Eletroquímica

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Eletroquímica

  1. 1. Oxi-redução eEletroquímica
  2. 2. Fenômenos Espontâneos
  3. 3. Cr2O72- (aq,conc) 2- Cr2O7 (aq,dil) DILUIÇÃO
  4. 4. H2 (g, P = 2 atm) H2 (g, P = 1 atm) Expansão
  5. 5. ++ 2OH- 2 H2O2 H NEUTRALIZAÇÃO
  6. 6. Na+ Cl - Ag+ NO3- AgCl + Cl-Ag + AgCl Precipitação
  7. 7. Cu(m) Ag(m) Ag+ NO3- Cu2+ NO3-2Ag+(aq) + Cu(m) 2Ag(m) + Cu2+(aq) Oxi-redução ou Redox
  8. 8. ELETROQUÍMICA Energia química Energia elétrica Cela (célula) Eletroquímica (galvânica)PILHA Energia química Energia elétricaCELAS ELETROQUÍMICASEnergia elétrica Energia química
  9. 9. REAÇÃO ESPONTÂNEA E PILHAS Aproveitamento dos Construção de celas eletroquímicas processos espontâneos (pilhas) Pilhas1- Concentração2 - Precipitação  diluição expansão3 - Neutralização4 - Redox
  10. 10. PILHAS
  11. 11. ANODO CATODO OXIDAÇÃO REDUÇÃO A  A+m + me- B+n + ne-  B REAÇÃO TOTALSe m = n A + B+n  A+n + BSe m  n nA + mB+n  nA+m + mB Representação da pilha (representação de barras) Anodo  Sol. A  Sol. B  Catodo fluxo de e-
  12. 12. Processo em cada Transferência de elétrons semi-pilha (Oxiredução) Reação de oxiredução Co3+(aq) + Cr2+(aq)  Co2+(aq) + Cr3+(aq) Co2+ perde 1 e-  Co3+ Co3+ ganha 1 e-  Co2+Doador de e- = Agente Redutor (doador sofre oxidação)Receptor de e- = Agente Oxidante (receptor sofre redução)
  13. 13. H2O H2O2 OF NaO NaO2
  14. 14. Número de oxidação é a carga fictícia atribuída a átomos ou moléculas de acordo com certas regrasNão tem significado físico, não representa carga real! Pode ser: 0, +, -, inteiro ou fracionário.
  15. 15. Regras 1 – Elemento livre: n de oxidação = 0 2 – Oxigênio: n de oxidação = -II Exceto quando: - Em compostos com flúor (onde é +); - Em peróxidos (-O-O-): no de oxidação é -I; - Em hiperóxidos (O2-): no de oxidação é -½. 3 – Hidrogênio: n de oxidação: = +I Exceto quando: - Em hidretos metálicos (onde é - );4 – Molécula neutra:  no de oxidação: = 05 – Íons:  no de oxidação = carga real do íon
  16. 16. Exemplos de aplicação de regrasNO N= O=NO2 N= O=MnO4- Mn= O=HONO2 H= N= O=HCrO4- H= Cr= O=H2O2 H= O=[Fe(H2O)2]2+ Fe= H= O=LiH Li= H=
  17. 17. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX MÉTODO DA SEMI-REAÇÃOPassos: 1- Identificar as espécies que estão sofrendo oxidação e redução; 2 - Escrever separadamente as semi-reações de oxidação e redução; 3- a) Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação; b) Fazer o balanço dos H e O: - adicionando H+ (meio ácido) - adicionando OH- (meio básico) e - H2O conforme a necessidade 4 - Fazer o balanço de cargas por meio de elétrons; 5 - Combinar as semi-reações de modo a fazer o balanceamento total de e-.
  18. 18. EXEMPLO 1 – MEIO ÁCIDOS2O32- + Cr2O72- H+ SO42- + Cr3+ PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES
  19. 19. 3 – a) balancear átomos que mudam nox S2O3-2  2 SO4-2 Cr2O7-2  2 Cr+3 3 – b) balancear oxigênio e hidrogênio 5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O 5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ 14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O 4 – balancear cargas somando e- 5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ 14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O -2 +6 + 12 +65 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ + 8 e- 6 e- +14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O
  20. 20. 5 – Somar eliminando os e- 5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ + 8 e- x 6 6 e- +14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O x8 OU 5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ + 8 e- x 3 6 e- +14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O x4 15 H2O + 3 S2O3-2  6 SO4-2 + 30 H+ + 24 e- 24 e- + 56 H+ + 4 Cr2O7-2  8 Cr+3 + 28 H2O56 H+ + 15H2O + 3 S2O3-2 + 4 Cr2O7-2  6 SO4-2 + 8 Cr+3 + 28 H2O + 30 H+ 26 H+ + 3 S2O3-2 + 4 Cr2O7-2  6 SO4-2 + 8 Cr+3 + 13 H2O +26 -6 -8 = +12 -12 +24 = +12
  21. 21. EXEMPLO 2 – MEIO BÁSICOCrO42- + HSnO2- OH- Cr(OH)3 + Sn(OH)62- PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES
  22. 22. PASSO 3: Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação!a) OXIDAÇÃO 4 OH- +HSnO2-  Sn(OH)6-2 H2O = H+ + OH- 5H 6H H2O + 4 OH- +HSnO2-  Sn(OH)6-2 + OH-
  23. 23. PASSO 3: Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação!b) REDUÇÃO CrO42-  Cr(OH)3 O=4 O=3 e H=3 CrO42-  Cr(OH)3 + OH- O=4 O=4 e H=4 Faltam 4H 4H2O + CrO42-  Cr(OH)3 + OH- + 4OH- 5 OH-
  24. 24. PASSO 4:Fazer o balanço de cargas por meio de elétrons!
  25. 25. PASSO 5:Combinar as semi-reações
  26. 26. PILHAS
  27. 27. PILHAS DE CONCENTRAÇÃOa) Diluição
  28. 28. ÂNODO CÁTODO OXIDAÇÃO REDUÇÃOCu (m)  Cu2+(aq. dil.) + 2 e- (ANODO)Cu2+(aq. conc.) + 2 e-  Cu (m) (CATODO)Cu2+(aq. conc.)  Cu2+ (aq. dil.) (reação total) REPRESENTAÇÃO DA PILHA Cu(m)Cu2+(aq. dil.) Cu2+(aq. conc.)Cu(m) fluxo de e-
  29. 29. b) Expansão GasosaEletrodo de referência- Usado como referência para a medida dos potenciais deoutras semi-pilhas Negro de Pt = platina finamente dividida (catalizador)
  30. 30. b) Expansão Gasosa
  31. 31. 2H+(aq. 10-7 M) + 2 e-  H2 (P = 1atm) (CATODO) H2 (g, P = 10 atm)  H+(aq., 10-7 M) + 2 e- (ANODO) H2 (g, P = 10 atm)  H2 (P = 1atm) (reação da pilha) REPRESENTAÇÃO DA PILHAPt(m)H2(g, P=10 atm) 2H+(aq, 10-7 M) H+(aq,10-7 M.) H2 (g, P=1 atm)Pt(m) fluxo de e-
  32. 32. 2) Pilha de neutralização
  33. 33. OXIDAÇÃO REDUÇÃO H2 (g)  2H+ + 2e- 2H+ + 2OH-  2H2O(l) 2H+ (aq. 1 M) + 2e-  H2 (g) ANODO CATODO REPRESENTAÇÃO DA PILHAPt(m)H2(g, P=1 atm) OH-(aq, 1 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m) fluxo de e-
  34. 34. 3) Pilha de precipitaçãoAg(m) + Cl- (aq)  Ag Cl + e- (ANODO)Ag+ + e-  Ag (m) (CATODO) Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) (PILHA)
  35. 35. [Ag+ ] EM SOLUÇÃO? Kps = [Ag+][Cl-] [Cl-] = 1 M  [Ag+] = Kps/[Cl-] REPRESENTAÇÃO DA PILHA Ag(m)Ag+(Kps M), Cl- (1 M) Ag+(1 M) Ag(m) fluxo de e-
  36. 36. 4) Pilha redox Zn (m)  Zn2+ + 2e- anodo Cu2+ + 2e-  Cu (m) catodo Zn (m) + Cu2+ (aq, 0,2 M)  Cu (m) + Zn2+(aq, 0,1 M)REPRESENTAÇÃO DA PILHA Zn(m)Zn2+(aq. 0,1 M) Cu2+(aq. 0,2 M)Cu(m) fluxo de e-

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