1. O documento descreve quatro tipos principais de pilhas: concentração, expansão gasosa, neutralização e redox. 2. As pilhas de concentração aproveitam a diferença de concentração de íons em soluções, as de expansão gasosa usam a diferença de pressão parcial de gases, as de neutralização usam reações ácido-base e as redox usam reações de oxidação-redução. 3. Esses tipos de pilhas constroem células eletroquímicas que convertem energia quím

1. Oxi-redução
e
Eletroquímica

2. Fenômenos Espontâneos

4. Cr2O72- (aq,conc) 2-
Cr2O7 (aq,dil)
DILUIÇÃO

5. H2 (g, P = 2 atm) H2 (g, P = 1 atm)
Expansão

6. ++ 2OH- 2 H2O
2 H
NEUTRALIZAÇÃO

7. Na+
Cl
-
Ag+
NO3-
AgCl
+ Cl-
Ag + AgCl
Precipitação

8. Cu(m)
Ag(m)
Ag+
NO3-
Cu2+
NO3-
2Ag+(aq) + Cu(m) 2Ag(m) + Cu2+(aq)
Oxi-redução ou Redox

9. ELETROQUÍMICA
Energia química Energia elétrica
Cela (célula) Eletroquímica (galvânica)
PILHA
Energia química Energia elétrica
CELAS ELETROQUÍMICAS
Energia elétrica Energia química

10. REAÇÃO ESPONTÂNEA E PILHAS
Aproveitamento dos Construção de celas eletroquímicas
processos espontâneos (pilhas)
Pilhas
1- Concentração
2 - Precipitação
 diluição
expansão
3 - Neutralização
4 - Redox

11. PILHAS

12. ANODO CATODO
OXIDAÇÃO REDUÇÃO
A  A+m + me- B+n + ne-  B
REAÇÃO TOTAL
Se m = n A + B+n  A+n + B
Se m  n nA + mB+n  nA+m + mB
Representação da pilha (representação de barras)
Anodo  Sol. A  Sol. B  Catodo
fluxo de e-

13. 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)

14. H2O H2O2
OF
NaO
NaO2

15. Número de oxidação é a carga fictícia
atribuída a átomos ou moléculas de
acordo com certas regras
Não tem significado físico, não representa carga real!
Pode ser: 0, +, -, inteiro ou fracionário.

16. 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: = 0
5 – Íons:  no de oxidação = carga real do íon

17. Exemplos de aplicação de regras
NO 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=

18. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX
MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO
Passos:
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-.

19. EXEMPLO 1 – MEIO ÁCIDO
S2O32- + Cr2O72- H+ SO42- + Cr3+
PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES
PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES

20. 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 +6
5 H2O + S2O3-2  2 SO4-2 + 10 H+ + 8 e- 6 e- +14 H+ + Cr2O7-2  2 Cr+3 + 7 H2O

21. 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 H2O
56 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

22. EXEMPLO 2 – MEIO BÁSICO
CrO42- + HSnO2- OH- Cr(OH)3 + Sn(OH)62-
PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES
PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES

23. 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-

24. 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-

25. PASSO 4:
Fazer o balanço de cargas por meio de elétrons!

26. PASSO 5:
Combinar as semi-reações

27. PILHAS

28. PILHAS DE CONCENTRAÇÃO
a) Diluição

29. ÂNODO CÁTODO
OXIDAÇÃO REDUÇÃO
Cu (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-

30. b) Expansão Gasosa
Eletrodo de referência
- Usado como referência para a medida dos potenciais de
outras semi-pilhas
Negro de Pt = platina finamente dividida (catalizador)

31. b) Expansão Gasosa

32. 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 PILHA
Pt(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-

33. 2) Pilha de neutralização

34. OXIDAÇÃO REDUÇÃO
H2 (g)  2H+ + 2e-
2H+ + 2OH-  2H2O(l) 2H+ (aq. 1 M) + 2e-  H2 (g)
ANODO CATODO
REPRESENTAÇÃO DA PILHA
Pt(m)H2(g, P=1 atm) OH-(aq, 1 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)
fluxo de e-

35. 3) Pilha de precipitação
Ag(m) + Cl- (aq)  Ag Cl + e- (ANODO)
Ag+ + e-  Ag (m) (CATODO)
Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) (PILHA)

36. [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-

37. 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-