Capitulo 5 oxidação e redução

Capitulo 5 Oxidação e Redução

Profª Fátima Reymão

CAPITULO 5. Oxidação e redução em sistemas inorgânicos.
5.1 Conceitos fundamentais
A definição original de “oxidação” afirmava tratar-se de uma reação na qual um
elemento reage com o oxigênio e é convertido a um óxido.
Ca + ½O2 ⎯→ CaO

Exemplo:

A “redução” originalmente significou a reação inversa, ou seja, um óxido de um metal
foi convertido a um metal.
CaO + H2 ⎯→ Ca + H2O

Exemplo:

Ambos os termos foram generalizados e expressos em termos de transferência de
elétrons e mudança no número de oxidação.
Transferência de elétrons
O ganho de elétrons por uma espécie química é chamado de redução e a sua perda
é denominada de oxidação.
Ca + Cl2 ⎯→ CaCl2 ( há transferência total de elétrons)

Exemplo:

O processo em comum é chamado de reação redox.
A espécie que fornece elétrons é o agente redutor (ou “redutor”). Ex. Ca
A espécie que remove elétrons é o agente oxidante (ou “oxidante”). Ex. Cl2
Nas reações: 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l)
C(g) + O2(g) ⎯→ CO2(g) , ocorrem transferência parcial de elétrons.
H2O e CO2 são substâncias covalentes, em que os elétrons das ligações são
compartilhados entre os átomos que se ligam em cada molécula. Essas reações são
consideradas de redox, uma vez que houve alteração nos números de oxidação dos
elementos envolvidos.
Número de oxidação de um átomo é um número que descreve seu estado relativo de
oxidação e redução. Não indica, portanto, uma carga iônica real. Não possui significado
físico preciso, são muito úteis, não só para reconhecer as reações redox, como para
balanceá-las e, muito importante para a sistematização do estudo das propriedades
das substâncias.



A transferência de elétrons é freqüentemente acompanhada pela transferência
de átomos e é algumas vezes difícil se determinar de onde os elétrons vêm ou para
onde vão. Deste modo, é mais seguro – e mais simples – analisar as reações redox
utilizando uma série de regras formais expressas em termos de número de oxidação.
Assim,
Oxidação corresponde a um aumento no número de oxidação de um elemento.
Redução corresponde a um decréscimo no número de oxidação.
Uma reação redox é uma reação química na qual há mudança no número de oxidação
de no mínimo um dos elementos envolvidos.



5.2 Obtenção de elementos
5.2.1 Elementos obtidos por redução
Por volta do ano 4000 antes de cristo o cobre e seus minérios já eram extraídos
em fornos primitivos pelo processo de fusão de minério.
Fusão de minério: processos nos quais os minérios são reduzidos por aquecimento
com um agente redutor como o carbono (carvão).
Como muitos dos minérios de cobre são sulfetos, o processo de fusão é muitas vezes
precedido pela conversão do sulfeto a um óxido pela sua calcinação ao ar, como na
reação:
2Cu2S(s) + 3O2(g) ⎯→ 2Cu2O(s) + 2SO2(g)
Em aproximadamente 1000 anos antes de cristo, temperaturas mais elevadas puderam
ser alcançadas e elementos mais difícieis de serem reduzidos, tal como o ferro,
puderam ser extraídos. A idade do ferro então começou. O carbono permaneceu o
agente redutor dominante até o final do século dezenove, e metais que necessitavam
de maiores temperaturas para a sua produção permaneceram indisponíveis, embora os
seus minérios fossem razoavelmente abundantes.
A introdução da eletrólise, uma inovação tecnológica do século dezenove,
resultou na conversão do alumínio, considerado um metal raro, em um metal principal
de construção.
Eletrólise: a condução de uma reação não espontânea pela passagem de uma
corrente elétrica.
A disponibilidade de corrente elétrica levou a utilização de fornos elétricos (alto
fornos) que podem alcançar temperaturas muito maiores que as alcançadas em fornos
de queima de carvão.
Assim, semelhante ao alumínio, magnésio é um metal do “século vinte”, embora em um
dos seus processos de obtenção, o processo Pidgeon, a redução eletrotérmica do
óxido, emprega carbono como agente redutor.



MgO(s) + C(s) ⎯→ Mg(l) + CO(g)
Deste modo,
Metais são obtidos a partir de seus minérios com o uso de um agente redutor a
altas temperaturas ou por eletrólise.
5.2.2 Elementos obtidos por oxidação
•

Os halogênios são os elementos mais importantes.
A eletrólise da salmoura produz Cl2, H2 e NaOH aquoso, mas não muito O2.
O F2 é preparado por eletrólise de uma mistura anidra de fluoreto de potássio e
fluoreto de hidrogênio, um condutor iônico que é fundido acima de 72° C.
Br2 e I2 são obtidos por oxidação química dos seus haletos aquosos com cloro.

•

Pelo fato de que o O2 está disponível a partir da destilação fracionada do ar,
métodos químicos de produção de oxigênio não são necessários.

•

O enxofre elementar é produzido pela oxidação de H2S que é removido do gás
natural, através da extração como etanolamina (HOCH2CH2NH2). A oxidação é
acompanhada pelo processo de Claus, que consiste de dois estágio.
No primeiro, uma parte do sulfeto de hidrogênio é oxidada a dióxido de enxofre:
2H2S + 3O2 ⎯→ 2SO2 + 2H2O
No segundo, este dióxido de enxofre reage na presença de um catalisador com
mais sulfeto de hidrogênio:
°C
⎯⎯⎯⎯
2H2S + SO2 ⎯Catalisador ,300⎯→ 3S + 2H2O
O catalisador normalmente é Fe2O3 ou Al2O3. O processo Claus é

ambientalmente correto, pois, caso contrário, seria necessário queimar o tóxico
sulfeto de hidrogênio transformando-o no poluente dióxido de enxofre.

•

Os metais obtidos por oxidação são aqueles que ocorrem na forma nativa.
Exemplo: o ouro, porque é difícil separar os grânulos de metal em minérios de
baixa pureza por simples peneiramento. A dissolução do ouro depende da
oxidação, que é favorecida pela complexação com íons CN- para formar
[Au(CN)2]-. Este complexo é então reduzido a metal pela reação com outro metal
reativo, tal como o zinco:
2[Au(CN)2]-(aq) + Zn(s) ⎯→ 2Au(s) + [Zn(CN)4]2-(aq).



5.3 Semi-reações redox
Quando uma lamina de zinco é mergulhada numa solução aquosa de sulfato de
cobre ela fica rapidamente recoberta por uma camada avermelhada de cobre
elementar. Trata-se de uma reação familiar a todos nós, em que o íon Cu2+(aq) é
reduzido por Zn(s):
Zn(s) + Cu2+(aq) ⎯→ Zn2+(aq) + Cu(s)

(1)

Esse é um processo espontâneo, ou seja, ocorre por conta própria, indicando que os
produtos são termodinamicamente mais estáveis do que os reagentes.
A eq. 1 é exemplo de uma reação redox e pode ainda ser subdividida em equações
parciais chamadas semi-reações.
Em uma semi-reação de redução, uma substância ganha elétrons como em
Cu2+(aq) + 2e- ⎯→ Cu(s)
Em uma semi-reação de oxidação, a substância perde elétrons, como em
Zn(s) – 2e- ⎯→ Zn2+(aq)
A divisão em semi-reações é somente conceitual e pode não corresponder a uma
separação física real dos dois processos.
As espécies oxidadas e reduzidas em uma semi-reação constituem um par
redox. Este par é escrito com as espécies oxidadas antes das reduzidas como em
Zn2+/Zn e Cu2+/Cu.
É convenção escrever todas as semi-reações como de redução. Como uma oxidação
é o inverso de uma redução, podemos escrever a segunda das duas semi-reações
acima como de redução
Zn2+(aq) + 2e- ⎯→ Zn(s)
A reação total é, então, a diferença das duas semi-reações de redução desde que
se iguale o número de elétrons de ambas.



5.4 Potenciais padrão
Pelo fato de que a equação química global é a diferença de duas semi-reações
de redução, a energia de Gibbs padrão da reação global é a diferença das energias de
Gibbs padrão das duas semi-reações.
A reação global é favorável (no sentido que K>1) na direção que corresponde a um
valor negativo de ΔrGΘ global resultante.
As energias de Gibbs padrão de reação podem ser medidas montando uma célula
galvânica.
Célula galvânica: uma célula eletroquímica na qual uma reação química é usada para
gerar uma corrente elétrica (figura 5.5). Ex. Bateria de automóveis, pilhas de lanterna e
de calculadoras.
A diferença de potencial entre seus eletrodos
é então medida, e, se desejado, convertida
para a energia de Gibbs usando

ΔrG = -nFE
Para se chegar ao valor do potencial de um
eletrodo, deve-se tomar um eletrodo como
referência e por comparação se pode obter
os potenciais de todos os outros.
O eletrodo escolhido como referência ou
padrão é o do hidrogênio-íon hidrogênio
Figura.5.1 Um diagrama esquemático
de uma célula galvânica.

(H+/H2), ao qual é atribuído o valor zero nas
condições de estado padrão.
2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2(g)

EΘ(H+,H2) = 0

Eletrodo de hidrogênio (Figura.5.1): consiste de um fio e de uma placa de platina; na
superfície dessa placa ocorre a reação de redução dos íons hidrogênio. O conjunto é
envolvido por um tubo de vidro, através do qual é borbulhado gás hidrogênio à pressão
de 1 bar (1atm). A platina, muito pouco reativa, não toma parte na reação; constitui,
portanto, um eletrodo inerte.
Condições de estado padrão: todas as substâncias sob pressão de 1 bar ( 1atm) e
com atividade unitária (1M). Para reações envolvendo íons H+, essas condições



correspondem a pH = 0, ou seja, ácido com concentração de aproximadamente 1 M.
Sólidos puros e líquidos têm atividade unitária.
Ponte salina (Salt bridge): feita de eletrólitos fortes misturados em gelatina. Tem a
função de evitar o acúmulo de carga líquida em qualquer um dos recipientes (Figura
5.1).
O potencial que corresponde a ΔrGΘ de uma semi-reação é escrito EΘ e é chamado de
potencial padrão ou potencial de redução padrão e é medido em volts (V).
O potencial da reação total na figura. 5.1, sob condições padrão, é chamado de
potencial padrão de célula, EΘ, e é determinado pela diferença dos dois potenciais
padrão das duas semi-reações de redução, dentro da qual a reação total pode ser
dividida. Seu valor é de 0,76 V. Assim:
EΘpilha = EΘH2 - EΘZn
0,76 = 0 - EΘZn
EΘZn = - 0,76 V
O potencial padrão negativo do par Zn2+/Zn significa um par no qual a espécie
reduzida (o Zn) é um agente redutor para os íons H+ sob as condições padrão em
solução aquosa. O mesmo é verdadeiro para qualquer par com um potencial padrão
negativo. Isto é, se
EΘ(Ox,Red) < 0, então “Red” é um agente redutor suficientemente forte para
reduzir íons H+.

5.4.1 A série eletroquímica
Lista contendo alguns valores de EΘ a 25°C (tabela 5.1) e organizada da
seguinte maneira:
O par Ox/Red com valor de EΘ fortemente positivo [Ox é fortemente oxidante]
O par Ox/Red com valor de EΘ fortemente negativo [Red é fortemente redutor]
Tabela 5.1 Potenciais padrão selecionados a 25°C
Par
F2(g) + 2e- ⎯→ 2F-(aq)
Ce4+(aq) + e- ⎯→ Ce3+(aq)
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- ⎯→ Mn2+(aq) + 4H2O(i)
Cl2(g) + 2e- ⎯→ 2Cl-(aq)
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 2H2O(l)
[IrCl6]2-(aq) + e- ⎯→ [IrCl6]3-(aq)
Fe3+(aq) + e- ⎯→ Fe2+(aq)

EΘ/ V
+3,05
+1,76
+1,51
+1,36
+1,23
+0,87
+0,77

2-

-

-

[PtCl4] (aq) + 2e ⎯→ Pt(s) + 4Cl (aq)
I3-(aq) + 2e- ⎯→ 3I-(aq)
[Fe(CN)6]3-(aq) + e- ⎯→ [Fe(CN)6]4-(aq)
AgCl(s) + e- ⎯→ Ag(s) + Cl-(aq)
2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2(g)
AgI(s) + e- ⎯→ Ag(s) + I-(aq)
Fe2+(aq) + 2e- ⎯→ Fe(s)
Zn2+(aq) + 2e- ⎯→ Zn(s)
Al3+(aq) + 3e- ⎯→ Al(s)
Ca2+(aq) + 2e- ⎯→ Ca(s)
Li+(aq) + e- ⎯→ Li(s)

+0,76
+ 0,54
+ 0,36
+ 0,22
0
- 0,15
- 0,44
- 0,76
- 1,68
- 2,87
- 3,04

Uma importante característica da série eletroquímica é que o membro reduzido de um
par tem uma tendência termodinâmica a reduzir membro oxidado de qualquer par que
se encontra acima na série. Em outras palavras:
1. Espécies oxidadas com potenciais padrão altamente positivo são agentes
oxidantes fortes.
2. Espécies reduzidas com potenciais altamente negativo são fortes agentes
redutores.
Nos dois casos, a classificação refere-se ao aspecto termodinâmico da reação, isto é,
sua espontaneidade e não a sua velocidade.
Exercício: Entre os pares na tabela 5.1, o íon permanganato, MnO4-, é o reagente analítico
comum usado em titulações redox de ferro. Quais entre os íons Fe2+, Cl- e Ce3+ podem oxidar
permanganato em solução ácida?
Resposta: O potencial padrão do MnO4- a Mn2+ em solução ácida é 1,51 V. Os potenciais
padrão para os íons listados são +0,77, +1,36 e +1,76 V, respectivamente. Os íons
permanganatos são agentes oxidantes suficientemente fortes em soluções ácidas (pH = 0)
para oxidar os dois primeiros íons, que têm potenciais padrão menos positivos. Precauções
devem ser tomadas para evitar a oxidação rápida de íons Cl- em titulações de soluções de
ferro com permanganato. Íons permanganato não podem oxidar Ce3+, que tem um potencial
padrão mais positivo.

5.4.2 A equação de Nernst
Para julgar a tendência de uma reação ocorrer em uma direção específica, fora
das condições padrão, nós necessitamos conhecer o sinal e o valor de ΔrG sob as
condições em questão. Para se ter esta informação, utiliza-se o resultado
termodinâmico que

ΔrG = ΔrGΘ + RT lnQ
onde Q é o quociente da reação a seguir:



aOxA + bRedB ⎯→ a’RedA + b’OxB

[Re d A ]a '[OxB ]b '
Q=
[Ox A ]a [Re d B ]b

OBS: As concentrações molares [X], no quociente da reação devem ser interpretadas
como as concentrações molares relativas à concentração molar padrão de 1 mol L-1:
isto é, elas são valores numéricos da concentração molar. Para reações na fase
gasosa, a concentração molar relativa das espécies é substituída pela sua pressão
parcial relativa à pressão padrão pΘ = 1 bar.
A reação será espontânea na condição estabelecida se ΔrG < 0. Este critério pode ser
expresso em termos dos potenciais, substituindo E = -ΔrG/nF e EΘ =-ΔrGΘ/nF, o que
origina a equação de Nernst:
E = EΘ -

RT
ln Q
nF

Onde, E = potencial da reação nas condições estabelecidas; EΘ = potencial padrão da
reação; R = constante dos gases = 8,314 Jk- mol-1; T = temperatura absoluta; n =
número de elétrons envolvidos na reação; F = constante de Faraday = 96500 C, lnQ =
2,303 logQ.
Logo temos:
O termo

E = EΘ -

2,303RT
logQ
nF

2,303RT
= 0,059 à 25°C. Portanto à 25°C a equação de Nernst torna-se:
F
E = EΘ -

0,059V
logQ
n

Exemplo: Seja a reação Co(s) + Ni2+(1M) ⎯→ Co2+(1M) + Ni(s) EΘ = 0,03 V. Qual o
seu potencial nas condições estabelecidas?
0,059
[Co 2 + ]
log
.
2
[ Ni 2 + ]
As concentrações de [Ni] e [Co] não participam da expressão de Q, porque as

Resposta: A equação de Nernst para a reação será: E = EΘ -

concentrações de sólidos ou líquidos puros são constantes a uma dada temperatura e,
para fins práticos, podem ser consideradas unitárias, Assim,
E = 0,03 -

0,059
1
log = 0,03 V
2
1



Vamos agora diminuir a concentração do Co

2+

para 0,1 M. O potencial da reação passa

a ser igual a:
E = 0,03 -

0,059
0,059
0,1
= 0,03 (−1) = 0,03 + 0,0295 = 0,06 V.
log
2
2
1

Com a diminuição da [Co2+], o equilíbrio tende a se deslocar para a direita. Aumenta,
pois, a tendência da reação ocorrer, o que indica que seu potencial torna-se mais
elevado.
5.4.3 Aplicações das medidas do potencial da pilha

•

Na determinação da espontaneidade de uma reação redox.
O critério para a espontaneidade de uma reação química é:

ΔrG < 0: reação espontânea como escrita.
ΔrG > 0: reação não espontânea como escrita.
Para uma reação redox que envolva n elétrons valem a expressão: ΔrG = -nFE
Para as condições de estado padrão: ΔrGΘ = -nFEΘ.
Considerando que n e F são valores positivos, conclui-se que o sinal de E será oposto
ao de ΔrG. Portanto, reações espontâneas têm E > 0.
Exemplo: Ocorrerá a reação entre a prata metálica e o sulfato de cobre? Em outras
palavras o sulfato de cobre dissolverá a prata?
Dados: Ag+(aq) + e- ⎯→ Ag(s)

EΘ = 0,80 V (1)

Cu2+(aq) + 2e- ⎯→ Cu(s)

EΘ = 0,35 V (2)

Resposta: A reação pedida é: 2Ag(s) + CuSO4(aq) ⎯→ Ag2SO4(aq) + Cu(s). Essa
equação pode ser obtida pela soma da semi-equação (2) com a semi-equação (1)
invertida:
Cu2+(aq) + 2e- ⎯→ Cu(s)
2x
Ag(s)
+ e- ⎯→ Ag+(aq)
-----------------------------------2Ag(s) + Cu2+ ⎯→ 2Ag+(aq) + Cu(s)

EΘ = 0,35 V
EΘ = -0,80 V
----------------EΘ = -0,45 V

Como o valor de EΘ < 0 a reação é não espontânea, logo o sulfato de cobre não
dissolverá a prata.



Para se obter uma equação e o seu respectivo potencial, a partir de duas semiequações, observa-se o seguinte:
a) Deve haver uma semi-equação de oxidação e uma de redução.
b) Se houver necessidade de inverter-se uma semi-equação, o sinal do respectivo
potencial deve ser trocado.
c) Se o número de elétrons não for o mesmo nas duas semi-equações, uma delas,
ou ambas devem ser multiplicadas por coeficientes apropriados. Os valores dos
potenciais não se alteram quando esses coeficientes forem positivos.
d) As semi-equações e os potenciais são somados, obtendo-se a equação total e o
respectivo potencial.
e) Os elétrons são eliminados quando se somam as semi-equações.

• Determinação do potencial de uma semi-equação a partir dos potenciais
de outras semi-equações.
Exemplo: Através dos potenciais das semi-equações (3) e (4), deseja-se calcular o
potencial da semi-equação (5).
Fe2+(aq) + 2e- ⎯→ Fe(s)

;

EΘ = -0,44 V

(3)

Fe3+(aq) + e- ⎯→ Fe2+(aq) ;

EΘ = 0,77 V

(4)

Fe3+(aq( + 3e- ⎯→ Fe(s) ;

EΘ =

(5)

?

Poderíamos somar os potenciais de (3) e (4) para obter o potencial da semi-equação
(5)?
Resposta: Não, o potencial de uma semi-reação é uma propriedade intensiva e, como
tal, não aditiva.
A variação de ∆rGΘ é uma propriedade extensiva e, desse modo, podemos obter o
potencial da semi-reação (5) partir da soma das energias livres das semi-reações (3) e
(4).
Para as equações (3) : ∆rGΘ = -nFEΘ = -2F(-0,44) = 0,88F
(4) : ∆rGΘ = -nFEΘ = -1F(0,77) = -0,77F
----------------------------------------------(5) : ∆rGΘ = -nFEΘ = -3F(EΘ) = 0,11F
logo,

EΘ(5) = 0,11F/ -3F = -0,037 V

O potencial da semi-equação (5) é igual à média aritmética ponderada dos potenciais
das duas primeiras.



θ

θ

n3 E3 + n4 E4
( 2 x − 0,44) + 0,77 − 0,88 + 0,77
=
=
= −0,037V
2 +1
3
n3 + n4
Assim, toda vez que se precisar obter o potencial de uma semi-equação a partir dos
EΘ(5) =

potenciais de outras semi-equações aplica-se a média aritmética ponderada.

•

No cálculo do potencial de redução de um eletrodo.
O potencial de um eletrodo, qualquer que seja as atividades de reagentes e

produtos, poderá ser escrito da seguinte forma:
E = EΘ -

0,059
Re d
log
n
Ox

(6)

Exemplo: Calcular o potencial de redução do eletrodo de hidrogênio quando o
hidrogênio gasoso está a 1 atm de pressão e os íons hidrogênio tem a atividade
0,08M?
Resposta: A [H+] = 0,08 M corresponde a um pH = -log[H+] = -log[0,08] = 1,09.
A 25°C a reação do eletrodo é : 2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2(g) ;

EΘ = 0,00 V

1
0,059
0,059
p
0,059
log H 2 2 = 0,0 log + 2 = 2 pH = - 0,059pH
+
2
[H ]
2
2
[H ]
E = -0,059 x 1,09 = - 0,064 V
E = EΘ -

•

No cálculo da constante de equilíbrio (K).
Numa célula eletroquímica quando o sistema está em equilíbrio, não existe

corrente elétrica no circuito externo, ou seja, o potencial da reação é igual a zero.
Ademais o quociente da reação, Q, torna-se igual a constante de equilíbrio, K, logo:
E = 0 e Q = K.
Assim da equação (6) resulta:
0,059
log K
0 = EΘ n
0,059
EΘ =
log K
n
nE θ
logK =
0,059
K = 10

nE θ / 0 , 059

(7)

Um caso especial de cálculo de constante de equilíbrio, fazendo uso de potenciais, é a
determinação da constante do produto de solubilidade, Kps. Essas são difícieis de



serem medidas diretamente, uma vez que as concentrações dos íons em equilíbrio são
extremamente baixas.
Exemplo: AgCl. O equilíbrio entre o sólido e os íons em solução, cuja constante é Kps,
pode ser representado por
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq)

(8)

Que é obtida pela adição das seguintes semi-equações:
AgCl(s) + e- ⎯→ Ag(s) + Cl-(aq) ;
Ag(s) ⎯→ Ag+(aq) + e-

EΘ = 0,22 V

;

EΘ = -0,80 V

Logo, EΘ(8) = 0,22 – 0,80 = - 0,58 V. Aplicando a equação (7) temos:
K = 10

nE θ / 0 , 059

= 10

1 x ( −0 , 58 ) / 0 , 059

= 1,6 x 10

−10

O valor pequeno da constante de equilíbrio é exatamente o que devia ser esperado,
devido a relativa insolubilidade do AgCl.
É oportuno observar que raras reações de redox, quando no equilíbrio,
apresentam simultaneamente quantidades significativas de reagentes e produtos. Isso
se explica porque mesmo potenciais extremamente pequenos implicam em K bem
diferente da unidade.
Portanto, em equações redox, ou predominarão os produtos ou os reagente.
A tabela 5.2, lista os valores de K que correspondem a potenciais de -2 até +2 V, com
n=1 e a 25°C.
EΘ
(V)
+2
+1
0
-1
-2

K
1034
1017
1
10-17
10-34

Tabela
5.2
A
relação entre K e
EΘ

•

Embora os dados eletroquímicos estejam no pequeno intervalo de -2
até +2 V, o intervalo nas K tem variação de 68 na sua ordem de
magnitude.
Valores

elevados

de

K

indicam

que,

no

equilíbrio,

haverá

predominância dos produtos.
Valores muito pequenos de K indicam predominância dos reagentes.

Influência do pH nos valores dos potenciais de eletrodos.
Genericamente podemos afirmar que E e EΘ vão depender da concentração de

íons hidrogênio, ou seja, do pH, sempre que H+ ou OH- estiverem presentes nas semiequações ou equações correspondentes.


+

-

Deve-se lembrar a propósito, que as [H ] e [OH ] não são independentes uma da
outra em solução aquosa. A 298°K temos:
[H+] [OH-] = Kw = 1 x 10-14

(9)

Exemplo: Calcular o potencial da equação abaixo nas seguintes condições: pressão
parcial de N2O4(g) e concentração NO3-(aq) unitárias e concentração de OH─ igual a 1
M.
2NO3-(aq) + 4H+(aq) + 2e- ⎯→ N2O4(g) + 2H2O(l)

;

EΘ = 0,80 V

Resposta: Através da relação (9), se a [OH─] = 1 M a [H+] = 1 x 10-14 M e o pH = 14.
Aplicando-se a equação de Nernst na equação química dada temos:
E = EΘ -

pN 2 O 4
0,059
0,059
1
0,059
log
4 pH
log + 4 = 0,80 − 2
+ 4 = 0,80 2
2
[ NO3 ] [ H ]
[H ]
2

E = 0,80 – 0,059 x 2 x 14 = 0,80 – 1,65 = - 0,85 V.
Esta reação é bastante desfavorável numa solução de pH = 14. Ao passo que é
espontânea em meio ácido.
5.5 Fatores cinéticos
Abordaremos aqui algumas informações sobre a velocidade com que uma
reação espontânea de processos redox em solução ocorre.
Não existe uma regra geral que possa predizer quando uma reação será rápida,
porque existem diversos fatores que podem influenciar na velocidade. Uma tendência
útil (com várias exceções) é a que diz:

•

Pares com potenciais menores do que o potencial de hidrogênio ( no pH
prevalecente) por mais do que 0,6 V, reduzem os íons H+ a H2 com
velocidade apreciável.

•

Similarmente, potenciais maiores do que o potencial do par O2,H+/H2O (1,23
V) no pH prevalecente por mais do que 0,6 V pode provocar a oxidação da
água.

(a) Sobrepotencial: potencial além do potencial de corrente zero (“equilíbrio”) que
deve existir antes que a reação se proceda a uma velocidade significativa.
O potencial adicional de 0,6 V é um exemplo de um sobrepotencial. A existência de
um sobrepotencial explica por que alguns metais reduzem ácidos e não a própria água.
Tais metais (que incluem ferro e zinco) têm potenciais padrão negativos, mas estes não
são baixos o suficiente para alcançar o potencial necessário para a redução do H+ em


+

2+

solução neutra. Entretanto, a diferença E(H ,H2) – E(Fe ,Fe) pode ser aumentada se
E(H+,H2) é tornado mais positivo, o que pode ser feito abaixando o pH de 7 para um
valor mais ácido.
Quando a diferença no potencial excede cerca de 0,6 V, o metal provoca a redução a
uma velocidade apreciável.
Exercício: Pode o Fe ser rapidamente oxidado a Fe2+ pela água a 25°C?
Resposta: Para responder, precisamos calcular a diferença nos potenciais dos pares
a pH = 7.
O potencial (E) para o par hidrogênio (supondo que a pressão parcial do hidrogênio é
em torno de 1 bar) e a pH = 7 é:
0,059
1
2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2(g)
E=0log + 2 = - 0,059pH = - 0,41V
2
[H ]
O potencial (E) para o par ferro (supondo que a concentração de Fe2+ aproxima-se a
1 mol L-1) e a pH = 7 é:
Fe2+(aq) + 2e- ⎯→ Fe(s) ; EΘ = - 0,44V
0,059
1
log
= - 0,44V.
2
[ Fe 2+ ]
A diferença entre os potenciais dos pares é: 0,44 – 0,41 = 0,03 V. Este valor é menor
do que 0.6 V, tipicamente requerida para uma velocidade de evolução de hidrogênio
significativa, sugerindo que a reação deverá ser lenta.
E = -0,44 -

(b) Generalizações empíricas sobre a transferência de elétrons.
Entre os oxoânions, normalmente encontra-se que:

•

A velocidade de redução de um oxoânion varia intensamente com o número de
oxidação do átomo central: quanto menor o número de oxidação mais rápida a
reação. Exemplo:
ClO4-< ClO3- < ClO2- < ClOClO4- < SO42- < HPO42-.

•

O raio do átomo central também é importante, e quanto maior o átomo central
maior a velocidade de redução. Exemplo:
ClO3- < BrO3- < IO3-. Reações com iodatos são rápidas, atingindo o equilíbrio
com rapidez suficiente para serem úteis em titulações.

Outra regra empírica muito útil é que:



A formação e decomposição das moléculas diatômicas O2, N2 e H2 apresentam
mecanismos complexos e, portanto, são normalmente lentas.
5.6 Estabilidade redox em água
Um íon ou molécula em solução pode ser destruído por oxidação ou por redução
causada por qualquer uma das outras espécies presentes no meio. Portanto, para
avaliar a estabilidade de uma espécie em solução, deve-se ter em mente todos os
reagentes possíveis: o solvente, outros solutos, o próprio soluto e o oxigênio
dissolvido.
Na discussão que se segue, dar-se-á ênfase aos tipos de reações resultantes da
instabilidade termodinâmica do soluto. Também se comentará sobre a velocidade,
porém suas tendências não mostram tanta sistemática quanto o faz a estabilidade
termodinâmica.

5.6.1 Reações com a água.
A água pode atuar como:

•

Agente oxidante: quando é reduzida a H2

•

Agente redutor: quando é oxidada a O2.

Espécies que sobrevivem em água devem possuir potenciais de redução entre os
limites definidos por estes dois processos.
(a) Oxidação pela água
A reação de metais com a água ou ácidos aquosos é, de fato, a oxidação do
metal pela água ou por íons hidrogênio, através de um dos processos:
M(s) + H2O(l) ⎯→ M+(aq) + 1 H2(g) + OH-(aq)

2
M(s) + H (aq) ⎯→ M (aq) + 1 H2(g)
2
+

+

Estas reações são termodinamicamente favoráveis quando M é:

•

Um metal do bloco s, com exceção do berílio;

•

Um dos metais da primeira série de transição do grupo 4 até pelo menos o grupo
7 ( Ti, V, Cr, Mn).

Vários outros metais sofrem reações similares, mas com diferentes números de
elétrons transferidos. Um exemplo do Grupo 3 é
2Sc(s) + 6H+(aq) ⎯→ 2Sc3+(aq) + 3H2(g)



Embora as reações de magnésio e alumínio com a umidade do ar sejam espontâneas,
ambos os metais podem ser usados por anos na presença de água e oxigênio. Eles
sobrevivem porque são passivados, ou protegidos contra reação, por um filme de
óxido inerte. O óxido de magnésio e o óxido de alumínio formam uma camada protetora
sobre o metal. Uma passivação similar ocorre com ferro, cobre e zinco.
O processo de ”anodização” de um metal, no qual o metal é o anodo (o sítio de
oxidação) em uma célula eletrolítica, é aquele no qual a oxidação parcial produz um
filme passivante duro, liso sobre sua superfície. A anodização é especialmente efetiva
para a proteção do alumínio.
(b) Redução pela água.
A água pode atuar como agente redutor considerando-se a semi-reação:
2H2O(l) ⎯→ 4H+(aq) + O2(g) + 4eEsta semi-reação de oxidação é o inverso da semi-reação de redução
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 2H2O(l)

EΘ = + 1,23 V

O potencial de redução fortemente positivo mostra que a água acidificada é um pobre
agente redutor, exceto para agentes oxidantes mais fortes. Um exemplo é o Co3+(aq),
para o qual EΘ(Co3+,Co2+) = + 1,82 V. Ele é reduzido pela água com liberação de O2:
4Co3+(aq) + 2H2O(l) ⎯→ 4Co2+(aq) + O2(g) + 4H+(aq)

EΘ = +0,59 V

Este valor de potencial está muito próximo ao do sobrepotencial necessário para
alcançar uma velocidade de reação significativa. Desde que íons H+ são produzidos na
reação, a alteração do pH da solução de ácido para neutro ou básico favorece a
oxidação, uma vez que a diminuição na concentração de íons H+ favorece a formação
dos produtos.
Os sobrepotenciais necessários não são atingidos por muitos reagentes que são
termodinamicamente capazes de oxidar a água.
Realmente, potenciais-padrão maiores que +1,23 V ocorrem para vários pares redox
regularmente usados em solução aquosa, incluindo Ce4+/Ce3+ (+1,76 V), o par íon
dicromato acidificado Cr2O72-/Cr3+ (+1,38 V), e o par permanganato acidificado MnO4/Mn2+ (+1,51 V). A origem para do impedimento para a reação é a necessidade de
transferir quatro elétrons e formar uma dupla ligação oxigênio-oxigênio.



(c) O campo de estabilidade da água.
É o intervalo de valores de potenciais de redução e pH para o qual a água é
termodinamicamente estável tanto para oxidação como para redução, figura 5.6.
Os limites superior e inferior do campo de estabilidade são determinados pela
dependência de E em relação ao pH para as semi-reações em questão.
A semi-reação de redução para o par O2,H+/H2O é
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 2H2O(l)
Segue que: E = 1,23 -

EΘ = +1,23 V e n =4

0,059
1
log
4
pO 2 [ H + ]4

Para pressão parcial de O2 de 1 bar a 25°C
então:
E = 1,23 – (0,059V)pH
Qualquer espécie com um potencial de
redução maior que este valor pode ser
reduzido pela água, com produção de O2.
Assim, esta expressão define o limite
superior do campo.
A redução de H+(aq) para H2 ocorre pela
semi-reação:
Figura.5.2 O campo de estabilidade da
água. O eixo vertical é o potencial de
redução do par redox em água: aqueles
acima da linha superior podem oxidar a
água; aqueles abaixo da linha inferior
podem reduzir a água. As linhas
laranjas são as fronteiras quando o
sobrepotencial
é
levado
em
consideração, e as linhas verticais
representam o intervalo normal para as
águas naturais. Conseqüentemente, a
área esverdeada é o campo de
estabilidade para águas naturais.

2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2(g) ; EΘ = 0,0 V e n = 2
Segue que: E = 0 -

0,059
p
log H 2 2
2
[H + ]

Se a pressão parcial de H2 é 1 bar a 25°C
então:
E = - (0,059V)pH
Qualquer espécie com potencial de redução
menor que este valor pode reduzir H+ a H2.
Esta expressão define o limite inferior do
campo.



Pares que são termodinamicamente estáveis em água estão entre os limites
definidos pelas linhas inclinadas dadas na figura.5.2. O par que está fora é
instável. Estes pares são aqueles que, ou são agentes redutores muito fortes ou são
agentes oxidantes muito fortes.
5.6.2 Desproporcionamento e comproporcionamento
Desproporcionamento: uma reação redox em que um mesmo elemento sofre
simultaneamente oxidação e redução. Em outras palavras, o elemento que sofre
desproporcionamento serve como seu próprio agente oxidante e redutor.
Portanto, um desproporcionamento é uma reação do tipo:
A ⎯→ B + C,
em que, A, B e C são espécies de um mesmo elemento e em que, forçosamente, o
número de oxidação da espécie A é intermediário entre os da espécie B e C.
Exemplo: Em virtude EΘ(Cu+,Cu) = +0,52 V e EΘ(Cu2+,Cu+) = + 0,16 V e pelo fato de
que ambos os potenciais existem dentro do campo de estabilidade da água, íons Cu+
não se oxidam nem se reduzem. Apesar disto, Cu(I) não é estável em solução aquosa
porque pode sofrer desproporcionamento.
2Cu+(aq) ⎯→ Cu2+(aq) + Cu(s)
Esta reação é a diferença das duas semi-reações seguintes:
Cu+(aq) + e- ⎯→ Cu(s)
Cu2+(aq) + e- ⎯→ Cu+(aq)

EΘ = +0,52 V
EΘ = +0,16 V

O desproporcionamento é espontâneo porque EΘ = (0,52 V) – (0,16 V) = +0,36 V,
implicando que
K = 10

0 , 36 / 0 , 059

= 1,3 x 106.

Reações inversas de desproporcionamento são aquelas do tipo:
D + E ⎯→ F,
em que D, E e F são espécies de um mesmo elemento e em que, necessariamente,
o número de oxidação da espécie F é intermediário entre os das espécies D e E.
Essas reações podem também serem chamadas de comproporcionamento.


Exemplo:

Ag2+(aq) + Ag(s) ⎯→ 2Ag+(aq)


EΘ = 1,18 V

O grande potencial positivo indica que Ag(II) e Ag(0) são completamente convertidos
para Ag(I) em solução aquosa (K = 9 x 1019).
Exercício: Mostre que íons manganatos (VI) são instáveis em relação ao desproporcionamento
em Mn(VII) e Mn(II) em solução aquosa ácida.
Resposta: A reação global deve envolver a redução de Mn(VI) a Mn(II) e sua oxidação a
Mn(VII).Deste modo, a equação é
5HMnO4-(aq) + 3H+(aq) ⎯→ 4MnO4-(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l)
Esta reação pode ser expressa como a diferença de semi-reações de redução
HMnO4-(aq) + 7H+(aq) + 4e- ⎯→ Mn2+(aq) + 4H2O(l)
4MnO4-(aq) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 4HMnO4-(aq)

EΘ = +1,63 V
EΘ = +0,90 V

A diferença dos potenciais padrão é +0,73 V; assim, o desproporcionamento é espontâneo.
(K = 1050 a 298K, porque n = 4).

5.6.3 Oxidação pelo oxigênio atmosférico
Quando uma solução esta em um recipiente aberto, portanto exposta ao ar, a
possibilidade de reação entre solutos e oxigênio dissolvido deve ser considerada.
Vamos considerar como exemplo, uma solução contendo íons Fe2+.
Os potencias padrão dos pares Fe2+/Fe e Fe3+/Fe2+ são -0,44 V e +0,77 V
respectivamente, estando estes dentro do campo de estabilidade da água, sugerindo
assim que Fe2+ pode sobreviver em água.
Além do mais, nós também podemos inferir que a oxidação do ferro metálico pelo
H+(aq) não prosseguirá além de Fe(II), porque a oxidação a Fe(III) é desfavorável por
0,77V, sob as condições padrão. Mas, o quadro troca consideravelmente na presença
de O2.
De fato, Fe(III) é a forma mais comum de ferro na crosta terrestre, e também, é o íon
predominante nos sedimentos que foram depositados em ambientes aquosos.
A reação
4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H+(aq) ⎯→ 4Fe3+(aq) + 2H2O(l)
é a diferença das duas semi-reações seguintes:
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 2H2O(l)

EΘ = +1,23V – (0,059)pH

Fe3+(aq) + e- ⎯→ Fe2+(aq)

EΘ = +0,77 V



Implicando que E = 1,23 – 0,77 = +0,46 V e que a oxidação de Fe2+ pelo O2 é
Θ

espontânea. Contudo, +0,46 V não é suficiente para vencer o sobrepotencial tornando
a reação rápida e, a oxidação atmosférica de Fe (II) em solução aquosa é lenta na
ausência de catalisadores. Em pH = 7, E = 0,82 – 0,77 = +0,05 V e a reação é menos
espontânea e menos provável de ocorrer. Como conseqüência é possível usar
soluções aquosas de Fe (II) em laboratório sem tomar outras precauções além de
manter o pH na condição de neutralidade.
Exercício: A oxidação de telhados de cobre a uma substância com uma cor verde
característica é outro exemplo de oxidação atmosférica em um ambiente úmido. Estime o
potencial para a oxidação do cobre pelo oxigênio.
Resposta: As semi-reações de redução são
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ 2H2O(l)
Cu2+(aq) + 2e- ⎯→ Cu(s)

EΘ = +1,23V – (0,059)pH
EΘ = +0,34 V

A diferença é EΘ = 1,23 – 0,34 = 0,89 V a pH = 0 e E = 0,82 – 0,34 = 0,48 V a pH = 7; Assim,
a oxidação atmosférica pela reação
2Cu(s) + O2(g) + 4H+(aq) ⎯→ 2Cu2+(aq) + 2H2O(l)
é espontânea quando o pH está na condição de neutralidade.



5.7 Diagrama de representação dos potenciais
Existem diversos diagramas úteis que resumem a estabilidade termodinâmica
relativa de uma série de espécies, nas quais um elemento existe com diferentes
números de oxidação.
Descreveremos dois deles:

•

Os diagramas de Latimer: que são úteis para resumir dados quantitativos,
elemento por elemento.

•

Os diagramas de Frost: que são úteis para uma representação qualitativa das
estabilidades relativas dos diversos estados de oxidação.

5.7.1 Diagrama de Latimer
Neste diagrama, o valor numérico do potencial padrão, em Volts, para um
elemento, é escrito sobre uma linha horizontal, conectando as espécies que contém o
elemento em diferentes estados de oxidação.
A forma do elemento com maior estado de oxidação fica à esquerda e, a espécie à
direita, contém o elemento em estado de oxidação sucessivamente menor.
Um diagrama de Latimer sintetiza grande número de informação de uma forma
compacta e como veremos mais adiante mostra as relações entre as várias espécies
de uma maneira particularmente clara.
Exemplo: O diagrama de Latimer para o cloro em solução ácida é:

, 20
,18
, 65
, 63
, 36
ClO 4− ⎯+1⎯→ ClO 3− ⎯+1⎯→ HClO 2 ⎯+1⎯→ HClO ⎯+1⎯→ Cl 2 ⎯+1⎯→ Cl −
⎯
⎯
⎯
⎯
⎯

+7

+5

+3

+1

0

-1

+1, 20

−
−
⎯
A notação ClO4 ⎯⎯ → ClO3 significa

ClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e- ⎯→ ClO3-(aq) + H2O(l)
Similarmente,

EΘ = +1,20 V

, 63
HClO ⎯+1⎯→ Cl 2
⎯

2HClO(aq) + 2H+(aq) + 2e- ⎯→ Cl2(g) + 2H2O(l)

EΘ = +1,63 V

A conversão do diagrama em uma semi-reação envolve:

•

O balanceamento dos elementos, pela inclusão das espécies predominantes em
solução aquosa ácida (H+ e H2O).


•


O balanceamento da carga elétrica, incluindo-se o número adequado de
elétrons.

O estado padrão para este par inclui a condição pH =0.
Em solução aquosa básica, o diagrama de Latimer para o cloro é:
+0 , 20

+0 , 37
⎯
⎯
ClO4- ⎯⎯ → ClO3- ⎯⎯ → ClO2+7
+5
+3

, 35
, 68
, 42
⎯
⎯+0⎯→ ClO- ⎯+0⎯→ Cl2 ⎯+1⎯→ Cl⎯
⎯

+1

0
0,89

-1

Observe que o valor para o par Cl2/Cl- é o mesmo que na solução ácida, porque esta
semi-reação não envolve a transferência de prótons.
Sob condições básicas, correspondendo a pH=14, as espécies predominantes
presentes em solução aquosa são OH─ e H2O, sendo assim empregadas para
balancear as semi-reações.
+0 , 42

⎯
Exemplo: A notação ClO- ⎯⎯ → Cl2 significa,
2ClO-(aq) + 2H2O(l) + 2e- ⎯→ Cl2(g) + OH-(aq)

EΘ = 0,42 V

Alguns usos dos diagramas de Latimer:

•

Permite que se tenha uma rápida idéia de conjunto sobre a viabilidade das
semi-reações de redox de um dado elemento.

Exemplo: Todas as semi-reações de redução envolvendo o cloro, tanto em meio ácido
quanto básico, são termodinamicamente favoráveis, uma vez que todos os potenciais
são positivos. Isso indica que todas as espécies desse elemento, em solução aquosa,
são oxidantes (exceto, i íon Cl-).

•

Compara os potenciais padrão de redox das diferentes espécies.

•

Permite se derivar os potenciais padrão de pares não adjacentes.

Exemplo: O EΘ para o par ClO-/Cl- = +0,89 V
Resposta: O procedimento de como efetuar este cálculo é aquele que vimos sobre
como obter o EΘ de uma semi-reação a partir dos potenciais padrão de outras semireações.
Assim, para a redução de ClO- a Cl- devemos:
(a) Escrever as semi-equações de redução de ClO- a Cl2 e de Cl2 a Cl-.
2ClO-(aq) + 2H2O(l) + 2e- ⎯→ Cl2(g) + 4OH-(aq)

EΘ = +0,42 V


-

-

Cl2(g) + 2e ⎯→ 2Cl (aq)

EΘ = +1,35 V

(b) Somá-las,
2ClO-(aq) + 2H2O(l) + 4e- ⎯→ 2Cl-(aq) + 4OH-(aq)

EΘ =

?

(c) Calcular o EΘ da semi-equação resultante pela regra da média aritmétrica
ponderada.
(2 x0,42) + (2 x1,35)
3,54
=
= 0,89 V
2+2
4

EΘ =

•

Permite que se decida rapidamente sobre a espontaneidade de uma
reação.

Exemplo: O H2O2 é capaz de oxidar espontaneamente o Br- a Br2, em meio ácido?
Resposta: Os trechos pertinentes dos diagramas de Latimer são os seguintes:
Br2

+1, 07
⎯⎯ → Br⎯

H2O2

+1, 77
⎯⎯ →
⎯

H2O

Reações espontâneas tem EΘ > 0. Está claro, portanto, que a oxidação do Br- será
espontânea, uma vez que o EΘ correspondente e maior do que zero:
EΘ = 1,77 + (-1,07) = 0,70 V

•

Mostra a espécie para a qual o desproporcionamento é espontâneo:

Uma espécie tem uma tendência termodinâmica para desproporcionar em seus
dois vizinhos se o potencial do lodo direito da espécie é maior do que o potencial
do lado esquerdo.
Exemplo: O H2O2, que tem uma tendência a desproporcionar em O2 e H2O sob
condições ácidas:
O2

, 70
⎯+0⎯→
⎯

H2O2

, 76
⎯+1⎯→
⎯

H2O

Resposta: Para verificar esta conclusão, escrevemos as duas semi-equações:
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- ⎯→ 2H2O(l)
O2(g) + 2H+(aq) + 2e- ⎯→ H2O2(aq)
E da diferença
2H2O2(aq) ⎯→ 2H2O(l) + O2(g)
Pelo fato de EΘ > 0, o desproporcionamento é espontâneo.

EΘ = +1,76 V
EΘ = +0,70 V
EΘ = +1,06 V



5.7.2 Diagrama de Frost
Representa graficamente os potenciais padrão de redox de um dado elemento,
em seus diferentes estados de oxidação.
É uma marcação de NEΘ para o par X(N)/X(0) em função do número de oxidação,
N, do elemento:
X(N) + Ne- ⎯→ X(0)

EΘ

Um exemplo é mostrado na figura 5.3. Como NEΘ é proporcional à energia de Gibbs
padrão da reação para a conversão da espécie X(N) para o elemento, isto é, NEΘ = ∆rGΘ/F, um diagrama de Frost também pode ser considerado como um gráfico da
energia de Gibbs padrão em função do número de oxidação.
O fato de a representação ser gráfica confere ao diagrama algumas vantagens
notáveis, tais como:

•

Fornecer os potenciais de redox entre qualquer par de espécies
consideradas de um dado elemento.

•

Visualizar claramente as diferenças de reatividade das várias espécies, em
meio ácido e básico, através da superposição dos respectivos diagramas.

•

Facultar, por simples inspeção, decidir sobre a espontaneidade de
qualquer

reação

de

desproporcionamento

ou

contrário

de

desproporcionamento que envolva espécies de um dado elemento.
Para que possamos discutir as aplicações dos diagramas de Frost, vejamos, em
primeiro lugar, como eles são construídos e como fazemos a leitura dos valores dos EΘ.
Um diagrama de Frost consiste de uma série de pontos – cada um representando uma
espécie – unidos por linhas retas.
A inclinação da linha que une 2 pontos quaisquer no diagrama dá o potencial de
redução da semi-reação envolvendo as duas espécies consideradas (figura.5.3)
Exemplo: Consideremos as espécies HNO2 e N2. A semi-reação é:
2HNO2(aq)+6H+(aq)+2e- →N2(aq)+ H2O(l)

EΘ = +1,5 V.

O valor da inclinação, 1,5 V, foi obtido dividindo-se a diferença de ordenada entre
HNO2 e N2 pela respectiva diferença entre as abcissas.
4,5 − 0
EΘ =
= 1,5V
3−0
Para a redução de N2 a NH3OH+,
0 − 1,9
= −1,9V
EΘ=
0 − (−1)



Figura. 5.3 O diagrama de Frost para o nitrogênio: quanto mais
íngrime a inclinação da linha, mais alto é o potencial padrão
para o par. A linha vermelha se refere a pH = 0 , a linha em azul
se refere a pH = 14.

A comparação entre os diagramas na figura 5.3 permite-nos visualizar claramente as
diferenças de reatividade das várias espécies nas duas condições.
Exemplos: (a) Com relação à redução a NO, o íon NO3- é bom agente oxidante apenas
em meio ácido.
(b) A espécie mais estável de nitrogênio em meio básico é N2, ao passo que, em meio
ácido, é o íon NH4+.
Para interpretar as informações qualitativas contidas em um diagrama de Frost, será
útil considerar os aspectos a seguir:
O estado de oxidação mais estável de um elemento
corresponde à espécie que se encontra mais abaixo
no diagrama de Frost (1)

A inclinação da linha que une quaisquer dois
pontos em um diagrama de Frost é igual ao
potencial padrão do par formado pelas duas
espécies que os pontos representam.



Quanto maior a inclinação do segmento de linha
unindo dois pontos em um diagrama de Frost,
maior o potencial do correspondente par(2).
Assim,
O agente oxidante do par com inclinação mais
positiva sofrerá redução (3)

O agente redutor do par com inclinação menos
positiva sofrerá oxidação (3)
Exemplo:

a

inclinação

do

segmento

de

linha

conectando HNO3 a números de oxidação mais baixos,
figura 5.3, mostra que o ácido nítrico é um bom agente
oxidante sob condições padrão.

Uma espécie, em um diagrama de Frost, é instável
em relação ao desproporcionamento se seu ponto
encontra-se acima da linha de conexão de duas
espécies adjacentes (4).
Quando este critério é satisfeito, o potencial para o par
à esquerda da espécie é maior do que aquele para a
espécie à direita.
Exemplo: o NH2OH na figura 5.3 que é instável em
relação ao desproporcionamento em NH3 e N2.
Duas espécies tenderão ao comproporcionamento
em uma espécie intermediária que se encontra
abaixo da linha reta que une as espécies da
extremidade.
Exemplo: o nitrogênio no NH4NO3 tem dois íons com números de oxidação -3(NH4+) e
+5(NO3-). Como N2O, contém o nitrogênio com número de oxidação que é a média



destes dois valores, +1, encontra-se abaixo da linha que une NH4+ a NO3-, seu
comproporcionamento é espontâneo (figura.5.3):
NH4+(aq) + NO3-(aq) ⎯→ N2O(g) + 2H2O(l)
A reação é cineticamente inibida em solução e dificilmente acontece. Entretanto ela
ocorre no estado sólido, quando pode ser explosivamente rápida: de fato, nitrato de
amônio é freqüentemente usado no lugar de dinamite para explodir rochas.

Quando os pontos para as três substâncias encontram-se aproximadamente
sobre a linha, nenhuma espécie será o produto exclusivo.
Exemplo: As três reações
NO(g) + NO2(g) + H2O(l) ⎯→ 2HNO2(aq)

(rápida)

3HNO2(aq) ⎯→ HNO3(aq) + 2NO(g) + H2O(l) (rápida)
2NO2(g) + H2O(l) ⎯→ HNO3(aq) + HNO2(aq) (lenta e normalmente determinante da velocidade)
Todas elas são importantes na síntese industrial do ácido nítrico pela oxidação de
amônia.
Como podemos observar os diagramas de Latimer e de Frost podem ser construídos
para outras condições além daquela a pH =0. A linha em azul na figura.5.3 é uma
representação dos valores dos potenciais de redução para o nitrogênio em pH = 14(
correspondendo a pOH = 0). Os diagramas de Frost expressos dessa maneira são
chamados de “diagrama básicos de Frost”.
Na figura 5.3 a diferença importante do comportamento do nitrogênio em solução ácida
é a estabilidade do NO2- em função do desproporcionamento: seu ponto no diagrama
básico de Frost (linha em azul) se encontra abaixo da linha que conecta seus vizinhos,
mas não muito distante. O resultado prático é que nitretos metálicos podem ser
isolados, enquanto que HNO2 não pode.
Existem casos, em que as diferenças de comportamento em meio ácido e básico são
muito marcantes, como por exemplo, para os oxo-ânions de fósforo:
H3PO4
PO43-

−0 , 50

−0 , 06
−0 , 51
, 28
⎯
⎯
⎯
⎯−0⎯→ H3PO3 ⎯⎯ → H3PO2 ⎯⎯ → P ⎯⎯ → PH3 (meio ácido)
⎯

,12
⎯−1⎯→
⎯

HPO32-

, 56
⎯−1⎯→
⎯

HPO2-

,89
, 05
⎯−2⎯→ P ⎯−0⎯→ PH3 ( meio básico)
⎯
⎯

Este exemplo ilustra um aspecto importante sobre os oxo-ânions:


•


Quando suas reduções requerem remoção de oxigênio a reação consome
íons H+ e, todos os oxo-ânions são agentes oxidantes mais fortes em
solução ácida que em básica.

Potenciais de redução em solução neutra (pH = 7) são marcados como Eθw. Estes
potenciais particularmente são úteis em discussões bioquímicas, porque os fluídos das
células são tamponados próximos a pH = 7.

Exercício 1: Construa um diagrama de Frost para o oxigênio a partir do diagrama de
Latimer em meio ácido:
O2
0

, 70
⎯+0⎯→
⎯

+1, 76

⎯
H2O2 ⎯⎯ → H2O
-1
-2
+1,23

Resposta: Para uma mudança do número de oxidação de 0 a -1 (O2 a H2O2), EΘ = +0,70 V
e N = -1: assim, NEΘ = -0,70 V. Como o número de oxidação de O em H2O é -2, N = -2, e EΘ
para a formação da água é 1,23 V, NEΘ = -2,46 V. Estes resultados podem ser organizados
em uma tabela e plotados como no gráfico da figura 5.8.
N
NEΘ
O2
0
0
O2 a H2O2
-1
-1 x 0,70= -0,70V
O2 a H2O
-2
-2 x 1,23= -2,46V

Figura.5.4 Diagramas de
Frost para o oxigênio em
solução
ácida
(linha
vermelha)
e
solução
básica(linha azul)

Referências
BARROS, H. L.C. Química Inorgânica; uma introdução. Belo Horizonte: Editora
UFMG; 1992.
SHIVER, D. F.; ATKINS P. W.; LANGFORD C. H. Inorganic Chemistry. Oxford:
Oxford University Press, 2ª edição,1994



SHRIVER, D.F. ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 3ª edição. Porto Alegre:
Bookman,2003.



Lista de exercícios sobre oxidação e redução.
1. Entre as equações abaixo, indique quais correspondem a reações de redox:
a) CuS(s) + O2(g) ⎯→ Cu(s) + SO2(g)
b) Ag+(aq) + Cl-(aq) ⎯→ AgCl(s)
c) CaO(s) + H2O(l) ⎯→ Ca(OH)2(s)
d) Al(OH)3(s) + OH-(aq) ⎯→ Al(OH)4-(aq)
e) Fe2+(aq) + Ag+(aq) ⎯→ Fe3+(aq) + Ag(s)
2. Ordene os processos que seguem de acordo com sua tendência crescente de
ocorrer:
a) Co3+(aq) + e- ⎯→ Co2+(aq)
Eo = 1,80 V
2+
3+
Eo = -1,51 V
b) Mn (aq) ⎯→ Mn (aq) + e
c) Pb(s)
⎯→ Pb2+ + 2eEo = -0,13 V
d) Na+(aq) + e- ⎯→ Na(s)
Eo = -2,71 V
3. No par em a, indique qual espécie é oxidante mais forte. No par em b, indique o
redutor mais forte.
a) Cl2(g) , Mn3+(aq)
b) Cl-(aq), Br-(aq)
4. Uma célula eletrolítica constituída pelo alumínio e uma obturação, o alumínio
funciona como um anodo da célula. Escreva a semi-equação correspondente ao
processo que ocorre com esse metal.
5. Considere as seguintes semi-equações:
Eo = -0,12 V
CO2(g) + 4H+(aq) + 4e- ⎯→ CH2O(aq) + H2O(l) ;
NO3-(aq) + 3H+(aq) + 2e- ⎯→ HNO2(aq) + H2O(l);
Eo = 0,94 V
a) Escreva a equação da reação total correspondente à oxidação de um de
formaldeído.
b) Ela é espontânea?
6. A determinação da concentração de Fe2+(aq) pode ser feita através de dosagem com
dicromato em meio ácido. A equação e o valor de Eo da reação correspondente são os
seguintes:
Cr2O72-(aq) + 6Fe2+(aq) + 14H+(aq) ⎯→2Cr3+(aq) + 6Fe3+ (aq) + 7H2O(l) Eo = 0,559 V.
a) Calcule a constante de equilíbrio para essa reação a 298 K.
b) Calcule o potencial da reação quando pH = 3. Considere que, exceto H+(aq), as
demais espécies estão nas condições de estado padrão, a 298K.
c) Ocorrerá reação quando os íons cloretos estão presentes?
7. Qual é o potencial para a redução de MnO4─ para Mn2+ em solução aquosa neutra
(pH=7)?
8. Quando em contato com a água, a superfície do magnésio metálico limpa sofre uma
oxidação rápida, a pH = 7 e 25°C. Mostrar se o valor de E para esta reação concorda
com a generalização do sobrepotencial feita neste texto.


2+

3+

2+

9. Os potenciais padrão para os pares Fe /Fe e Fe /Fe são -0,41 V e +0,77 V,
respectivamente. O Fe2+ pode desproporcionar sob as condições padrão?
10. Construir, o diagrama de Frost, a partir do diagrama de Latimer para o Tl:
Tl3+

, 25
, 34
⎯1⎯→ Tl+ ⎯−0⎯→ Tl
⎯

0,72
11. Utilizando o diagrama de Latimer calcular o potencial para a redução de ClO3- para
HClO em solução aquosa ácida.
12. Explique por que em diagrama de Latimer para meio básico, cloro (I) aparece como
ClO- e nitrogênio (III) como NO2- , ao passo que, em meio ácido eles aparecem como
HClO e HNO2.

Capitulo 5 oxidação e redução

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