Potenciais padrão de redução

RKA6GM - Nós temos uma tabela do potencial padrão de redução, e essa é uma versão bem pequena dela, mas você pode ver que, aqui do lado esquerdo, a gente tem as meias-reações, e elas são escritas como meias-reações de redução. Lembre-se que o ganho de elétrons é o que caracteriza a redução, então, se nós olharmos aqui a nossa primeira meia-reação... Vamos marcar essa nossa primeira meia-reação aqui. Nós temos o íon de prata (Ag⁺) ganhando 1 elétron e se transformando em prata sólida. Essa meia-reação de redução tem um potencial padrão, ou seja, o meu Ɛ⁰, de +0,80 volt (V), e isso comparado a essa reação aqui, que eu tenho 2H⁺ + 2 elétrons se transformando em H₂, que é o nosso é o nosso padrão, porque, aqui, o nosso potencial padrão, ou seja, o meu Ɛ⁰, vai ser de 0,0 V, então, esse aqui vai ser o meu valor de referência, portanto, todas as meias-reações que eu tenho aqui serão comparadas a essa que eu tenho aqui. Quanto mais positivo for o meu valor de zero, significa que a minha substância tem mais chances de ser reduzida. Então vamos comparar aqui a reação do Cu²⁺ com a reação do Zn²⁺. Se a gente está reduzindo os íons Cu²⁺ em cobre sólido, o potencial padrão que eu vou ter aqui é de 0,34 V. E se nós estivermos reduzindo os íons Zn²⁺ para zinco sólido, o nosso potencial -0,76 V. Então, quanto mais positivo o valor, mais provável é que essa substância seja reduzida. Então, obviamente aqui 0,34 V é mais positivo do que -0,76. Então, nós sabemos que essa deve ser a nossa meia-reação de redução. Se nós estivermos falando sobre uma reação de oxirredução envolvendo cobre e zinco, essa daqui vai ser a nossa meia-reação de redução. Vamos escrever aqui, então, eu vou marcar "red" para redução. Então vou ter Cu²⁺, e a gente vai tê-lo aqui em meio aquoso. Eu tenho mais 2 elétrons e eu vou formar aqui cobre sólido. Então, Cu sólido. E o nosso potencial aqui, então, nosso Ɛ⁰ da redução, então, vamos marcar aqui Ɛ⁰ da redução, vai ser igual a +0,34 V. Nós sabemos que, em uma reação de oxirredução, alguma coisa vai ser reduzida e alguma outra coisa vai ser oxidada. E como nós já temos a meia-reação de redução, agora, a gente precisa escrever a meia-reação de oxidação, então, vamos escrever aqui como "OX". Isso quer dizer que a gente vai ter que pegar essa reação aqui, mas perceba que essa meia-reação está escrita como uma reação de redução, e nós precisamos colocá-la como uma reação de oxidação. Então, nós temos que fazer o inverso dela. Nós vamos começar, então, com o Zn₍ₛ₎, com zinco sólido, e nós vamos ser aqui, então, Zn²⁺, e a gente tem ainda mais 2 elétrons. Só vamos marcar aqui que isso é em meio aquoso. E agora vamos marcar o nosso Ɛ⁰. Então o nosso Ɛ⁰ de oxidação, como aqui a gente está revertendo, então, a gente tem que trocar o sinal aqui do Ɛ⁰, então, esse valor aqui vai ser positivo e nós vamos ter 0,76 V. Perceba que, aqui, o zinco está perdendo 2 elétrons, e perder elétrons caracteriza uma oxidação. Para encontrar a reação global de oxirredução, vamos somar essas duas meias-reações que a gente tem aqui. Então, vamos pegar um pouquinho mais de espaço aqui e nós vamos somar essas duas meias-reações. Então, vou escrever aqui que essa vai ser a minha reação global. Perceba que a gente já pode cancelar esse 2 elétrons aqui, então, a gente precisa escrever que a gente tem Cu²⁺ , e a gente vai ter aqui também + Zn₍ₛ₎ no lado dos nossos reagentes. Isso aqui vai se transformar. Então eu tenho Cu₍ₛ₎, tenho cobre sólido, e vou ter + Zn²⁺, e aqui eu tenho em meio aquoso. Essa reação global deve soar bem familiar para você, porque essa é uma oxirredução espontânea, que nós já falamos em outros vídeos, como no exemplo da célula voltaica. Nós já sabemos que essa é uma reação espontânea, certo? E, como eu faço para encontrar o meu potencial da célula? Bom, então vamos pegar um pouquinho mais de espaço aqui. Eu vou ter que o meu potencial... e vou marcar aqui de "cel" como célula, vai ser igual ao meu potencial de redução, então, potencial de redução mais o meu potencial de oxidação. Então, se eu somar esses dois valores que eu tenho aqui, vamos fazer aqui o Ɛ⁰ da minha célula, vai ser igual a 0,34 + 0,76. Então a gente tem aqui que o nosso Ɛ⁰ da célula vai ser igual a 1,10 V. E nós já tínhamos visto esse valor em outros vídeos, certo? Eu falei sobre o fato de que você pode usar um voltímetro para medir a diferença de potencial, para medir uma voltagem da célula voltaica. E você vai encontrar esse valor de 1,10 V, isso em condições padrões. Essa é uma das coisas bem legais que uma tabela de potencial padrão de redução pode fazer pela gente, a gente pode calcular a voltagem das nossas células voltaicas. Vamos analisar mais detalhadamente as nossas meias-reações. Então, vamos voltar aqui em cima. Nós sabemos que o zinco está sendo oxidado, então ele está perdendo 2 elétrons, e esses 2 elétrons que o zinco perde são os mesmos 2 elétrons que causam a redução dos meus íons Cu²⁺. O zinco, então, vai ser o agente para a redução do Cu²⁺. Então, nós dizemos que o zinco vai ser o agente redutor, então, vou marcar aqui, "AR". De vez em quando, os alunos acham isso meio confuso, porque o zinco está sendo oxidado, então, por que ele vai ser o agente redutor? O zinco vai ser o agente para a redução de uma outra coisa, e neste caso, vai ser o Cu²⁺, então, o zinco vai ser o meu agente redutor. Os meus íons Cu²⁺, estão ganhando aqueles 2 elétrons. Então, o Cu²⁺ está sendo reduzido, mas como o Cu²⁺ está ganhando esses 2 elétrons, isso permite que o zinco seja oxidado, então, o Cu²⁺ vai ser o agente para a oxidação do zinco. Vamos marcar aqui, vou fazer em uma outra cor, ele vai ser o meu agente oxidativo. Então, eu tenho aqui "AO", "agente oxidativo", isso para essa reação de oxirredução. Agora vamos olhar a tabela de potencial padrão de redução para ver se isso nos ajuda a entender os agentes redutores e oxidativos. Ok! A gente comparou essa duas meias-reações, certo? Nós vamos comparar os íons Cu²⁺ com os íons Zn²⁺. Os íons Cu²⁺ são mais fáceis de serem reduzidos, certo? Então, eles vão ter o valor de Ɛ⁰ bem maior, bem mais positivo do que o de Zn²⁺. Então, por isso, que o Cu²⁺ vai ser um agente oxidativo mais forte do que o Zn²⁺, por exemplo. Conforme você aumenta o potencial padrão de redução, você está aumentando a tendência de alguma coisa ser reduzida. Sendo assim, você também vai aumentar a força desse agente oxidativo. Então vamos marcar aqui: conforme a gente aumenta, a gente vai aumentar a força do nosso agente oxidativo, então aqui também eu aumento o meu agente oxidativo. Vamos pensar no oposto. Conforme a gente decresce potencial de redução (então, vamos fazer aqui uma faixinha), e a gente vai comparar aqui o cobre sólido com o zinco sólido. Então nós sabemos que o zinco sólido era o nosso agente redutor na nossa reação, isso porque o agente redutor é o mais negativo, isso significa que é mais provável da meia-reação de oxidação acontecer. Conforme você decresce o potencial, aumenta a tendência de ser oxidado. Sendo assim, você vai ter um aumento na força do seu agente redutor, então o zinco vai ser um agente redutor mais forte do que o cobre, porque, de novo, olha o potencial de redução: aqui nós temos -0,76 e +0,34, e -0,76 vai ser bem mais negativo do que esse valor que eu tenho aqui. Então, decrescer o potencial de redução aumenta tendência de alguma coisa ser oxidada. Portanto, vai aumentar a força do agente redutor. Então, vamos marcar aqui que aumenta a força do nosso agente redutor. E se você olhar o lítio (Li), por exemplo, o lítio vai ter valor mais negativo que a gente tem aqui nessa tabela, então, essa reação que eu tenho aqui, provavelmente, vai ser a mais provável meia-reação de oxidação que eu tenho, porque o lítio vai ser um agente redutor bem mais forte do que o zinco.