Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio

Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio

Referência: BROWN, THEODORE L.; LEMAY JR., H. EUGENE; BURSTEN, BRUCE E.; BURDGE, JULIA R.. Química, a ciência central.

Eletroquímica

A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações química. A abordagem de eletroquímica fornece uma visão de tópicos diversos como a fabricação de baterias, espontaneidade de reações, corrosão de materiais e galvanização elétrica.

Reações de oxirredução

Células voltáicas

fem ou voltagem

Potencial dos eletrodos

Equação de Nernst

Corrosão

Reações de oxirredução

Podemos determinar se uma reação é de oxirredução obtendo

informações relativas ao número de oxidação (NOX)

Se houver variação do NOX

dos elementos entre produtos

e reagentes, então a reação

será de oxirredução.

Número de oxidação ou estado de oxidação

assinalar números de oxidação:

1 – Para um átomo na sua

forma elementar o número de

oxidação é sempre zero.

2 – Para qualquer íon

monoatômico o número de

oxidação é igual à carga do

íon.

3 – Geralmente os não-metais

têm número de oxidação

negativo, apesar de algumas

vezes serem positivos:

a) O número de oxidação do

oxigênio normalmente é -2 tanto em

compostos iônicos quanto moleculares.

b) O número de oxidação do

hidrogênio é +1 quando ligado a

não-metais e -1 quando ligado a não-metais.

c) O número de oxidação do flúor é -1, assim como os compostos binários da família 7ª.

Número de oxidação ou estado de oxidação

4 – A soma dos números de

oxidação de todos os átomos

em um composto neutro é

zero. A soma dos números de

oxidação em um íon

poliatômico é igual à carga do

íon.

QUESTÃO 01:

Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos seguintes itens: a) H₂S b) S₈ c) SCl₂ d) Na₂SO₃ e) SO₄

2-Reações de oxirredução

Se houver variação do NOX dos elementos entre produtos e reagentes, então a reação será de oxirredução.

Zn(s) + 2H

+

(aq)



Zn

2+

(aq) + H

₂

(g)

Balanceamento de equações de oxirredução

Lei da conservação de massa: a

quantidade de cada elemento presente no início da reação deve estar presente no final.

Conservação da carga: os elétrons

não são perdidos em uma reação química.

MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES

conveniente de separar reações de oxidação e de redução.

As semi-reações para

Sn

_{(aq) + 2Fe}

_(aq)



_Sn

_{(aq) +}

2Fe

_(aq)

são

Sn

_(aq)



_Sn

_{(aq) +2e}

-2Fe

_{(aq) +}

_2e



_2Fe

_(aq)

Oxidação:

os

elétrons

são

produtos.

Redução:

os

elétrons

são

reagentes.

Balanceamento de equações de oxirredução

Balanceamento em meio ácido

Escreva as duas semi-reações.

2. Faça o balanceamento de cada

semi-reação:

a. Primeiro com elementos diferentes de H e O.

b. Depois faça o balanceamento do O adicionando água.

c. Depois faça o balanceamento do H adicionando H+_.

d. Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionando elétrons.

3. Multiplique cada semi-reação para

fazer com que o número de elétrons seja igual.

4. Adicione as reações e simplifique. 5. Confira!

Questão 02:

Faça o balanceamento das seguinte reação pelo método das

semi-reações em meio ácido: MnO₄-_{(aq) + C}

2O42-(aq) 

Mn2+_{(aq) + CO} 2(g)

Balanceamento de equações de oxirredução

Balanceamento em meio básico

As semi-reações podem ser balanceadas inicialmente como se ocorressem em meio ácido. Os íons

H+ _{podem, então, ser}

“neutralizados” ao se adicionar um número igual de íons OH- _{em ambos} os lados da equação e cancelando, quando apropriado, as molécula de água resultantes.

Questão 03:

Faça o balanceamento das seguinte reação pelo método das

semi-reações em meio básico: CN-_{(aq) + MnO}

4-(aq) 

CNO-_{(aq) + MnO} 2(s)

Célula voltaica

A energia liberada em uma reação de oxirredução espontânea é usada para executar trabalho elétrico.

Células voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo.

As células voltaicas são espontâneas.

Célula voltaica

QUESTÃO 04:

a) Qual a semi-reação para o catodo e anodo?

b) Qual a composição de cada um dos eletrodos?

c) Qual a função da barreira porosa ou salina?

Zn (s) + Cu2+ → Zn2+ _{(aq) + Cu (s)}

Mais detalhes sobre a montagem de uma pilha:

1. HIOKA, N. et al. Pilhas de Cu/Mg constuídas com materiais de fácil obtenção, n. 11, maio 2000. 40-44. 2. HIOKA, N. et al. Experimentos sobre pilhas e a composição dos solos, n. 8, novembro 1998. 36-38.

Fem de pilhas

O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo.

Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo.

A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico. É medida em volts.

A força eletromotriz (fem) é a força necessária para empurrar os elétrons através do circuito externo.

Potencial padrão de redução (semi-células)

O potencial padrão de redução é uma medida arbitrária e relativa, nesse caso ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH).

Para soluções 1 mol/L a 25 C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da célula) é denominada E_cel.

2H

_{(aq, 1 mol/L) + 2e}



_H

QUESTÃO 05:

Para a célula voltaica Zn-Cu2+_,

temos:

Zn(s) + Cu2+_{(aq, 1 mol/L)}

→

Zn2+ _{(aq, 1 mol/L) + Cu(s)}

Eº_cel = 1,10 V

Conhecendo o potencial padrão de redução de Zn2+_{, -0,76 V, calcule o}

Eº_red para a redução do Cu2+ _{a Cu.}

Potencial padrão de redução (semi-células)

Mais positivo Eº re d (V ) Catodo (redução) Anodo (oxidação) Eº_cel Cu2+ _{+ 2e → Cu} Zn → Zn2+ _{+ 2e} +0,34 -0,76 = (+0,34) – (-0,76) = 1,10 V

QUESTÃO 06:

Uma célula voltaica é baseada nas duas semi-reações seguintes:

Cd2+_{(aq) + 2e → Cd (s)} Sn2+_{(aq) + 2e → Sn (s)}

Usando os dados da tabela de potenciais-padrão de redução determine:

a) As semi-reações que ocorrem no anodo e no catodo.

b) O potencial padrão da célula (Eº_cel).

Agentes oxidantes e redutores

Ao reduzir, o catodo induz a oxidação. Portanto, no catodo, encontra-se o agente oxidante. Ao oxidar, o anodo induz a redução. Portanto, no anodo, encontra-se o agente redutor.

Quanto maior o Eº_celmaior a espontaneidade

Agentes oxidantes e redutores

Você já teve catapora? Agentes oxidantes mais utilizados: halogênios, O₂, e os oxiânions, como MnO₄-_{, Cr}

2O72- e NO3-.

Os agentes redutores comumente

utilizados incluem H₂ e os metais

Agentes oxidantes e redutores

QUESTÃO 07:

Usando a tabela de potenciais-padrão de redução, coloque os

seguintes íons em ordem crescente de força como agentes oxidantes: NO₃-_{(aq), Ag}+_{(aq), Cr}

2O72-(aq)

QUESTÃO 08:

Usando a tabela de potenciais-padrão de redução, coloque os

seguintes íons em ordem crescente de força como agentes redutores: I-_{(aq), Fe(s), Al(s)}

Espontaneidade de reações redox

Toda reação redox pode ser vista como um célula voltaica, portanto:

Eº = Eº

- Eº

Eº < 0 processo não espontâneo Mais positivo

Eº re d (V ) Catodo (1) (redução) Eº > 0 Anodo (2) (oxidação) Eº_cel< 0

A variação da energia livre de

Gibbs, ΔG, é uma medida da

espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constante.

Uma vez que a fem, E, de uma reação redox indica se a reação é espontânea, a fem e a variação de energia livre podem ser descritas como:

ΔG = -nFE

n » é um número positivo sem unidade que representa o

número de elétrons transferidos na reação

F » é chamada constante de

Faraday; é a grandeza de carga

elétrica em 1 mol de elétrons (1F = 96.500 C.mol-1_{) ou}

(1F = 96.500 J.V-1_.mol-1₎

Espontaneidade de reações redox

Espontaneidade de reações redox

EXEMPLO 01:

Vamos utilizar os potenciais-padrão de redução para calcula Eº e ΔGº da seguinte equação:

4Ag(s) + O₂(g) + 4H+_{(aq) →}

4Ag+ _{+ 2H}

2O(l)

Primerio calculamos Eº a partir de Eº_red de cada uma das semi reações da equação dada:

Redução: O₂(g) + 4H+_{(aq) + 4e →}

2H₂O(l) Eº_red = 1,23 V Oxidação: 4Ag(s) → 4Ag+ _{+ 4e}

Eº_red = 0,80 V

Então: Eº = (+1,23 V) – (+0,80 V)

Eº = 0,43 V

As semi-reações mostram a

transferência de quatro elétrons. Portanto, para essa reação, n = 4.

ΔGº = – nFEº

ΔGº = –(4).(96.500 JV-1_mol-1_{).(0,43 V)}

ΔGº = –170 kJ.mol-1

QUESTÃO 09:

Se a equação em questão fosse:

2Ag(s) + 1/2O₂(g) + 2H+_{(aq) →}

2Ag+ _{+ H}

2O(l)

Efeito da concentração na fem da pilha

Uma pilha descarrega a uma tensão constante?

NÃO

Que fator não permite a descarga a tensão constante a uma dada

temperatura?

CONCENTRAÇÃO

comercial, utilizando condições galvanostáticas (corrente constante igual a 10 mA)

Fazendo ΔG = –nFE:

A resolução da equação para E:

Resolvendo as constantes para um temperatura de 298 K e mudando de logaritmo natura para log na base 10

Equação de Nernst

A dependência da fem da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da dependência da variação da energa livre com a concentração:

Onde:

Q » é o quociente da reação [oxidado]/[reduzido]

R » é a constante dos gases ideais (R = 8,31451 J.K-1_.mol-1₎ T » é a temperatura

Q

RT

G

G









ln



Q

RT

nFE

nFE









ln



Q

nF

RT

E

E







ln

]

[

V

0592

.

0

produto







Efeito da concentração na fem da pilha

EXEMPLO 02:

Calculando a fem a 298 K para

reação que seguem quando [Cr₂O₇2-_]

= 2,0 mol/L, [H+_{] e [I}-_{] = 1,0 mol/L e}

[Cr3+_{] = 1,0 x 10}-5 _mol/L.

Cr₂O₇2-_{(aq) + 14 H}+_{(aq) + 6I}-(aq) →

2Cr3+_{(aq) +I} 2(s) + 7H2O(l) Seja: • Eº = +0,79 V • n = 6 V V V E V V E Então Q I H O Cr Cr Q Sendo 89 , 0 10 , 0 79 , 0 ) 11 10 . 0 , 5 log( 6 0592 , 0 79 , 0 : 11 10 . 0 , 5 6 ] 0 , 1 [ 14 ] 0 , 1 ][ 0 , 2 [ 2 ) 5 10 . 1 ( 6 ] [ 14 ] ][ 2 7 2 [ 2 ] 3 [ :               

Efeito da concentração na fem da pilha

QUESTÃO 10:

Aplique a equação de Nernst para cada

uma das reações fazendo variar a concentração para as temperatura de 298, 280 e 330 K e construa um gráfico simulando o descarregamento de uma pilha nas dadas condições.