Química dos ensinos fundamental e médio · Grades 1–12

35Oxidação e redução

Uma placa de zinco é mergulhada numa solução azul de sulfato de cobre. Em poucos minutos, a sua superfície escurece sob uma camada esponjosa, castanho-avermelhada; uma hora depois, o azul da solução desbotou. Apareceu cobre metálico onde não havia nenhum, e o zinco passou para a solução na forma de íons invisíveis. Nada foi aquecido, nenhum gás foi liberado, nenhum oxigênio participou — e, mesmo assim, os químicos chamam isso de oxidação. A palavra queria dizer “combinar-se com o oxigênio”; hoje ela quer dizer uma coisa mais geral e mais útil: a perda de elétrons. Este capítulo acompanha os elétrons.

O que você já sabe

Um íon é um átomo ou um grupo de átomos que ganhou ou perdeu elétrons (Capítulo 17). Um metal como o ferro ou o zinco reage com o ácido clorídrico e dá hidrogênio e íons metálicos (Capítulo 19). Uma quantidade de matéria $n$ , em mols, é calculada a partir de uma massa $m$ por $n = m/M$ (Capítulo 25).

Uma placa de zinco numa solução de sulfato de cobre: o cobre se deposita sobre o zinco, e os íons zinco tomam o seu lugar na solução.

35.1 Oxidantes e redutores

Definição 35.1 (Oxidante e redutor)

Um oxidante é uma espécie capaz de ganhar um ou mais elétrons. Um redutor é uma espécie capaz de ceder um ou mais elétrons.

Definição 35.2 (Oxidação e redução)

Uma oxidação é uma perda de elétrons; uma redução é um ganho de elétrons. Um redutor é oxidado; um oxidante é reduzido.

Observação 35.3 (Um jeito de lembrar)

Na redução, a carga da espécie é reduzida: $\ce{Cu^{2+}}$ , ganhando dois elétrons, vira $\ce{Cu}$ , carga $+2 \to 0$ . Numa oxidação, a carga sobe: $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e-}$ , $0 \to +2$ .

Definição 35.4 (Par redox e semirreação)

Um oxidante e o redutor em que ele se transforma ganhando elétrons formam um par redox, escrito Ox/Red com o oxidante primeiro: $\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$ , $\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$ . A troca de elétrons dentro de um par é descrita pela sua semirreação,

\text{Ox} + n\,\ce{e-} \ce{<=>} \text{Red},

balanceada em átomos e em carga, por exemplo $\ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- <=> Cu(s)}$ . A seta dupla diz que a troca pode acontecer nos dois sentidos.

Exemplo 35.5 (Os metais e os seus íons)

Cada metal forma um par com o seu íon:

par	semirreação
$\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$	$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$
$\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$	$\ce{Cu^{2+} + 2e- <=> Cu}$
$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$	$\ce{Fe^{2+} + 2e- <=> Fe}$
$\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$	$\ce{Zn^{2+} + 2e- <=> Zn}$
$\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$	$\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$

Os íons também podem formar pares: $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ para o par $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ , e $\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$ para $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ . O hidrogênio também: $\ce{2H+ + 2e- <=> H2}$ para $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ .

Observação 35.6 (Uma espécie, dois papéis)

Uma espécie pode ser o redutor de um par e o oxidante de outro. O íon $\ce{Fe^{2+}}$ é o oxidante de $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ e o redutor de $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ . O papel que ele desempenha depende do seu parceiro na reação.

35.2 As reações de oxirredução

Definição 35.7 (Reação de oxirredução)

Uma reação de oxirredução é uma transferência de elétrons do redutor de um par para o oxidante de outro. O redutor é oxidado e o oxidante é reduzido, ao mesmo tempo.

Proposição 35.8 (Nenhum elétron livre)

Os elétrons não existem livres numa solução: cada elétron cedido pelo redutor é tomado pelo oxidante. A equação de uma reação de oxirredução é obtida, portanto, somando as duas semirreações, cada uma multiplicada pelo número que torna os elétrons cedidos iguais aos elétrons tomados; os elétrons se cancelam então e não aparecem na equação.

Exemplo 35.9 (O zinco e os íons cobre)

Na cena de abertura, o zinco é oxidado e os íons cobre são reduzidos:

\begin{array}{ll} \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-} & \text{(oxidação)}\\ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} & \text{(redução)}\\ \hline \ce{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)} & \end{array}

Dois elétrons passam de cada átomo de zinco para um íon cobre. A cor azul da solução é a cor dos íons $\ce{Cu^{2+}}$ ; ela desbota à medida que eles são consumidos, enquanto os íons $\ce{Zn^{2+}}$ , incolores, tomam o seu lugar.

Na superfície do zinco. Um átomo de zinco perde dois elétrons e sai como um íon Zn2+; os dois elétrons atravessam o metal até um íon Cu2+ que toca a superfície, que vira um átomo de cobre e fica na placa. — Na superfície do zinco. Um átomo de zinco perde dois elétrons e sai como um íon $\ce{Zn^{2+}}$ ; os dois elétrons atravessam o metal até um íon $\ce{Cu^{2+}}$ que toca a superfície, que vira um átomo de cobre e fica na placa.

O que se vê: o depósito de cobre na parte mergulhada da placa, e o desbotamento da cor azul dos íons Cu2+. — O que se vê: o depósito de cobre na parte mergulhada da placa, e o desbotamento da cor azul dos íons $\ce{Cu^{2+}}$ .

Exemplo 35.10 (Os metais no ácido, de novo)

Quando o ferro se dissolve no ácido clorídrico, o ferro é oxidado e os íons $\ce{H+}$ são reduzidos a hidrogênio:

\ce{Fe(s) + 2H+(aq) -> Fe^{2+}(aq) + H2(g)}.

Os pares são $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ e $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ ; os íons cloreto não participam.

No laboratório — A árvore de prata

Uma espiral de fio de cobre limpo é pendurada num béquer com uma solução diluída de nitrato de prata, $\ce{Ag+(aq) + NO3^-(aq)}$ . Em menos de uma hora, agulhas ramificadas de prata brilhante crescem ao longo do fio, e a solução incolor fica azul-clara: $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^{2+}(aq) + 2Ag(s)}$ . O experimento é feito pelo professor, com luvas e óculos de proteção, e a solução é depois recolhida como resíduo perigoso.

Segurança

Nitrato de prata: um oxidante que pode alimentar um incêndio (GHS03); corrosivo para a pele e os olhos, e mancha a pele de preto (GHS05); um perigo para a saúde (GHS08); muito tóxico para os organismos aquáticos, por isso nunca vai para a pia (GHS09).

Cristais de prata crescendo num fio de cobre numa solução de nitrato de prata.

35.3 Balancear semirreações

Muitos pares importantes contêm oxigênio e são escritos para soluções ácidas, em que há íons $\ce{H+}$ . As suas semirreações precisam de moléculas de água e de íons $\ce{H+}$ para ser balanceadas.

Método 35.11 (Balancear uma semirreação em solução ácida)

Para escrever a semirreação de um par Ox/Red em solução ácida:

escreva Ox à esquerda e Red à direita, e balanceie o átomo que não é nem O nem H;
balanceie os átomos de oxigênio com moléculas de água $\ce{H2O}$ ;
balanceie os átomos de hidrogênio com íons $\ce{H+}$ ;
balanceie a carga com elétrons $\ce{e-}$ , à esquerda;
verifique: o mesmo número de cada átomo e a mesma carga total dos dois lados.

Exemplo 35.12 (O íon permanganato)

Para o par $\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$ (de violeta intenso a quase incolor): o manganês está balanceado; quatro O à esquerda dão $\ce{4H2O}$ à direita; os seus oito H dão $\ce{8H+}$ à esquerda; a carga à esquerda é $-1 + 8 = +7$ , à direita $+2$ , por isso acrescentam-se cinco elétrons à esquerda:

\ce{MnO4^-(aq) + 8H+(aq) + 5e- <=> Mn^{2+}(aq) + 4H2O(l)}.

Exemplo 35.13 (O íon dicromato)

Para $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ (de laranja a verde): dois cromos à direita; sete O dão $\ce{7H2O}$ ; catorze H dão $\ce{14H+}$ ; carga $-2 + 14 = +12$ à esquerda contra $2 \times 3 = +6$ à direita, logo seis elétrons:

\ce{Cr2O7^{2-}(aq) + 14H+(aq) + 6e- <=> 2Cr^{3+}(aq) + 7H2O(l)}.

Método 35.14 (Escrever uma equação de oxirredução)

Para escrever a equação da reação entre o oxidante Ox $_1$ de um par e o redutor Red $_2$ de outro:

escreva as duas semirreações, a primeira no sentido da redução (Ox $_1 \to$ Red $_1$ ), a segunda no sentido da oxidação (Red $_2 \to$ Ox $_2$ );
multiplique-as pelos menores números que igualam os elétrons;
some-as; os elétrons se cancelam, e talvez também alguns $\ce{H+}$ e $\ce{H2O}$ que aparecem dos dois lados;
verifique mais uma vez os átomos e a carga.

Exemplo 35.15 (O permanganato e o ferro(II))

O íon permanganato oxida os íons $\ce{Fe^{2+}}$ a $\ce{Fe^{3+}}$ :

\begin{array}{ll} \ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- -> Mn^{2+} + 4H2O} & \times 1\\ \ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-} & \times 5\\ \hline \ce{MnO4^- + 8H+ + 5Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O} & \end{array}

Carga à esquerda: $-1 + 8 + 10 = +17$ ; à direita: $2 + 15 = +17$ . Essa reação é usada no próximo capítulo para medir uma quantidade de ferro(II).

35.4 Oxidantes e redutores à nossa volta

Proposição 35.16 (Alguns oxidantes e redutores comuns)

As espécies seguintes aparecem o tempo todo no laboratório e na vida cotidiana:

espécie	papel	semirreação do seu par
gás oxigênio $\ce{O2}$	oxidante	$\ce{O2 + 4H+ + 4e- <=> 2H2O}$
gás cloro $\ce{Cl2}$	oxidante	$\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$
hipoclorito $\ce{ClO-}$ (água sanitária)	oxidante	$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- <=> Cl2 + 2H2O}$
peróxido de hidrogênio $\ce{H2O2}$	oxidante	$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$
permanganato $\ce{MnO4^-}$	oxidante	$\ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- <=> Mn^{2+} + 4H2O}$
metais $\ce{M}$ ( $\ce{Fe}$ , $\ce{Zn}$ , $\ce{Al}$ …)	redutores	$\ce{M^{n+} + $n$ e- <=> M}$
iodeto $\ce{I-}$	redutor	$\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$
tiossulfato $\ce{S2O3^{2-}}$	redutor	$\ce{S4O6^{2-} + 2e- <=> 2S2O3^{2-}}$
ácido ascórbico $\ce{C6H8O6}$ (vitamina C)	redutor	$\ce{C6H6O6 + 2H+ + 2e- <=> C6H8O6}$

Exemplo 35.17 (O cobre fica verde)

Os telhados e as estátuas de cobre, deixados ao ar livre durante décadas, vão ficando verde-claros. O oxigênio do ar oxida o cobre a íons $\ce{Cu^{2+}}$ , que, com a água e o dióxido de carbono, formam uma fina crosta verde, a pátina. Ao contrário da ferrugem do ferro, a pátina gruda no metal e o protege de novos ataques.

Um telhado de cobre depois de décadas ao ar: o cobre oxidado forma uma pátina verde.

Observação 35.18 (Antioxidantes)

Um “antioxidante” acrescentado aos alimentos é um redutor que é oxidado pelo oxigênio do ar antes do alimento. A vitamina C (ácido ascórbico) é o mais comum: uma maçã cortada regada com suco de limão escurece muito mais devagar, porque a vitamina C do limão é oxidada primeiro.

35.5 Exercícios

Exercício 35.1 ★

Defina um oxidante, um redutor, uma oxidação e uma redução.

Solução

Solução de Exercício 35.1.

Oxidante: uma espécie capaz de ganhar elétrons. Redutor: uma espécie capaz de ceder elétrons. Oxidação: uma perda de elétrons. Redução: um ganho de elétrons.

Exercício 35.2 ★

Para cada dupla, escreva o par redox na forma Ox/Red: $\ce{Fe}$ e $\ce{Fe^{2+}}$ ; $\ce{Ag}$ e $\ce{Ag+}$ ; $\ce{I-}$ e $\ce{I2}$ ; $\ce{Fe^{2+}}$ e $\ce{Fe^{3+}}$ .

Solução

Solução de Exercício 35.2.

$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ ; $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ ; $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ ; $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ .

Exercício 35.3 ★

Escreva as semirreações dos pares $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ , $\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$ , $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ e $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ .

Solução

Solução de Exercício 35.3.

$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$ ; $\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$ ; $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ ; $\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$ .

Exercício 35.4 ★

A transformação $\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2e-}$ é uma oxidação ou uma redução? O ferro age como oxidante ou como redutor?

Solução

Solução de Exercício 35.4.

Uma oxidação (elétrons são perdidos); o ferro age como redutor.

Exercício 35.5 ★

Na reação $\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}$ , dê o nome da espécie oxidada, da espécie reduzida, do oxidante e do redutor, e dê o número de elétrons transferidos para cada átomo de zinco.

Solução

Solução de Exercício 35.5.

O zinco é oxidado e é o redutor; o $\ce{Cu^{2+}}$ é reduzido e é o oxidante. Dois elétrons por átomo de zinco.

Exercício 35.6 ★★

Balanceie, em solução ácida, a semirreação do par $\ce{H2O2}$ / $\ce{H2O}$ , seguindo o Método 35.11 passo a passo.

Solução

Solução de Exercício 35.6.

Parte-se de $\ce{H2O2 -> H2O}$ : oxigênio: dois O à esquerda, logo $\ce{2H2O}$ à direita; hidrogênio: 2 à esquerda, 4 à direita, logo $\ce{2H+}$ à esquerda; carga: $+2$ à esquerda, 0 à direita, logo dois elétrons à esquerda: $\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$ .

Exercício 35.7 ★★

Escreva a equação da reação entre o iodo $\ce{I2}$ e o íon tiossulfato $\ce{S2O3^{2-}}$ , que dá íons iodeto e íons tetrationato $\ce{S4O6^{2-}}$ .

Solução

Solução de Exercício 35.7.

$\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ e $\ce{2S2O3^{2-} -> S4O6^{2-} + 2e-}$ ; dois elétrons em cada uma, logo $\ce{I2 + 2S2O3^{2-} -> 2I- + S4O6^{2-}}$ .

Exercício 35.8 ★★

Escreva a equação da reação da árvore de prata a partir das suas duas semirreações, e explique por que a solução fica azul.

Solução

Solução de Exercício 35.8.

$\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e-}$ e $2\times$ ( $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$ ): $\ce{Cu + 2Ag+ -> Cu^{2+} + 2Ag}$ . Os íons $\ce{Cu^{2+}}$ formados são azuis.

Exercício 35.9 ★★

A vitamina C, $\ce{C6H8O6}$ , reage com o iodo $\ce{I2}$ . Escreva a equação da reação, e diga qual espécie é o redutor.

Solução

Solução de Exercício 35.9.

$\ce{C6H8O6 -> C6H6O6 + 2H+ + 2e-}$ e $\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ : $\ce{C6H8O6 + I2 -> C6H6O6 + 2I- + 2H+}$ . A vitamina C é o redutor.

Exercício 35.10 ★★

O alumínio reage com os íons cobre(II). Escreva a equação, e explique por que as semirreações devem ser multiplicadas por 2 e por 3.

Solução

Solução de Exercício 35.10.

$\ce{Al -> Al^{3+} + 3e-}$ dá 3 elétrons, $\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$ toma 2; o menor número comum é 6, por isso a primeira é multiplicada por 2 e a segunda por 3: $\ce{2Al + 3Cu^{2+} -> 2Al^{3+} + 3Cu}$ .

Exercício 35.11 ★★

O peróxido de hidrogênio oxida os íons ferro(II) a íons ferro(III) em solução ácida. Escreva a equação.

Solução

Solução de Exercício 35.11.

$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O}$ e $2\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{H2O2 + 2H+ + 2Fe^{2+} -> 2H2O + 2Fe^{3+}}$ .

Exercício 35.12 ★★★

Uma placa de zinco perde $1.30\,\mathrm{g}$ numa solução que contém um excesso de íons cobre(II). Que massa de cobre se deposita? Tome $M(\ce{Zn}) = 65.4\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ e $M(\ce{Cu}) = 63.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Solução

Solução de Exercício 35.12.

$n(\ce{Zn}) = 1.30/65.4 = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ . Deposita-se um átomo de cobre por átomo de zinco oxidado, logo $n(\ce{Cu}) = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ e $m(\ce{Cu}) = 1.99\times 10^{-2} \times 63.5 = 1.26\,\mathrm{g}$ .

Exercício 35.13 ★★★

Escreva a equação da oxidação dos íons ferro(II) pelos íons dicromato em solução ácida. Que quantidade de $\ce{Fe^{2+}}$ é oxidada por $0.010\,\mathrm{mol}$ de íons dicromato?

Solução

Solução de Exercício 35.13.

$\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6e- -> 2Cr^{3+} + 7H2O}$ e $6\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6Fe^{2+} -> 2Cr^{3+} + 6Fe^{3+} + 7H2O}$ . Seis $\ce{Fe^{2+}}$ por íon dicromato: $6 \times 0.010 = 0.060\,\mathrm{mol}$ .

Exercício 35.14 ★★★

A água sanitária contém íons hipoclorito $\ce{ClO-}$ e íons cloreto $\ce{Cl-}$ . Usando os pares $\ce{ClO-}$ / $\ce{Cl2}$ e $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ , escreva a equação da reação que acontece quando a água sanitária encontra um ácido, e explique por que os rótulos da água sanitária e dos removedores de calcário ácidos avisam, os dois, para nunca misturá-los.

Solução

Solução de Exercício 35.14.

$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- -> Cl2 + 2H2O}$ e $\ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-}$ ; somando e dividindo por 2: $\ce{ClO- + Cl- + 2H+ -> Cl2 + H2O}$ . Um ácido fornece os íons $\ce{H+}$ , e a reação libera gás cloro, um gás tóxico: daí o aviso para nunca misturar os dois produtos.

Exercício 35.15 ★★★

Na figura da superfície do zinco, os elétrons atravessam o metal, e não a solução. Usando a Proposição 35.8, explique por que o cobre se deposita na própria placa de zinco, e não em outro lugar do béquer.

Solução

Solução de Exercício 35.15.

Os elétrons não conseguem circular livremente pela solução (Proposição 35.8): os que os átomos de zinco perdem só podem ser tomados por um íon $\ce{Cu^{2+}}$ que toca o metal. O átomo de cobre se forma, portanto, na superfície da placa, e fica ali.

35.6 Problema: o teste do bafômetro

Problema 35.1

Problema de fim de semana — a química de um tubo de bafômetro: dois pares, uma mudança de cor do laranja para o verde, a massa de etanol que um tubo consegue detectar, e a pilha a combustível que o substituiu

Os primeiros testes de álcool no ar expirado usavam um tubo de vidro cheio de grãos de sílica cobertos de dicromato de potássio laranja, $\ce{K2Cr2O7}$ , em meio ácido. O etanol, $\ce{CH3CH2OH}$ , do ar soprado pelo tubo reduz os íons dicromato a íons $\ce{Cr^{3+}}$ verdes e é oxidado a ácido etanoico, $\ce{CH3COOH}$ ; o comprimento da zona verde mede o etanol. Suponha que um tubo contenha $2.0\,\mathrm{mg}$ de dicromato de potássio. Use $M(\ce{K}) = 39.1$ , $M(\ce{Cr}) = 52.0$ , $M(\ce{O}) = 16.0$ , $M(\ce{C}) = 12.0$ , $M(\ce{H}) = 1.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $N_A = 6.02 \times 10^{23}\,\mathrm{mol}^{-1}$ e $e = 1.60 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$ .

Parte I — Dois pares.

Dê o nome dos dois pares redox envolvidos, com o oxidante primeiro.
O etanol é oxidado ou reduzido? Ele é o oxidante ou o redutor?
Escreva a semirreação do par $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ em solução ácida.
Escreva a semirreação do par $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ em solução ácida.
Deduza a equação da reação no tubo.

Parte II — O que um tubo consegue medir.

Explique a mudança de cor dos grãos.
Calcule a massa molar do dicromato de potássio.
Calcule a quantidade de íons dicromato no tubo.
Que quantidade de etanol é necessária para deixar o tubo inteiro verde?
Deduza a maior massa de etanol que um tubo consegue medir.

Parte III — Do ar expirado ao sangue. Uma pessoa sopra $1.0\,\mathrm{L}$ de ar pelo tubo; a zona verde cresce em proporção à massa de etanol que chega até ela.

O ar expirado contém $0.25\,\mathrm{mg}$ de etanol por litro. Que fração do dicromato é consumida?
O tubo tem $10\,\mathrm{cm}$ de comprimento. Qual é o comprimento da zona verde?
Os bafômetros supõem que $2100\,\mathrm{L}$ de ar expirado carregam tanto etanol quanto $1\,\mathrm{L}$ de sangue. Estime a massa de etanol por litro de sangue, em gramas.
Por que a zona verde começa na entrada do tubo e cresce em direção à saída, em vez de o tubo inteiro ficar levemente verde?
Por que um tubo só pode ser usado uma vez?

Parte IV — A pilha a combustível. O dicromato de potássio traz os pictogramas . Os aparelhos modernos usam, em vez disso, uma pilha a combustível, em que o etanol do ar expirado é oxidado pelo gás oxigênio num eletrodo, e os elétrons liberados circulam por um fio.

Dê duas razões, lidas nos pictogramas, pelas quais os tubos de dicromato foram abandonados.
Escreva a equação da oxidação do etanol pelo gás oxigênio, usando o par $\ce{O2}$ / $\ce{H2O}$ .
Quantos elétrons uma molécula de etanol cede quando é oxidada a ácido etanoico?
Para $0.25\,\mathrm{mg}$ de etanol, calcule a quantidade de etanol, e depois o número de elétrons liberados.
Deduza a carga elétrica que circula pela pilha a combustível. Por que essa carga é uma boa medida do etanol do ar expirado?

Solução

Solução de Problema 35.1.

1. $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ e $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ .

2. O etanol é oxidado: ele é o redutor.

3. $\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6e- <=> 2Cr^{3+} + 7H2O}$ .

4. O carbono está balanceado (dois de cada lado). Oxigênio: dois à esquerda, um à direita, logo $\ce{H2O}$ à direita. Hidrogênio: quatro à esquerda, $6 + 2 = 8$ à direita, logo $\ce{4H+}$ à esquerda. Carga: $+4$ à esquerda, 0 à direita, logo quatro elétrons à esquerda: $\ce{CH3COOH + 4H+ + 4e- <=> CH3CH2OH + H2O}$ .

5. Doze elétrons: $2\times$ a primeira, $3\times$ a segunda invertida: $\ce{2Cr2O7^{2-} + 3CH3CH2OH + 16H+ -> 4Cr^{3+} + 3CH3COOH + 11H2O}$ .

6. Os íons $\ce{Cr2O7^{2-}}$ laranja são reduzidos a íons $\ce{Cr^{3+}}$ verdes onde quer que o etanol chegue até eles.

7. $M = 2\times 39.1 + 2\times 52.0 + 7\times 16.0 = 294.2\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

8. $n = 2.0\times 10^{-3}/294.2 = 6.8 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ .

9. Três moléculas de etanol para dois íons dicromato: $n = \tfrac{3}{2}\times 6.8\times 10^{-6} = 1.0 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ .

10. $M(\ce{C2H6O}) = 46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , logo $m = 1.02\times 10^{-5}\times 46.0 = 4.7 \times 10^{-4}\,\mathrm{g}$ , cerca de $0.47\,\mathrm{mg}$ .

11. $0.25/0.47 \approx 0.53$ : cerca de $53\,\%$ do dicromato.

12. $0.53 \times 10 \approx 5.3\,\mathrm{cm}$ .

13. $0.25\,\mathrm{mg} \times 2100 = 525\,\mathrm{mg}$ por litro de sangue, cerca de $0.53\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ .

14. O ar expirado encontra primeiro os grãos da entrada; o dicromato que está ali está em excesso e retira todo o etanol, por isso a reação é completa num primeiro trecho do tubo, que fica inteiramente verde, antes que qualquer etanol chegue mais longe.

15. A reação é total: os íons $\ce{Cr^{3+}}$ verdes não voltam a ser dicromato, por isso um tubo usado não consegue medir de novo.

16. Ele tem toxicidade aguda (GHS06) e é um perigo grave para a saúde (GHS08: entre as suas frases de perigo está “pode provocar câncer”), além de ser corrosivo e tóxico para os organismos aquáticos; um aparelho usado pelo público não pode contê-lo.

17. $\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}$ e $\ce{CH3CH2OH + H2O -> CH3COOH + 4H+ + 4e-}$ : $\ce{CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}$ .

18. Quatro elétrons.

19. $n = 0.25\times 10^{-3}/46.0 = 5.4 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ de etanol; elétrons $4n = 2.2 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ , isto é, $2.2\times 10^{-5}\times 6.02\times 10^{23} = 1.3 \times 10^{19}$ elétrons.

20. $Q = 1.3\times 10^{19}\times 1.60\times 10^{-19} \approx 2.1\,\mathrm{C}$ . Cada molécula de etanol manda exatamente quatro elétrons pelo fio, por isso a carga é proporcional à quantidade de etanol: medi-la é medir o etanol.

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