ÁREA: Ensino de Química
TÍTULO: Cuidados a serem tomados na previsão da espontaneidade de processos redox a partir de tabelas de potencias de redução padrão.
AUTORES: ANGNES, L. (IQ-USP) ; SPACOV, S.F. (IQ-USP) ; AGOSTINHO, S.M.L. (IQ-USP)
RESUMO: No ensino médio e superior, ao ser ministrado o curso de eletroquímica, faz-se uso muito vasto da tabela de potenciais de redução padrão para verificar a espontaneidade de processos redox. No entanto a ausência de um grande número de semi-equações representativas de processos envolvendo espécies pouco solúveis ou na forma de complexos, pode conduzir a erros de interpretação. Neste trabalho um problema é proposto, a partir de uma aparente contradição, o qual é resolvido empregando argumentos termodinâmicos. Um experimento é realizado para reforçar a aparente contradição.
PALAVRAS CHAVES: ensino de química, eletroquímica, processos espontâneos
INTRODUÇÃO: Os potenciais de redução padrão são apresentados em relação ao potencial padrão do hidrogênio, isto é da reação 2H+ + 2e-  H2(g) e são utilizados como “ferramenta fundamental” no ensino de química, em particular eletroquímica, quando se necessita verificar se um processo redox é espontâneo ou não. No entanto as tabelas de potencial de redução padrão1,2,3,4 (TPRP) às quais os alunos têm acesso nos livros de ensino médio e superior são simplificadas e não apresentam as linhas correspondentes à formação de precipitados e de complexos entre os reagentes envolvidos em determinadas reações redox. Como resultado dessa ausência, é possível atribuir, de maneira inapropriada, espontaneidade ou não espontaneidade a reações redox, o que não aconteceria se os alunos tivessem acesso a uma tabela completa durante a sua formação acadêmica.
Este trabalho é dirigido a estudantes de nível superior e professores do ensino médio, e tem como objetivos: propor um problema de verificação termodinâmica da espontaneidade de um processo redox, que signifique um desafio às informações contidas na TPRP; realizar um experimento que evidencie a referida espontaneidade; provar, por cálculos termodinâmicos a existência de espontaneidade nas condições propostas e de como é possível estabelecer generalizações através desse experimento.
Problema proposto: De acordo com a TPRP são conhecidos os seguintes valores de potencial de redução padrão para os pares Cu2+/Cu+ e I2/I-:
Cu2+(aq) + e-  Cu+(aq) E0 = 0,16 V
I2(s) + 2e-  2I-(aq) E0 = 0,54 V
No entanto a experiência mostra que é possível reduzir Cu2+ a Cu+ a partir da oxidação do íon I- a I2(s).
Como conciliar os dados tabelados com a constatação experimental?
MATERIAL E MÉTODOS: 50 mL de solução de KI 1 mol.L-1 e 20 mL de solução de CuSO4 1 mol.L-1. Grade com dois tubos de ensaio, uma de rolha de cortiça com circunferência da espessura do tubo de ensaio, 5 mL de clorofórmio.
Procedimento - Ao tudo de ensaio contendo a solução de KI adicionar gotas da solução de CuSO4. Manter o tubo de ensaio que contém o KI sob constante agitação. Observar, anotar e interpretar. Adicionar 5 mL de clorofórmio. Fechar o tubo de ensaio com a rolha de cortiça e agitar fortemente o tubo de ensaio para separar a fase orgânica da aquosa. Ao terminar a agitação, colocar o tubo de ensaio na grade e deixa-lo em repouso. Observar, anotar e interpretar.
RESULTADOS E DISCUSSÃO: O experimento foi realizado e se verificou que ocorreu a formação de Iodo, cor violeta na fase orgânica (clorofórmio) e do precipitado CuI espontaneamente, tendo como agente oxidante o Cu2+ de acordo com a equação:
2Cu2+(aq) + 4I-(aq)  2CuI(s) + I2(s)
Os cálculos termodinâmicos que provam à existência da espontaneidade são desenvolvidos da seguinte forma:
Considerar as seguintes equações representativas dos processos, onde G01 e E01 representam respectivamente valores de energia livre de Gibbs e de potencial padrão de redução:
(1) Cu2+(aq) + e-  Cu+(aq) G01 = -nFE01; E01 = 0,16 V
(2) Cu2+(aq) + I-(aq) + e-  CuI(s) G02 = -nFE02; E02 = ?
(3) Cu+(aq) + I-(aq)  CuI(s) G03 = RTlnKps; Kps = 10-12
Onde: F = constante de Faraday = 9,65.104 C.mol-1
Kps = constante de equilíbrio de solubilidade (produto de solubilidade)
n = numero de elétrons envolvidos nos processos de redução
A equação (1) consta da TPRP, enquanto a equação (2) não consta da mesma, mas é a que representa o processo envolvido no experimento. Observa-se que a equação (2) pode ser obtida a partir da soma algébrica das equações (1) e (3), e que a equação (3) corresponde a um equilíbrio de solubilidade. A energia livre de Gibbs G02 pode ser calculada pela soma algébrica das energias livres G01 e G03.
G02 = G01 + G03
Donde, de acordo com o exposto acima se tem E02 = 0,87 V
A partir do valor obtido para E02, é possível provar que a reação proposta no problema, nas condições padrões é espontânea, pois o valor de E0 = E02 - E03 = 0,87 - 0,54 = + 0,33 V
E03 representa o potencial de redução padrão da reação representada pela equação:
I2(s) + 2e-  2I-(aq)
CONCLUSÕES: Foi provado experimentalmente que a reação representada pela equação 2Cu2+(aq) + 4I-(aq)  2CuI(s) + I2(s) é espontânea nas condições padrões.
Os cálculos termodinâmicos usados comprovam a espontaneidade do processo químico.
É preciso, portanto aliar o conhecimento da TPRP ao conhecimento inorgânico de dados de solubilidade e estender o problema aqui exposto a casos em que ocorrem complexação.
AGRADECIMENTOS: A Pró-Reitoria de Pesquisa da USP, pela bolsa de iniciação cientifica concedida.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA: [1] P. Atkins, Físico-Química - Vol.3, ed. LTC – 2004
[2] M. J. Sienko & Robert A. Plane, Química, Cia.ed. Nacional – 1976
[3] B. H. Mahan, Química um Curso Universitário, ed. Edgard Blücher – 1972
[4] J. B. Russell, Quimica Geral, ed. Makron Books – 1972
