redox idênticos, no catodo e no anodo, em diferentes concentrações de íons nos respectivos compartimentos. Calcule o potencial gerado pelas seguintes células de concentração: a) Uma barra de Cu(s) mergulhada numa solução contendo 0,0010 mol/L de Cu2+ em contato elétrico com outra barra de Cu(s) em mergulhada numa solução contendo 0,010 mol/L de Cu2+. Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão para o Cu2+ com concentrações 0,0010 mol/L e 0,010 mol/L. Cu2+ + 2 e-  Cu E 0 red = +0,34 V e Para [Cu2+]=0,0010: V Para [Cu2+]=0,010: V Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução que a semi-reação 1, assim: Semi-reação de oxidação: Cu  Cu 2+ (0,0010mol/L)+ 2 e - E 0 ox = -0,25 V Semi-reação de redução: Cu 2+ (0,010mol/L) + 2 e -  Cu E 0 red = + 0,28 V Reação total: Cu 2+ (0,010mol/L) Cu 2+ (0,0010mol/L) E 0 = (-0,25 + 0,28) = +0,03V b) Um metal inerte, como a platina (Pt), mergulhada numa solução ácida de pH = 4,0, em contato elétrico com outro eletrodo de platina mergulhado numa solução ácida de pH = 3,0. Ambas soluções contem H2 sob pressão de 1 bar. Dica: pH = - log [H +] Neste caso, o par redox é H+/H2. Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão para o pH = 4 e pH = 3. 2 H+ + 2 e-  H2 E 0 red = 0 V e Para pH = 4; [H+]= 10-4 mol/L : V Para pH = 3; [H+] = 10-3 mol/L: V Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução que a semi-reação 1, assim: Semi-reação de oxidação: H2  2 H + (pH = 4) + 2 e - E 0 ox = +0,23 V Semi-reação de redução: 2 H + (pH = 3) + 2 e -  H2 E 0 red = -0,17 V Reação total: H + (pH = 3)  H + (pH = 4) E 0 = (+0,23 - 0,17) = +0,06V Eletrólise 9. Uma carga total de 96,5 kC passa através de uma célula eletrolítica. Determine a quantidade de substância produzida em cada caso: a) massa (em gramas) do metal prata a parir de uma solução de nitrato de prata. Ag+ + 1e  Ag (1 mol de e produz 1 mol de Ag) Q = i.t = ne.F Q = 96500 C; F = 96485 C/mol ~96500 C/mol mol; nAg = 1 mol b) volume de gás cloro (em litros, a 273 K e 1,0 atm)