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C.E. Dom Pedro ii.
QUÍMICA 2º Bimestre – Eletroquímica
Você já imaginou como o mundo seria sem
o uso de pilhas e baterias?
A reportagem acima fala de um veículo movido a
hidrogênio.
Este veículo funciona porque possui um dispositivo
chamado célula de hidrogênio ou célula combustível.
Caro aluno, você já ouviu falar delas?
Célula de combustível ou de hidrogênio é na
verdade uma pilha! Ela possui um polo positivo e um
polo negativo que utiliza o gás hidrogênio que, ao se
combinar com o oxigênio capturado do ar, produz
energia elétrica e vapor d’água.
Os veículos movidos a H2 tem como grande
desvantagem o fato de o gás hidrogênio ser um
combustível muito caro. Mas a tendência é que esses
ônibus circulem pelo mundo todo, pois permitem a
produção de limpa energia, diminuindo a emissão de
gases poluentes.
A célula a combustível é um dispositivo
eletroquímico que converte a energia química contida no
hidrogênio em energia elétrica e água. O hidrogênio irá
gerar energia para movimentar o motor elétrico do
veículo, da mesma forma que ocorre dentro de uma pilha
comum. A grande diferença é que, nessas células, os
reagentes são continuamente repostos a partir de um
reservatório externo, diferente das pilhas e baterias
comuns, que quando os reagentes terminam, param de
funcionar, restando apenas o seu descarte.
E as baterias recarregáveis como as de celular e
de computadores portáteis? Qual a diferença? As
baterias são recarregáveis quando todas as suas semi-
reações são reversíveis, ou seja, reações que ocorrem
nos dois sentidos. Dentro dessas baterias, os reagentes
são consumidos, gerando corrente elétrica para o
funcionamento do celular, por exemplo. Quando a
recarregamos, precisamos ligá-la a uma fonte de
eletricidade para que a reação reversa ocorra,
regenerando os reagentes necessários ao seu
funcionamento. Assim, podemos utilizá-las novamente
para a produção de energia.
A invenção da pilha foi muito importante para a
sociedade. Você já imaginou como as baterias são
importantes para o uso da tecnologia ao nosso redor? É
o avanço da ciência que descobre artefatos que facilitam
muito o nosso cotidiano. Você consegue imaginar o
mundo sem as pilhas e baterias? Agora que já sabemos
da sua importância, vamos realizar uma atividade onde
observaremos que através de uma reação química é
capaz de transferir elétrons.
Para descobrir como ocorre esta transferência de
elétrons vamos realizar um experimento no qual você
precisará de:
- água;
- um frasco transparente ou um tubo de ensaio
- solução de sulfato de cobre (CuSO4) que pode ser
comprado em loja de material de piscina;
- um pedaço de esponja de aço ou um prego;
- um bastão de vidro ou plástico, ou um canudo plástico.
Observação importante: O sulfato de cobre
(CuSO4) é utilizado como pesticida, germicida e aditivo
para solo, entre outras coisas. Também é conhecido
como azul de vitríolo e pode ser encontrado em casas de
produtos agropecuários ou em lojas de material de
piscina.
Cuidado ao manuseá-lo! Ele pode ser tóxico em
determinadas concentrações. Use luvas, óculos de
proteção e máscara contra pó.
Realizando o experimento: Dissolva um pouco
de sulfato de cobre em água até a obtenção de uma
coloração azulada e anote o aspecto inicial da solução.
Em seguida, mergulhe a palha de aço na solução
preparada. Se tiver dificuldade, use o bastão. Preste
bastante atenção durante a realização desse
experimento e relate, na tabela abaixo, as modificações
ocorridas durante a transformação química.
Ao realizar o experimento da atividade 1, você
deve ter percebido as seguintes ocorrências, durante o
experimento:
- Sobre o pedaço de palha de aço se deposita um
material sólido castanho avermelhado;
- A intensidade da cor da solução diminui depois de
um tempo; a palha de aço vai se “desmanchando”.
Agora, Responda as seguintes questões com base
no experimento realizado:
1. Por que ocorre a diminuição da intensidade da cor
azul na solução de sulfato de cobre? Resposta: A
intensidade da cor azulada da solução de sulfato de
cobre é devido à presença de íons cobre II (Cu2+
). Então,
a diminuição da coloração , significa que esses íons
“desaparecem” da solução.
2. O que ocorre com a palha de aço? Resposta: ocorre
a deposição de um sólido castanho-avermelhado sobre o
pedaço da palha de aço, essa cor é característica de
materiais formados por átomos de cobre.
3. Você acredita que esta reação de oxido redução seja
espontânea?
4. O que caracteriza uma reação espontânea?
Reação de oxiredução espontâneas
1.) Número de oxidação (nox):
Nox é definido como a carga elétrica teórica que o
átomo adquiriria se a ligação covalente fosse rompida.
Determinação do nox:
Nox mais comuns
M.A. +1
Hidrogênio
+1(moleculares-HCl)
MAT +2 -1 (iônicos - NaH)
Halogênios -1
Oxigênio
-2 ( maioria)
Calcogênios -2 +1 (peróxidos – H2O2)
S. Simples 0 +2 (com flúor – OF2)
2.) Reações de oxirredução:
São reações onde há transferência de elétrons.
Também são chamadas de reação redox. A oxidação e
redução são processos simultâneos.
Agente redutor: cede elétron. Sofre oxidação. Seu nox
aumenta.
Agente oxidante: recebe elétron. Sofre redução. Seu
nox diminui.
0-2
Ex.: F2 + 2 K  2 F-1
+ 2 K+1
0+1
Agente redutor: F2 ganha 1 e-
F-1
Agente oxidante: K perde 1 e-
K+1
3.) Potenciais de redução e oxidação:
Potencial de redução (Ered) e potencial de oxidação
(Eox) correspondemà tendencia de um composto se
oxidar (perder elétron) ou se reduzir (receber elétron).
Estes potenciais são determinados experimentalmente a
partir do hidrogênio, que recebeu o valor padrão de
0,00V.
As reações que aparecem na tabela representam
apenas um aparte da reação total. Assim, elas são
conhecidas como equação de semi-reação.
4.) Utilizando a tabela de oxirredução:
Vamos comparar duas semi-reações:
F2 + 2e-
↔ 2 F-1
Eºred = +2,87 V
Na + 1e-
↔ Na+1
Eºred = -2,71 V
Observando o potencial destas duas semi-reações,
observamos que o F é o melhor agente de oxidação, pois
seu potencial de redução é o maior. Assim a
representação desta reação será:
Redução: F2 + 2e-
↔ 2 F-1
Oxidação: 2Na+1
↔ 2Na + 2e-
Reação Global: F2 + 2Na ↔ 2 F-1
+ 2Na+1
É possível calcular geração de energia de uma
reação de oxirredução através da diferença de potencial
(ddp), utilizando a equação abaixo:
∆E = Eºred - Eºox ou ∆E = Eºox + Eºred
Assim, a ddp (∆E) para a equação entre F e Na é:
∆E = Eºred - Eºox ↔ ∆E = +2,87 – (- 2,71) = 5,58 V
ddp (∆E) >0 = processo espontâneo
ddp (∆E) <0 = processo não espontâneo
5.) Pilha:
Em uma pilha, o oxidante e o redutor são mantidos
em compartimentos (semicélulas eletroquímicas)
separados. Para a geração de eletricidade, são
necessários dois contatos elétricos entre os
compartimento, que ão feitos por um condutor (como um
fio metálico) e por uma ponte salina, como representado
a seguir:
Zn+2
+ 2e-
↔ Znº Eºred = - 0,76V oxida (agente redutor)
Catodo
Cu+2
+ 2e-
↔ Cuº Eºred = +0,34 V reduz (agente oxidante)
Anodo
Esta pilha é chamada de pilha de Danell, em
homenagem ao seu inventor.
A representação desta pilha é dada da seguinte
forma:
Zn+2
/ Znº || Cu+2
/ Cuº
Anodo ponte Catodo
salina
Exercício resolvido
Observem a figura a seguir,:
A partir das semi-reações, mostre o anodo, o catodo,
a reação global, sua representação e calcule a ddp.
Cu+2
+ 2e-
↔ Cuº Eºred = +0,34 V  Anodo
Ag+
+ e-
↔ Agº Eºred = +0,80 V  Catodo
Calculando a ddp
Anodo: Cuº ↔ Cu+2
+ 2e-
Eºred = +0,34 V
Catodo: 2Ag+
+ 2e-
↔ 2Agº Eºred = +0,80 V
E. Global: 2Ag+
+ Cuº ↔ 2Agº + Cu+2
∆E = 0,46 V
Representação: Cu+2
/ Cuº || Ag+
/ Agº
6.) Exercícios:
01. Na pilha eletro-química sempre ocorre:
a) oxidação do cátodo.
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) reação com diminuição de calor.
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para
o cátodo.
e) reação de neutralização.
02. Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com
circuito fechado, ocorre:
a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre
aumenta;
b) o potencial do dois eletrodos diminui;
c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre
diminui;
d) o potencial dos dois eletrodos aumenta;
e) o potencial dos dois eletrodos não se altera.
03. (USP) Considere as seguintes semi-reações e os
respectivos potenciais normais de redução (E0):
Ni+2
+ 2e- ↔ Niº Eº = -0,25 V
Au+3
+ 3e- ↔ Auº Eº= 1,50 V
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-
reações será:
a) +1,25 V d) –1,75 V
b) –1,25 V e) +3,75 V
c) +1,75 V
04. A reação que ocorre em uma pilha é representada pela
seguinte equação: Mn + Cu++ ® Mn++ + Cu Sabendo-se
que o potencial de óxido-redução do manganês é igual a
+1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35 volts, e admitindo-
se que a concentração dos íons é unitária, a voltagem da
pilha será:
a) 0,70 volts d) –0,70 volts
b) –1,40 volts e) n.d.a.
c) 1,40 volts
05. Dentre as espécies químicas representadas abaixo
através de semi-reações:
Na + 1e-
↔ Na+1
Eºred = -2,71 V
Cu+2
+ 2e-
↔ Cuº Eºred = +0,34 V
Cl2 + 2e-
↔ 2 Cl-1
Eºred = +1,36 V
Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante?
a) Na b) Cu c) Na+
d) Cu+
e) Cl2
06. Considere os potenciais padrões de redução:
semi-reação (em solução aquosa) potencial (volt)
Ce4+
+ 1e- ↔ Ce3+ +1,61
Sn4+
+ 2e- ↔ Sn2+ +0,15
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente?
a) Ce4+
+ Sn4+
↔ Ce3+
+ Sn2+
b) 2Ce4+
+ Sn2+
↔ 2Ce3+
+ Sn4+
c) Sn4+
+ Ce3+
↔ Ce4+
+ Sn2+
d) Ce3+
+ Sn2+
↔ Ce4+
+ Sn4+
07. (FUVEST) Na reação espontânea do exercício anterior,
o oxidante e o redutor são, respectivamente:
a) Ce4+
e Sn+2
d) Sn2+
e Ce4+
b) Ce4+
e Sn4+
e) n.d.a.
c) Ce3+
e Sn2+
08. (PUC) Conhecendo-se as seguintes equações de meia-
célula e os respectivos potenciais padrão do eletrodo (E0):
Sn2+
+ 2e-
↔ Snº Eº = -0,14 volts
Ag+
+ e-
↔ Agº Eº= +0,80 volts
Podemos concluir que a pilha eletroquímica que funciona
segundo a reação: Snº + 2 Ag+
↔ Sn2+
+ 2 Agº.
Apresentará, nas condições padrões, a seguinte diferença
de potencial:
a) 0,54 volts d) 1,46 volts
b) 0,66 volts e) 1,74 volts
c) 0,94 volts
09. (MACK) Uma cela eletroquímica é constituída pelas
semi-celas Crº/Cr+3
e Ag/ Ag+
cujos valores potenciais Eº
são:
Crº ↔ Cr+3
+ 3e- Eº = +0,75 volts
Agº ↔ Ag+
+ e- Eº = -0,80 volts
Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a
afirmação de que:
a) O eletrodo, onde ocorre oxidação é o ânodo da cela.
b) A voltagem da cela é de 1,55 volts.
c) O cromo metálico reage e forma Cr+3.
d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da
solução, mas em direções opostas.
e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para
o cromo.
Gabarito :
Eletrólise: fluxo não expontõaneo de elétrons
A energia elétrica pode ser produzida por meio de
uma pilha. Mas, quando a intenção é recarregar uma
pilha, haverá o consumo de nergiaelétrica, uma vez que
o elétron deverá ser forçado a fluir em sentido contrário.
1.) Eletrólise ígnea:
É o processo de decomposição de uma substância
iônica fundida por meio da passagem de corrente elétric.
Neste caso, a fonte de elétron, o polo negativo, deve ser
externa ao sitema (um gerador, por exemplo).
Catodo (-): Na+1
+ 1e-
↔ Naº Eºred = -2,71 V
Anodo (+): 2 Cl-1
↔ Cl2 + 2e-
Eºred = -1,36V
Eq. Global Na+1
+ 2 Cl-1
↔ Naº
+ Cl2 ∆E = 4,07 V
De maneira geral os cátions sofrem redução,
originando os metais, e os ânions originam ametais na
sua forma elementar, como Cl(g), O2(g), I2(s) e S(s). A
eletrólise ígnea do KF, por exemplo, dá origem ao Kº
(metálico) e F2 gasoso.
2.) Eletrólise em solução aquosa:
Na eletrolise aquosa os íons livres, alguns compostos
são hidrolisados. Alguns íons não sofrem esse tipo de
eletrólise pois, pois competem com a água pela redução
ou oxidação.
Vejamos o exemplo da eletrólise aquosa do NaCl.
No catodo temos 3 semi-reações, pois além dos íons
Na+
, há a água e os íons H+
da sua autoionização.
Catodo:
Na+
(aq) + e-
↔ Na+1
Eºred = -2,71 V
2 H2O(l) + 2e-
↔ H2(g) + 2 OH-
(aq) Eºred = -1,36 V
2 H2(aq) + 2e-
↔ H2(g) Eºred = -4,07 V
O potencial dos íons Na+1
é mais baixo do que a da
água. Assim é possível obter sódio metálico. A espécie
reduzida, nesse caso, sempre será a água, sendo o gás
H2, o produto catódico.
Anodo:
2 Cl-1
(l) ↔ Cl2(g) + 2e-
Eºred = -1,36 V
2 H2O(l) ↔ 4 H+
(aq) + O2(g) + 4e-
Eºred = -1,23 V
4 OH-
(aq) ↔ 2 H2O(l) + O2(g) + 4e-
Eºred = -0,40 V
Por meio dos potenciais, vemos que o gás cloro é o
produto anódico, em virtude de um fator cinético: a
oxidação do cloreto é mais rápida do que a da água.
Uma ordem de prioridade de descarga na eletrólise,
respsita a atabela abaixo:
Metais alcalinos H2O
ou
H+
demais metais
Metais alcalino-terrosos Mn2+
, Zn2+
, Fe2+
, Ni2+
, Cu2+
,
Ag+
, Hg2+
, Au3+
,...Alumínio (Al3+
)
Prioridade da descarga
Ânions oxigenados
( NO3
-1
, SO4
-2
, ClO3
-1
,...)
H2O
ou
H+
Ânions não oxigenados
( Br-1
, I-1
, Cl-1
,...)
Fluoreto (F1
) Hidrogenossulfato (H2SO4)
3.) Corrosão e galvanoplastia:
Corrosão é um desgaste provocado por reações de
oxirredução. Ocorre a formação de uma pilha entre a
parte do metal que funciona como anôdo e outra ´parte
da superfície do objeto metálico que funciona como
catodo.
Fatores que aceleram o processo corrosivo:
 Presença de ar e umidade
 Presença de substâncias ácidas no ar, como CO2 e
SO2.
 Ambientes salinos que possam aumentar a
condutibilidade elétrica.
Um exemplo desse processo vemos com facilidade
nas latas de conserva. Se a lata estiver amassada ou
após aberto, o metal entra em contato com a solução
salina da conserva criando uma deterioriazação do
metal, que poderá causar danos à sua saude.
Combate contra corrosão:
 Impedir o contato do metal com os meios corrosivos;
 Utilizar o metal de sacrifício (anodo de sacrifício);
Diversos objetos de metal são recobertos por uma
camada de metal nobre. Esse revestimento pode ser
produzido mergulhando o objeto em questão no metal de
revestimento líquido ou por eletrolise. Esse processo de
revestimento é conhecido como galvanosplastia.
4.) Exercícios:
01. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise
ígnea das substâncias:
a) KI; b) NiCl2.
02. (Fuvest-SP) Escreva a equação global das reações
que ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido,em
cadinho de platina e com eletrodos de platina.
03. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise
aquosa das substâncias a seguir, indicando os produtos
formados nos eletrodos e na solução:
a) CuBr2. b) AgNO3. c) CaCl2. d) Na2SO4.
04. Um importante ramo da Química é aquele em que se
faz a eletrólise de soluções aquosas de NaCl. Cite quatro
importantes substâncias produzidas por este processo e
escreva as equações químicas correspondentes.
05. Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução
aquosa, ocorre:
a) redução no pólo negativo com formação de ferro
metálico.
b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás
oxigênio.
c) redução no pólo positivo com liberação de gás
oxigênio.
d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2.
e) redução no pólo negativo com formação de gás
hidrogênio.
06. Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é
eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo
são, respectivamente:
a) S e Li. d) O2 e H2.
b) O2 e Li. e) SO2 e Li.
c) SO2 e H2.
Gabarito:
d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2.
e) redução no pólo negativo com formação de gás
hidrogênio.
06. Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é
eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo
são, respectivamente:
a) S e Li. d) O2 e H2.
b) O2 e Li. e) SO2 e Li.
c) SO2 e H2.
Gabarito:

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Eletroquímica

  • 1. C.E. Dom Pedro ii. QUÍMICA 2º Bimestre – Eletroquímica Você já imaginou como o mundo seria sem o uso de pilhas e baterias? A reportagem acima fala de um veículo movido a hidrogênio. Este veículo funciona porque possui um dispositivo chamado célula de hidrogênio ou célula combustível. Caro aluno, você já ouviu falar delas? Célula de combustível ou de hidrogênio é na verdade uma pilha! Ela possui um polo positivo e um polo negativo que utiliza o gás hidrogênio que, ao se combinar com o oxigênio capturado do ar, produz energia elétrica e vapor d’água. Os veículos movidos a H2 tem como grande desvantagem o fato de o gás hidrogênio ser um combustível muito caro. Mas a tendência é que esses ônibus circulem pelo mundo todo, pois permitem a produção de limpa energia, diminuindo a emissão de gases poluentes. A célula a combustível é um dispositivo eletroquímico que converte a energia química contida no hidrogênio em energia elétrica e água. O hidrogênio irá gerar energia para movimentar o motor elétrico do veículo, da mesma forma que ocorre dentro de uma pilha comum. A grande diferença é que, nessas células, os reagentes são continuamente repostos a partir de um reservatório externo, diferente das pilhas e baterias comuns, que quando os reagentes terminam, param de funcionar, restando apenas o seu descarte. E as baterias recarregáveis como as de celular e de computadores portáteis? Qual a diferença? As baterias são recarregáveis quando todas as suas semi- reações são reversíveis, ou seja, reações que ocorrem nos dois sentidos. Dentro dessas baterias, os reagentes são consumidos, gerando corrente elétrica para o funcionamento do celular, por exemplo. Quando a recarregamos, precisamos ligá-la a uma fonte de eletricidade para que a reação reversa ocorra, regenerando os reagentes necessários ao seu funcionamento. Assim, podemos utilizá-las novamente para a produção de energia. A invenção da pilha foi muito importante para a sociedade. Você já imaginou como as baterias são importantes para o uso da tecnologia ao nosso redor? É o avanço da ciência que descobre artefatos que facilitam muito o nosso cotidiano. Você consegue imaginar o mundo sem as pilhas e baterias? Agora que já sabemos da sua importância, vamos realizar uma atividade onde observaremos que através de uma reação química é capaz de transferir elétrons. Para descobrir como ocorre esta transferência de elétrons vamos realizar um experimento no qual você precisará de: - água; - um frasco transparente ou um tubo de ensaio - solução de sulfato de cobre (CuSO4) que pode ser comprado em loja de material de piscina; - um pedaço de esponja de aço ou um prego; - um bastão de vidro ou plástico, ou um canudo plástico. Observação importante: O sulfato de cobre (CuSO4) é utilizado como pesticida, germicida e aditivo para solo, entre outras coisas. Também é conhecido como azul de vitríolo e pode ser encontrado em casas de produtos agropecuários ou em lojas de material de piscina. Cuidado ao manuseá-lo! Ele pode ser tóxico em determinadas concentrações. Use luvas, óculos de proteção e máscara contra pó. Realizando o experimento: Dissolva um pouco de sulfato de cobre em água até a obtenção de uma coloração azulada e anote o aspecto inicial da solução. Em seguida, mergulhe a palha de aço na solução preparada. Se tiver dificuldade, use o bastão. Preste bastante atenção durante a realização desse experimento e relate, na tabela abaixo, as modificações ocorridas durante a transformação química. Ao realizar o experimento da atividade 1, você deve ter percebido as seguintes ocorrências, durante o experimento: - Sobre o pedaço de palha de aço se deposita um material sólido castanho avermelhado; - A intensidade da cor da solução diminui depois de um tempo; a palha de aço vai se “desmanchando”. Agora, Responda as seguintes questões com base no experimento realizado: 1. Por que ocorre a diminuição da intensidade da cor azul na solução de sulfato de cobre? Resposta: A intensidade da cor azulada da solução de sulfato de cobre é devido à presença de íons cobre II (Cu2+ ). Então, a diminuição da coloração , significa que esses íons “desaparecem” da solução. 2. O que ocorre com a palha de aço? Resposta: ocorre a deposição de um sólido castanho-avermelhado sobre o pedaço da palha de aço, essa cor é característica de materiais formados por átomos de cobre. 3. Você acredita que esta reação de oxido redução seja espontânea? 4. O que caracteriza uma reação espontânea?
  • 2. Reação de oxiredução espontâneas 1.) Número de oxidação (nox): Nox é definido como a carga elétrica teórica que o átomo adquiriria se a ligação covalente fosse rompida. Determinação do nox: Nox mais comuns M.A. +1 Hidrogênio +1(moleculares-HCl) MAT +2 -1 (iônicos - NaH) Halogênios -1 Oxigênio -2 ( maioria) Calcogênios -2 +1 (peróxidos – H2O2) S. Simples 0 +2 (com flúor – OF2) 2.) Reações de oxirredução: São reações onde há transferência de elétrons. Também são chamadas de reação redox. A oxidação e redução são processos simultâneos. Agente redutor: cede elétron. Sofre oxidação. Seu nox aumenta. Agente oxidante: recebe elétron. Sofre redução. Seu nox diminui. 0-2 Ex.: F2 + 2 K  2 F-1 + 2 K+1 0+1 Agente redutor: F2 ganha 1 e- F-1 Agente oxidante: K perde 1 e- K+1 3.) Potenciais de redução e oxidação: Potencial de redução (Ered) e potencial de oxidação (Eox) correspondemà tendencia de um composto se oxidar (perder elétron) ou se reduzir (receber elétron). Estes potenciais são determinados experimentalmente a partir do hidrogênio, que recebeu o valor padrão de 0,00V. As reações que aparecem na tabela representam apenas um aparte da reação total. Assim, elas são conhecidas como equação de semi-reação. 4.) Utilizando a tabela de oxirredução: Vamos comparar duas semi-reações: F2 + 2e- ↔ 2 F-1 Eºred = +2,87 V Na + 1e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 V Observando o potencial destas duas semi-reações, observamos que o F é o melhor agente de oxidação, pois seu potencial de redução é o maior. Assim a representação desta reação será: Redução: F2 + 2e- ↔ 2 F-1 Oxidação: 2Na+1 ↔ 2Na + 2e- Reação Global: F2 + 2Na ↔ 2 F-1 + 2Na+1 É possível calcular geração de energia de uma reação de oxirredução através da diferença de potencial (ddp), utilizando a equação abaixo: ∆E = Eºred - Eºox ou ∆E = Eºox + Eºred Assim, a ddp (∆E) para a equação entre F e Na é: ∆E = Eºred - Eºox ↔ ∆E = +2,87 – (- 2,71) = 5,58 V ddp (∆E) >0 = processo espontâneo ddp (∆E) <0 = processo não espontâneo 5.) Pilha: Em uma pilha, o oxidante e o redutor são mantidos em compartimentos (semicélulas eletroquímicas) separados. Para a geração de eletricidade, são necessários dois contatos elétricos entre os compartimento, que ão feitos por um condutor (como um fio metálico) e por uma ponte salina, como representado a seguir: Zn+2 + 2e- ↔ Znº Eºred = - 0,76V oxida (agente redutor) Catodo Cu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 V reduz (agente oxidante) Anodo Esta pilha é chamada de pilha de Danell, em homenagem ao seu inventor. A representação desta pilha é dada da seguinte forma: Zn+2 / Znº || Cu+2 / Cuº
  • 3. Anodo ponte Catodo salina Exercício resolvido Observem a figura a seguir,: A partir das semi-reações, mostre o anodo, o catodo, a reação global, sua representação e calcule a ddp. Cu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 V  Anodo Ag+ + e- ↔ Agº Eºred = +0,80 V  Catodo Calculando a ddp Anodo: Cuº ↔ Cu+2 + 2e- Eºred = +0,34 V Catodo: 2Ag+ + 2e- ↔ 2Agº Eºred = +0,80 V E. Global: 2Ag+ + Cuº ↔ 2Agº + Cu+2 ∆E = 0,46 V Representação: Cu+2 / Cuº || Ag+ / Agº 6.) Exercícios: 01. Na pilha eletro-química sempre ocorre: a) oxidação do cátodo. b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica. c) reação com diminuição de calor. d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo. e) reação de neutralização. 02. Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com circuito fechado, ocorre: a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre aumenta; b) o potencial do dois eletrodos diminui; c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre diminui; d) o potencial dos dois eletrodos aumenta; e) o potencial dos dois eletrodos não se altera. 03. (USP) Considere as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais normais de redução (E0): Ni+2 + 2e- ↔ Niº Eº = -0,25 V Au+3 + 3e- ↔ Auº Eº= 1,50 V O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi- reações será: a) +1,25 V d) –1,75 V b) –1,25 V e) +3,75 V c) +1,75 V 04. A reação que ocorre em uma pilha é representada pela seguinte equação: Mn + Cu++ ® Mn++ + Cu Sabendo-se que o potencial de óxido-redução do manganês é igual a +1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35 volts, e admitindo- se que a concentração dos íons é unitária, a voltagem da pilha será: a) 0,70 volts d) –0,70 volts b) –1,40 volts e) n.d.a. c) 1,40 volts 05. Dentre as espécies químicas representadas abaixo através de semi-reações: Na + 1e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 V Cu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 V Cl2 + 2e- ↔ 2 Cl-1 Eºred = +1,36 V Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante? a) Na b) Cu c) Na+ d) Cu+ e) Cl2 06. Considere os potenciais padrões de redução: semi-reação (em solução aquosa) potencial (volt) Ce4+ + 1e- ↔ Ce3+ +1,61 Sn4+ + 2e- ↔ Sn2+ +0,15 Qual das reações deve ocorrer espontaneamente? a) Ce4+ + Sn4+ ↔ Ce3+ + Sn2+ b) 2Ce4+ + Sn2+ ↔ 2Ce3+ + Sn4+ c) Sn4+ + Ce3+ ↔ Ce4+ + Sn2+ d) Ce3+ + Sn2+ ↔ Ce4+ + Sn4+ 07. (FUVEST) Na reação espontânea do exercício anterior, o oxidante e o redutor são, respectivamente: a) Ce4+ e Sn+2 d) Sn2+ e Ce4+ b) Ce4+ e Sn4+ e) n.d.a. c) Ce3+ e Sn2+ 08. (PUC) Conhecendo-se as seguintes equações de meia- célula e os respectivos potenciais padrão do eletrodo (E0): Sn2+ + 2e- ↔ Snº Eº = -0,14 volts Ag+ + e- ↔ Agº Eº= +0,80 volts Podemos concluir que a pilha eletroquímica que funciona segundo a reação: Snº + 2 Ag+ ↔ Sn2+ + 2 Agº. Apresentará, nas condições padrões, a seguinte diferença de potencial: a) 0,54 volts d) 1,46 volts b) 0,66 volts e) 1,74 volts c) 0,94 volts 09. (MACK) Uma cela eletroquímica é constituída pelas semi-celas Crº/Cr+3 e Ag/ Ag+ cujos valores potenciais Eº são: Crº ↔ Cr+3 + 3e- Eº = +0,75 volts Agº ↔ Ag+ + e- Eº = -0,80 volts Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a afirmação de que: a) O eletrodo, onde ocorre oxidação é o ânodo da cela. b) A voltagem da cela é de 1,55 volts. c) O cromo metálico reage e forma Cr+3. d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da solução, mas em direções opostas. e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para o cromo. Gabarito :
  • 4. Eletrólise: fluxo não expontõaneo de elétrons A energia elétrica pode ser produzida por meio de uma pilha. Mas, quando a intenção é recarregar uma pilha, haverá o consumo de nergiaelétrica, uma vez que o elétron deverá ser forçado a fluir em sentido contrário. 1.) Eletrólise ígnea: É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente elétric. Neste caso, a fonte de elétron, o polo negativo, deve ser externa ao sitema (um gerador, por exemplo). Catodo (-): Na+1 + 1e- ↔ Naº Eºred = -2,71 V Anodo (+): 2 Cl-1 ↔ Cl2 + 2e- Eºred = -1,36V Eq. Global Na+1 + 2 Cl-1 ↔ Naº + Cl2 ∆E = 4,07 V De maneira geral os cátions sofrem redução, originando os metais, e os ânions originam ametais na sua forma elementar, como Cl(g), O2(g), I2(s) e S(s). A eletrólise ígnea do KF, por exemplo, dá origem ao Kº (metálico) e F2 gasoso. 2.) Eletrólise em solução aquosa: Na eletrolise aquosa os íons livres, alguns compostos são hidrolisados. Alguns íons não sofrem esse tipo de eletrólise pois, pois competem com a água pela redução ou oxidação. Vejamos o exemplo da eletrólise aquosa do NaCl. No catodo temos 3 semi-reações, pois além dos íons Na+ , há a água e os íons H+ da sua autoionização. Catodo: Na+ (aq) + e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 V 2 H2O(l) + 2e- ↔ H2(g) + 2 OH- (aq) Eºred = -1,36 V 2 H2(aq) + 2e- ↔ H2(g) Eºred = -4,07 V O potencial dos íons Na+1 é mais baixo do que a da água. Assim é possível obter sódio metálico. A espécie reduzida, nesse caso, sempre será a água, sendo o gás H2, o produto catódico. Anodo: 2 Cl-1 (l) ↔ Cl2(g) + 2e- Eºred = -1,36 V 2 H2O(l) ↔ 4 H+ (aq) + O2(g) + 4e- Eºred = -1,23 V 4 OH- (aq) ↔ 2 H2O(l) + O2(g) + 4e- Eºred = -0,40 V Por meio dos potenciais, vemos que o gás cloro é o produto anódico, em virtude de um fator cinético: a oxidação do cloreto é mais rápida do que a da água. Uma ordem de prioridade de descarga na eletrólise, respsita a atabela abaixo: Metais alcalinos H2O ou H+ demais metais Metais alcalino-terrosos Mn2+ , Zn2+ , Fe2+ , Ni2+ , Cu2+ , Ag+ , Hg2+ , Au3+ ,...Alumínio (Al3+ ) Prioridade da descarga Ânions oxigenados ( NO3 -1 , SO4 -2 , ClO3 -1 ,...) H2O ou H+ Ânions não oxigenados ( Br-1 , I-1 , Cl-1 ,...) Fluoreto (F1 ) Hidrogenossulfato (H2SO4) 3.) Corrosão e galvanoplastia: Corrosão é um desgaste provocado por reações de oxirredução. Ocorre a formação de uma pilha entre a parte do metal que funciona como anôdo e outra ´parte da superfície do objeto metálico que funciona como catodo. Fatores que aceleram o processo corrosivo:  Presença de ar e umidade  Presença de substâncias ácidas no ar, como CO2 e SO2.  Ambientes salinos que possam aumentar a condutibilidade elétrica. Um exemplo desse processo vemos com facilidade nas latas de conserva. Se a lata estiver amassada ou após aberto, o metal entra em contato com a solução salina da conserva criando uma deterioriazação do metal, que poderá causar danos à sua saude. Combate contra corrosão:  Impedir o contato do metal com os meios corrosivos;  Utilizar o metal de sacrifício (anodo de sacrifício); Diversos objetos de metal são recobertos por uma camada de metal nobre. Esse revestimento pode ser produzido mergulhando o objeto em questão no metal de revestimento líquido ou por eletrolise. Esse processo de revestimento é conhecido como galvanosplastia. 4.) Exercícios: 01. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea das substâncias: a) KI; b) NiCl2. 02. (Fuvest-SP) Escreva a equação global das reações que ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido,em cadinho de platina e com eletrodos de platina. 03. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa das substâncias a seguir, indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução: a) CuBr2. b) AgNO3. c) CaCl2. d) Na2SO4. 04. Um importante ramo da Química é aquele em que se faz a eletrólise de soluções aquosas de NaCl. Cite quatro importantes substâncias produzidas por este processo e escreva as equações químicas correspondentes. 05. Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre: a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio.
  • 5. d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio. 06. Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente: a) S e Li. d) O2 e H2. b) O2 e Li. e) SO2 e Li. c) SO2 e H2. Gabarito:
  • 6. d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio. 06. Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente: a) S e Li. d) O2 e H2. b) O2 e Li. e) SO2 e Li. c) SO2 e H2. Gabarito: