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Curso: Biblioteca de Química > Unidade 16
Lição 3: Potenciais padrão da célulaPotenciais padrão de redução
Como utilizar uma tabela de potenciais de redução padrão para calcular o potencial padrão da célula. Identificação das tendências em força do agente oxidante e redutor. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
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.