Potencial de redução

Em reações de oxirredução um reagente atua como oxidante, recebendo elétrons enquanto um segundo atua como redutor, fornecendo elétrons. Essas reações podem ser utilizadas para gerar corrente elétrica e estão associadas com uma diferença de potencial, ou energia potencial. Caso essa diferença de potencial exista a reação ocorrerá de forma espontânea, esse é o caso de células voltaicas, ou pilhas. Caso contrário é necessário fornecer energia para que a reação ocorra, nesse caso o processo é chamado de eletrólise.

A espontaneidade de uma reação redox depende da tendência de um dos reagentes receber elétrons em relação ao outro. Por exemplo se um reagente A tem uma maior tendência em receber elétrons, ou seja é um agente oxidante mais forte, que o reagente B, podemos prever uma reação redox onde A oxida o reagente B. Esse tipo de análise pode ser utilizada para determinar se uma reação redox ocorrerá espontaneamente ou não.

O potencial de uma semi-reação é utilizado para medir essa tendência das substâncias em serem oxidadas ou reduzidas, entretanto uma vez que essa grandeza é relativa ela deve ser medida em relação a um referencial. No caso dos potenciais de redução é, por convenção, utilizado o potencial do hidrogênio como referência, sendo este estabelecido como zero. Podemos escrever para o hidrogênio:

2H^{+}_{(aq)} + 2e^{-} \longrightarrow H_{2(g)} \qquad E^{o} = 0,00V

O eletrodo desenvolvido para produzir essa semi reação é o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). Outras semirreações tem seus potenciais avaliados em relação ao EPH. Por exemplo:

F_{2(g)} + 2e^{-} \longrightarrow 2F^{-}_{(aq)} \qquad E^{o} = +2,87V

Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^{-} \longrightarrow Cu_{(s)} \qquad E^{o} = +0,34V

Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^{-} \longrightarrow Zn_{(s)} \qquad E^{o} = -0,76V

Onde um valor positivo indica que a semi-reação é favorável em relação à referência. Por exemplo a redução do flúor (F) tem uma energia E = +2,87 V em relação à hidrogênio (H), logo o flúor é capaz de oxidar hidrogênio molecular para formar fluoreto e íons de hidrogênio. A reação completa será:

F_{2(g)} + H_{2(g)} \longrightarrow 2F^{-}_{(aq)} + 2H^{+}_{(aq)}

Podemos fazer uma análise semelhante para qualquer par de reagentes. Para isso basta calcular a diferença de potencial da reação entre eles utilizando o potencial de redução padrão:

E = E_{red} - E_{oxi}

Onde Ered é o potencial padrão de redução da espécie sendo reduzida e Eoxi é o potencial padrão de redução da espécie sendo oxidada. Por exemplo, o potencial de uma reação onde o cobre é reduzido e o zinco é oxidado é:

E = +0,34V - (-0,76V) = 1,10V

O valor positivo indica que essa reação ocorre espontaneamente.

Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)} \longrightarrow Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)} \qquad E^{o} = +1,1V

Observe que se invertermos o agente redutor e oxidante o sinal do potencial muda. Nesse caso, se o zinco fosse o agente oxidante o potencial seria -1,10 V indicando que a reação não ocorre espontaneamente.

Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)} \longrightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)} \qquad E^{o} = -1,1V

Nos links abaixo você encontrará tabelas com o potencial de redução de diversas substâncias:

http://www.chemeddl.org/services/moodle/media/QBank/GenChem/Tables/EStandardTable.htm

http://sites.chem.colostate.edu/diverdi/all_courses/CRC%20reference%20data/electrochemical%20series.pdf

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/Tables/electpot.html

Referência:

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.

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