Potencial de oxirredução

A essência dos pares redox conjugados

A base de qualquer reação de oxirredução é a interação de dois sistemas conjugados. O processo resume-se à interconversão de substâncias: o oxidante, ao capturar elétrons (Reduction), transforma-se em um redutor conjugado — o produto da redução. Ao mesmo tempo, o redutor inicial, ao ceder elétrons (Oxidation), converte-se na forma do oxidante conjugado.

Por exemplo, na interação entre íons de ferro(III) e estanho(II), o ferro atua como oxidante e converte-se no cátion divalente. O estanho, por sua vez, doa elétrons e aumenta seu nox, tornando-se o oxidante conjugado. Como resultado, formam-se dois pares independentes que trocam cargas.

Como funciona o potencial padrão

A medida quantitativa da atividade de cada par é o potencial redox padrão ($E^\circ$). Seu significado físico consiste em avaliar com que intensidade a substância atrai elétrons.

A regra é simples:

• Quanto maior o valor de $E^\circ$, mais pronunciadas são as propriedades oxidantes (e, consequentemente, mais fraco é o redutor formado a partir dele).
• Quanto menor o valor de $E^\circ$, mais ativo é o redutor (e mais fraco é o seu oxidante conjugado).

Por exemplo, o potencial padrão do par de ferro é $+0,77$ V, e o do par de estanho é $+0,15$ V. Como o valor para o ferro é maior, é ele quem retira elétrons do estanho, atuando como o oxidante dominante.

Regra de direção das reações químicas

O conhecimento dos potenciais permite prever se uma reação ocorrerá. A principal regra para a ocorrência espontânea estabelece que um oxidante forte e um redutor forte interagem entre si para formar produtos conjugados fracos. Os elétrons sempre se movem do sistema com menor potencial para o sistema com maior potencial.

À medida que ocorre a transferência de cargas, a concentração das substâncias ativas iniciais diminui, sua ação enfraquece e o sistema atinge gradualmente o equilíbrio químico. Além disso, a extensão da reação depende diretamente da diferença entre os potenciais padrão ($\Delta E^\circ$) dos dois pares interagentes: quanto maior essa diferença, mais profunda é a conversão dos reagentes iniciais em produtos.

Seleção de reagentes por tabelas

ao planejar sínteses laboratoriais ou industriais, as substâncias necessárias são selecionadas com base nas tabelas de potenciais padrão de eletrodo.

• Para a oxidação, selecionam-se reagentes da parte superior das tabelas. Oxidantes fortes típicos incluem halogênios, peróxido de hidrogênio, ozônio, permanganatos e dicromatos. Por exemplo, para oxidar o gás sulfídrico a enxofre livre, os sais de estanho não são adequados (eles aparecem abaixo do enxofre na tabela). O oxigênio possui o potencial necessário, mas reage extremamente devagar, razão pela qual o iodo molecular torna-se a escolha ideal.
• Para a redução, recorre-se à parte inferior da lista. Nela situam-se metais ativos, sais de estanho(II), dióxido de enxofre e sulfitos. Assim, para obter brometo a partir de bromato, uma excelente opção é o uso de sulfito de potássio, que reduzirá de forma confiável o halogênio ao nox desejado.

Questões de aulas e exames

O que mais estudar sobre o tema

• Equação de Nernst e o efeito da concentração no potencial
• A relação entre o potencial redox e a energia livre de Gibbs
• Limitações cinéticas das reações (usando o oxigênio dissolvido como exemplo)
• Pilhas galvânicas e o cálculo da força eletromotriz (fem)

Outros tópicos da seção "Capítulo 7. Classificação das reações químicas por processos eletrônicos"

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