Resumo de Potenciais Padrão de Redução em Química
Potenciais Padrão de Redução em Química: Guia Completo
Introdução
Os potenciais de redução eletroquímicos descrevem a tendência de uma espécie química ganhar elétrons (ser reduzida). Em eletroquímica prática, esses potenciais permitem prever qual metade-reação atuará como redução ou oxidação em uma célula eletroquímica e ajudam a entender corrosão, galvanização, baterias e processos industriais.
Definição: () Potencial de redução padrão é o potencial elétrico medido em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio quando todas as espécies estão em suas condições padrão (1 mol·L^{-1}, 1 bar, 25,^{\circ}\mathrm{C}).
Conceitos fundamentais
Oxidação e redução
- Redução: ganho de elétrons. Ex.: uma meia-reação escrita como (\ce{Ox + ne- -> Red}).
- Oxidação: perda de elétrons; é a reação inversa da redução.
- Agente oxidante: espécie que causa a oxidação de outra aceitando elétrons (é reduzida).
- Agente redutor: espécie que doa elétrons (é oxidada).
Convenções e sinais
- Potenciais mais positivos indicam maior tendência a ser reduzido.
- Potenciais mais negativos indicam menor tendência a ser reduzido (maior tendência a oxidar na forma inversa).
Definição: () Meia-reação é a representação apenas da parte de redução ou oxidação de um processo redox, incluindo elétrons para manter balanço de carga.
Tabela de potenciais (selecionados)
A seguir estão potenciais padrão de redução para algumas espécies apresentadas (valores em volts, E^{0} redução):
| Espécie (meia-reação de redução) | $E^{0}$ (V) |
|---|---|
| (\ce{2Hg^{2+} + 2e- -> Hg2^{2+}}) | +0,908 |
| (\ce{Hg^{2+} + 2e- -> Hg(l)}) | +0,852 |
| (\ce{Hg2^{2+} + 2e- -> 2Hg(l)}) | +0,796 |
| (\ce{N2H5+ + 3H+ + 2e- -> 2NH4+}) | +1,250 |
| (\ce{HNO2 + H+ + e- -> NO + H2O}) | +0,984 |
| (\ce{NO3- + 4H+ + 3e- -> NO + 2H2O}) | +0,955 |
| (\ce{NO3- + 2H+ + e- -> NO2 + H2O}) | +0,800 |
| (\ce{N2 + 8H+ + 6e- -> 2NH4+}) | +0,274 |
| (\ce{NO3- + H2O + 2e- -> NO2- + 2OH-}) | +0,010 |
| (\ce{N2 + 5H+ + 4e- -> N2H5+}) | -0,214 |
| (\ce{Ni^{2+} + 2e- -> Ni}) | -0,23 |
| (\ce{O3 + 2H+ + 2e- -> O2 + H2O}) | +2,07 |
| (\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O}) | +1,78 |
| (\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}) | +1,23 |
| (\ce{O2 + 2H+ + 2e- -> H2O2}) | +0,695 |
| (\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}) | +0,40 |
| (\ce{Au+ + e- -> Au}) | +1,690 |
| (\ce{Au^{3+} + 3e- -> Au}) | +1,410 |
| (\ce{Na+ + e- -> Na}) | -2,71 |
| (\ce{Pt^{2+} + 2e- -> Pt}) | +1,180 |
| (\ce{K+ + e- -> K}) | -2,93 |
| (\ce{Ag+ + e- -> Ag}) | +0,799 |
| (\ce{Zn^{2+} + 2e- -> Zn}) | -0,762 |
Como usar essa tabela
- Para prever a direção de uma reação redox, compare $E^{0}$ das meia-reações: a meia-reação com maior $E^{0}$ age como redução; a outra, invertida, age como oxidação.
- A diferença de potencial padrão da célula é:
$$E_{c,\mathrm{cel}}^{0} = E_{\mathrm{red}}^{0} - E_{\mathrm{ox}}^{0}$$
- Se $E_{c,\mathrm{cel}}^{0} > 0$, a reação espontânea sob condições padrão.
Definição: () Eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) é o referencial com potencial definido como $0,\mathrm{V}$ para medir outros potenciais.
Exemplos práticos
-
Escolha entre reduzir (\ce{Ag+}) ou (\ce{Ni^{2+}}) quando ambos presentes: (E^{0}(\ce{Ag+}) = +0,799,\mathrm{V}), (E^{0}(\ce{Ni^{2+}}) = -0,23,\mathrm{V}.) (\ce{Ag+}) tem maior tendência a ser reduzido; portanto, (\ce{Ag+}) será reduzido e (\ce{Ni}) será oxidado se um par redox favorável existir.
-
Em condições ácidas, (\ce{O3}) tem $E^{0}=+2,07,\mathrm{V}$, muito oxidante; pode oxidar muitas outras espécies que têm potenciais de redução menores.
-
Corrosão: metais com potenciais $E^{0}$ negativos como (\ce{Zn}), (\ce{Na}) e (\ce{K}) são facilmente oxidados em presença de agentes oxidantes ou água; metais nobres como (\ce{Au}), (\ce{Pt}) são resistentes.
Aplicações reais
- Baterias: seleção de eletrodos com $E^{0}$ adequados para alcançar a tensão desejada.
- Galvanização: usar um metal com $E^{0}$ mais negativo para p
Zaregistruj se pro celé shrnutíJá tem uma conta? Entrar
Potenciais de Redução
Klíčové pojmy: Potencial positivo indica maior tendência à redução, Comparar $E^{0}$: maior $E^{0}$ -> redução; menor -> oxidação quando invertida, Cálculo da tensão da célula: $E_{cel}^{0} = E_{red}^{0} - E_{ox}^{0}$, Se $E_{cel}^{0} > 0$ a reação é espontânea em condições padrão, Use a equação de Nernst: $E = E^{0} - \frac{RT}{nF}\ln Q$ para condições não padrão, Metais com $E^{0}$ muito negativos oxidam-se fácil (ex.: $\ce{Na}$, $\ce{K}$), Agentes oxidantes fortes têm $E^{0}$ muito positivos (ex.: $\ce{O3}$, $\ce{H2O2}$), Balanceie cargas e elétrons em meia-reações antes de combinar, Escolha eletrodos em baterias com $E^{0}$ adequados para tensão desejada, Galvanização usa metal com $E^{0}$ mais negativo para proteção