Usando a tabela de potenciais de redução, sugira reagentes químicos adequados para realizar as seguintes transformações e escreva as equações balanceadas para as reações:
redução do
a
redução do
Passo 1
O enunciado pede: reduzir
a
usando a tabela de potenciais de redução, sugerir reagentes adequados para fazer essa transformação e escrever as equações balanceadas das reações.
Informações dadas (implícitas): temos íons e queremos formar
. Devemos escolher reagentes (por exemplo metais ou agentes redutores) que, em dupla com a meia-reação de
para
, resultem em uma reação espontânea (E°_{cel} positiva).
Informações dadas (implícitas): temos íons
Passo 2
Conceito essencial (passo-a-passo e sem pressa): o que significa escolher um reagente com base na tabela de potenciais?
- Cada meia-reação tem um potencial padrão de redução
. Esse número indica a tendência da espécie ser reduzida (ganhar elétrons). Maior → maior afinidade por elétrons (melhor agente oxidante). - Quando juntamos duas meia-reações (uma sendo redução no cátodo e outra sendo oxidação no ânodo), o potencial padrão da célula é dado por:
onde
é o potencial de redução da meia-reação que ocorre como redução (a que ganha elétrons) e
é o potencial de redução da meia-reação que, na prática, estará sendo oxidada (ou seja, a sua forma reduzida perde elétrons).
- Para que a reação ocorra espontaneamente sob condições padrão, precisamos de
. Na prática, isso significa escolher um anodo cuja meia-reação de redução tenha mais negativo (menor) do que a do catodo desejado. Em palavras: um metal com potencial de redução mais negativo é um bom agente redutor (eleva elétrons).
Passo 3
Valor da meia-reação alvo (usei a tabela de potenciais padrão):
- A meia-reação de redução que descreve a transformação desejada é
com potencial padrão (tabela) aproximadamente
Esse é o
quando queremos reduzir
a
.
Passo 4
Como escolher reagentes práticos: procure metais cuja meia-reação de redução (metal íon → metal sólido) tenha
mais negativo que
. Vou listar alguns potenciais padrão típicos (valores retirados da tabela de referência):
-
: -
: -
: -
:
Para cada candidato calculamos
. Se o resultado for positivo, a reação é espontânea padrão.
Passo 5
Cálculo do
para cada metal (mostrando contas explicitamente):
- Para
:
- Para
:
- Para
:
- Para
:
Interpretação: todos os quatro dão
(logo termodinamicamente possíveis), porém
,
e
são oxidantes/ redutores mais fortes (reações mais espontâneas);
é apenas marginalmente favorável e pode ser lento/praticamente ruim dependendo das condições.
Passo 6
Agora escrevemos as meias-reações e montamos as equações globais balanceadas (fazendo a conservação de elétrons). Vou mostrar para cada metal escolhido.
Para
:
meia-oxidação (ânodo):
meia-oxidação (ânodo):
meia-redução (cátodo, multiplicar se necessário):
somando (elétrons se cancelam):
Para
:
soma:
Para
: (a oxidação do alumínio libera 3 elétrons, então ajustamos o número de
)
soma:
Para
:
soma:
Passo 7
Observações práticas (curtas e úteis para a prova):
- Entre as opções,
é uma escolha prática comum em laboratório para reduzir a porque é relativamente barato e a reação é suficientemente espontânea e rápida. -
e também funcionam termodinamicamente (até mais favoráveis), mas costuma formar camada de óxido/passivação na superfície, o que pode impedir a reação direta em solução sem tratamento (por ex. remoção do óxido). é muito reativo e pode reagir vigorosamente com solventes/ácidos. -
é apenas marginal; pode não ser prático em condições reais. - Alternativa sem metal: eletrolisar a solução aplicando um potencial no cátodo mais negativo que
(vs. eletrodo de referência adequado) reduz diretamente a .