Previsão da espontaneidade das reações de oxi-redução.

Essa previsão segue o mesmo raciocínio feito para o cálculo da força eletromotriz (fem) das pilhas. Se o ΔE⁰ calculado for positivo, a reação será espontânea, caso contrário, a reação não será espontânea.

Os elementos que estão no início da tabela são os redutores mais fortes, enquanto que os que estão no final da tabela são os oxidantes mais fortes.

Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela age como redutor dos que estão mais abaixo e, portanto sofre oxidação.

1º exemplo: reações de deslocamento entre metais.

É possível a reação Zn + FeCl₂  -->  ZnCl₂ + Fe, em que o Zn desloca o Fe do FeCl₂?

Do ponto de vista da oxi-redução, essa reação corresponde a:

Zn⁰ + Fe²⁺ --> Zn²⁺ + Fe⁰

Relacionando como nos cálculos da fem das pilhas, concluiremos que:

Equação do Zn⁰ invertida: Zn⁰  -->    Zn²⁺ + 2e^-                  - E⁰ = 0,76 V

Equação do Fe²⁺ mantida: 2e^- + Fe²⁺   -->   Fe⁰                  E⁰ = - 0,44 V

Equação global: Zn⁰ + Fe²⁺  -->  Zn²⁺ + Fe⁰                   ΔE = 0,32 V

E, uma vez que ΔE⁰ > 0, concluímos que a reação é possível (espontânea). Portanto, de modo geral, podemos dizer que todo metal que está acima na tabela dos potenciais-padrão desloca o cátion de um metal que está mais abaixo.

2º exemplo: reações de deslocamento entre não-metais.

É possível a reação 2NaCl+Br₂    --> 2NaBr + Cl₂, em que o Br₂ desloca o Cl₂ do NaCl?

Do ponto de vista da oxi-redução, essa reação corresponde a:

2Cl^- + Br₂  -->  2Br^- + Cl₂

Da tabela dos potenciais-padrão dos eletrodos, temos:

Equação do Cl^- invertida: 2Cl^-   -->  Cl₂ + 2e^-                     - E⁰ = -1,36 V

Equação do Br₂ mantida: 2e^- + Br₂   -->   2Br^-                E⁰ = 1,07 V

Equação global: 2Cl^- + Br₂    -->  2Br^-+ Cl₂                    ΔE = - 0,29 V

E, uma vez que ΔE⁰ < 0, concluímos que a reação não é possível (não é espontânea). A reação inversa será espontânea, pois ΔE⁰ será positivo.

No 1º exemplo, dissemos que um metal (que é redutor) pode deslocar (reduzir) o cátion de um metal  que está mais abaixo na tabela dos potenciais-padrão. Com os não-metais  (que são oxidantes) ocorre o contrário: um não-metal mais abaixo desloca (oxida) outro não-metal que está localizado mais acima na tabela.

3º exemplo: reações de oxi-redução quaisquer.

Vamos examinar a espontaneidade da seguinte reação, que ocorre em meio ácido:

SnCl₂ + H₂O₂ + 2HCl  --> SnCl₄ + 2H₂O

Do ponto de vista da oxi-redução, essa reação pode ser abreviada para:

Sn²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺  --> Sn⁴⁺ + 2H₂O

Da tabela dos potenciais-padrão, temos:

Equação do redutor invertida: Sn²⁺  --> Sn⁴⁺ + 2e^-                    - E⁰_redutor = -0,15 V

Equação do oxidante mantida: 2e^- + 2H⁺ +H₂O₂  -->      2H₂O                        E⁰_oxidante = 1,07 V

Equação global: Sn²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺  -->       Sn⁴⁺ + 2H₂O              ΔE⁰ = 1,63 V

O valor positivo de ΔE⁰ indica que a reação é espontânea.

Examinemos agora a equação:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄    -->  5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Do ponto de vista da oxi-redução, essa reação pode ser abreviada para:

10Fe²⁺ + 2MnO₄^- + 16H⁺ -->   10Fe³⁺ + 2Mn^2- + 8H₂O

Da tabela dos potenciais-padrão, temos:

Equação do redutor invertida (x10):

 10Fe²⁺  --> 10Fe³⁺ + 10e^-              - E⁰_redutor = 0,77 V

Equação do oxidante mantida (x2):

 10e^- + 16H⁺ + 2MnO₄^-  --> 2Mn²⁺ + 8H₂O         E⁰_oxidante = 1,51 V

Equação global: 10Fe²⁺ + 2MnO₄^- + 16H⁺ -->10Fe³⁺ + 2Mn^2- + 8H₂O                    ΔE⁰ = 2,28 V

Novamente, o valor positivo de ΔE⁰ indica que a reação é viável.

4º exemplo: reações de metais com ácidos.

Todo metal acima do hidrogênio na tabela pode desloca-lo de um ácido. Contudo, isso não significa que um metal abaixo do hidrogênio não possa reagir com um ácido fortemente oxidante, seguindo uma reação diferente da reação de deslocamento de hidrogênio. Por exemplo:

3Ag + 4HNO₃ --> 3AgNO₃ + 2H₂O + NO

Notamos que há liberação do gás H₂, mas sim do gás NO. Essa reação pode ser abreviada para:

3Ag + 4H⁺ + NO₃  --> 3Ag⁺ + 2H₂O + NO

Da tabela dos potenciais-padrão, temos:

Equação do redutor invertida (x3):

 3Ag⁰  --> 3Ag⁺ + 3e^-                  - E⁰_redutor = - 0,80V

Equação do oxidante mantida:

 3e^- + 4H⁺ + NO₃^-  --> 2H₂O + NO  E⁰_oxidante = 0,96V

Equação global: 3Ag + 4H⁺ + NO₃ --> 3Ag⁺ + 2H₂O + NO     ΔE⁰ = 0,16V

O valor positivo de ΔE⁰ indica que a reação é inspontânea.