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ELETROQUÍMICA: CONCEITOS IMPORTANTES
Eletroquímica – Resumo de tópicos importantes  Oxidação : aumento de nox    perda de elétrons    quem oxida provoca redução    agente redutor Zn 0    Zn +2  + 2 e -  E 0  = + 0,76 V Redução : diminuição de nox    ganho de elétrons    quem reduz provoca oxidação    agente oxidante Cu +2  + 2 e -     Cu 0  E 0  = + 0,34 V ddp ou fem    diferença de potencial envolvida em uma reação de oxirredução. ddp = E  redução  cátodo   – E  redução  ânodo  ddp = + 0,34 – ( -0,76) = + 1,10 V ddp = E  redução  maior – E  redução  menor  ddp = + 0,34 – ( -0,76) = + 1,10 V ddp = pode ser dado também pela soma dos potenciais das reações: ddp =  + 0,76 + 0,34  = + 1,10 V  processo espontâneo    pilhas
Pilhas : processo espontâneo onde uma reação química gera corrente elétrica. No ânodo ( pólo negativo ), sempre ocorre oxidação; no cátodo ( pólo positivo ), sempre ocorre redução  Zn Cu V Zn +2   SO 4 - Cu +2   SO 4 -2 Zn +2 Ponte salina KCl Ânodo (-) : Zn 0     Zn +2  + 2e - Oxidação do zinco metálico Cátodo (+) : Cu +2  + 2e -     Cu 0 Redução dos íons cobre E 0 red Zn  = - 0,76 V E 0 red Cu  = +0,34V Reação Global: Zn 0  + Cu +2    Zn +2  + Cu 0 Para calcularmos a ddp da pilha :   E 0  = E 0 red (maior)  – E 0 red (menor)  = +0,34 – (-0,76) = + 1,10V Após certo tempo teremos um aumento na concentração na solução de sulfato de zinco, e uma diminuição na concentração da solução de sulfato de cobre. A lâmina de zinco desgasta e a de cobre sobre depósito de cobre metálico da solução que se reduz. - + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
gerador Na + Cl - gerador OH -  Na + Cl -   H + - - + + ânodo Oxidação ânodo Oxidação Cátodo redução Cátodo redução Eletrólise:  A eletrólise é um processo não espontâneo. Uma reação que não deveria ocorrer ocorre graças a um gerador que faz com que aconteça. No ânodo acontece a oxidação e no cátodo acontece a redução. Ânodo : 2 Cl -     Cl 2  + 2 e -   Cátodo : 2 Na +  + 2 e -    2Na 0  Reação Global :  2 Na +  + 2 Cl -     2 Na 0   + Cl 2   Eletrólise Ígnea do NaCl Eletrólise aquosa do NaCl Ânodo : 2 Cl -     Cl 2   + 2 e -   Cátodo : 2 H +  + 2e -     H 2 Reação Globa : 2Cl -  + 2Na +  + 2 H 2 O    2 NaOH  (aq)  + H 2  + Cl 2 Facilidade de descarga de cátions (ordem crescente) :  1A ,2A, Al +3   H +  Demais metais (Mn +2 , Zn +2 , Fe +2  , Ni +2 , Ag + , Cu +2 ... Facilidade de descarga de ânions (ordem crescente) : ânions oxigenados  OH -   ânions não oxigenados e HSO 4 - Importante! Descarga do H +  :  2 H +   + 2 e -     H 2 Descarga do OH -  :  2 OH -     H 2 O  + ½ O 2   + 2 e - + - - + e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
ELETRÓLISE COM ELETRODOS NÃO INERTES gerador - - + Cobre + Prata + Ouro Lama anódica Ag + Au Cu +2 Cu +2 Cu +2 Cu +2 SO 4 -2 SO 4 -2 Ânodo (+) :  Cu 0      Cu +2   + 2 e - oxidação Cátado (-) :  Cu +2   + 2e -     Cu 0 redução - + gerador - - + Cu +2 Cu +2 Cu +2 Cu +2 SO 4 -2 SO 4 -2 - + Término da eletrólise Enquanto existir cobre na amostra impura, vai ocorrer oxidação desse; se a amostra apresentar outros metais como ferro ou zinco, após a oxidação do cobre irá ocorrer a oxidação desses metais, levando-se em conta os potenciais de oxidação desses metais. Esse processo recebe o nome de  purificação eletrolítica . e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
ATENÇÃO! ÂNODO (OXIDAÇÃO)  CÁTODO (REDUÇÃO)  PILHA  POLO NEGATIVO  POLO POSITIVO ELETRÓLISE  POLO POSITIVO  POLO NEGATIVO REAÇÕES QUE OCORREM EM UMA PILHA DE COMBUSTÍVEIS CÁTODO (+):  O 2   + 2 H 2 O  + 4 e -      4 OH - ÂNODO (-)  :  2 H 2   + 4 OH -      4 H 2 O  + 4 e - REAÇÃO GLOBAL:  2 H 2   + O 2      2 H 2 O - + - + Eletrólise Ânodo  Cátodo Cátodo Ânodo Gerador - Pilha e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
Importante! Na eletrólise com eletrodos não inertes ( eletrodos que sofrem reação) o próprio ânodo sofre oxidação, o gerador prefere arrancar elétrons do próprio ânodo.Ex: eletrólise de solução de sulfato de cobre II com eletrodos de cobre. CuSO 4     Cu +2  + SO 4 -2 2 H 2 O    2 H +  + 2 OH - Ânodo (+) :  Cu 0     Cu +2  + 2 e - Cátodo ( -) :  Cu +2  + 2 e -     Cu 0 Reação global :  Zero
ELETRÓLISE – ASPECTOS QUANTITATIVOS Como queremos passar a matéria de uma maneira bem simples, o segredo dos exercícios de eletrólise, está no estudo da teoria. Sempre que possível desenhem o exercício. Na hora de resolver o exercício procure chegar na seguinte relação: Quando o fluxo é de 1 mol de elétrons (6,0x10 23  elétrons)    transportando uma carga de 1 Faraday (96.500 coulombs)    depositando uma massa correspondente a estequiometria da reação ou corresponde a a um equivalente da substância. 1 mol e -     6,0 x 10 23  e -     1 F    96.500 c    m    E Q = i . T    onde Q é a carga em coulombs; i é a intensidade da corrente em ampére; t é o tempo em segundos
Exemplo (Unimep-SP) A massa de sódio metálico depositada por uma corrente de 9,65 A, que atravessa uma massa de NaCl fundido durante 10 minutos é: ( Na = 23; F = 96.500 C) I- Vamos montar a o que está acontecendo na eletrólise: NaCl    Na +  + Cl - Ânodo :  2 Cl -     Cl 2   + 2 e - Cátodo : 2 Na +   + 2e -     2 Na 0 Reação Global:  2 Na +   + 2 Cl -     2 Na 0   + Cl 2 Como só nos interessa o sódio temos:  Na +   +  1 e -      Na 0 1 mol e -      96.500 C    deposita     1 mol de Na 0    23 gramas de Na 5.790 C ----------------------------------------x gramas x = 1,38 gramas de Na Cálculo da carga Q = i . T t = 10 min. = 10 x60 = 600 s i = 9,65 A Q = i . T = 9,65 x 600 = 5790 c
Algumas expressões que poderão ser usadas em alguns vestibulares: Relação entre Energia livre (em termoquímica você encontrará sobre o assunto) e a força eletromotriz de uma pilha:  G = - n . F .   E 0  G = Energia livre de Gibbs  E 0  = ddp da pilha  n = número de mols de elétrons posto em jogo na reação da pilha F = quantidade de faradays    não esqueça 1 faraday = 96.500 coulombs OBS: Nunca esqueça: quando   G < 0    reação espontânea.   G =   H – T .   S Variação de entropia (desordem de um sistema –melhor distribuição de matéria e/ou energia) temperatura absoluta

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TEORIA da ELETROQUÍMICA

  • 2. Eletroquímica – Resumo de tópicos importantes Oxidação : aumento de nox  perda de elétrons  quem oxida provoca redução  agente redutor Zn 0  Zn +2 + 2 e - E 0 = + 0,76 V Redução : diminuição de nox  ganho de elétrons  quem reduz provoca oxidação  agente oxidante Cu +2 + 2 e -  Cu 0 E 0 = + 0,34 V ddp ou fem  diferença de potencial envolvida em uma reação de oxirredução. ddp = E redução cátodo – E redução ânodo ddp = + 0,34 – ( -0,76) = + 1,10 V ddp = E redução maior – E redução menor ddp = + 0,34 – ( -0,76) = + 1,10 V ddp = pode ser dado também pela soma dos potenciais das reações: ddp = + 0,76 + 0,34 = + 1,10 V processo espontâneo  pilhas
  • 3. Pilhas : processo espontâneo onde uma reação química gera corrente elétrica. No ânodo ( pólo negativo ), sempre ocorre oxidação; no cátodo ( pólo positivo ), sempre ocorre redução Zn Cu V Zn +2 SO 4 - Cu +2 SO 4 -2 Zn +2 Ponte salina KCl Ânodo (-) : Zn 0  Zn +2 + 2e - Oxidação do zinco metálico Cátodo (+) : Cu +2 + 2e -  Cu 0 Redução dos íons cobre E 0 red Zn = - 0,76 V E 0 red Cu = +0,34V Reação Global: Zn 0 + Cu +2  Zn +2 + Cu 0 Para calcularmos a ddp da pilha :  E 0 = E 0 red (maior) – E 0 red (menor) = +0,34 – (-0,76) = + 1,10V Após certo tempo teremos um aumento na concentração na solução de sulfato de zinco, e uma diminuição na concentração da solução de sulfato de cobre. A lâmina de zinco desgasta e a de cobre sobre depósito de cobre metálico da solução que se reduz. - + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + K + Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
  • 4. gerador Na + Cl - gerador OH - Na + Cl - H + - - + + ânodo Oxidação ânodo Oxidação Cátodo redução Cátodo redução Eletrólise: A eletrólise é um processo não espontâneo. Uma reação que não deveria ocorrer ocorre graças a um gerador que faz com que aconteça. No ânodo acontece a oxidação e no cátodo acontece a redução. Ânodo : 2 Cl -  Cl 2 + 2 e - Cátodo : 2 Na + + 2 e -  2Na 0 Reação Global : 2 Na + + 2 Cl -  2 Na 0 + Cl 2 Eletrólise Ígnea do NaCl Eletrólise aquosa do NaCl Ânodo : 2 Cl -  Cl 2 + 2 e - Cátodo : 2 H + + 2e -  H 2 Reação Globa : 2Cl - + 2Na + + 2 H 2 O  2 NaOH (aq) + H 2 + Cl 2 Facilidade de descarga de cátions (ordem crescente) : 1A ,2A, Al +3 H + Demais metais (Mn +2 , Zn +2 , Fe +2 , Ni +2 , Ag + , Cu +2 ... Facilidade de descarga de ânions (ordem crescente) : ânions oxigenados OH - ânions não oxigenados e HSO 4 - Importante! Descarga do H + : 2 H + + 2 e -  H 2 Descarga do OH - : 2 OH -  H 2 O + ½ O 2 + 2 e - + - - + e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
  • 5. ELETRÓLISE COM ELETRODOS NÃO INERTES gerador - - + Cobre + Prata + Ouro Lama anódica Ag + Au Cu +2 Cu +2 Cu +2 Cu +2 SO 4 -2 SO 4 -2 Ânodo (+) : Cu 0  Cu +2 + 2 e - oxidação Cátado (-) : Cu +2 + 2e -  Cu 0 redução - + gerador - - + Cu +2 Cu +2 Cu +2 Cu +2 SO 4 -2 SO 4 -2 - + Término da eletrólise Enquanto existir cobre na amostra impura, vai ocorrer oxidação desse; se a amostra apresentar outros metais como ferro ou zinco, após a oxidação do cobre irá ocorrer a oxidação desses metais, levando-se em conta os potenciais de oxidação desses metais. Esse processo recebe o nome de purificação eletrolítica . e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
  • 6. ATENÇÃO! ÂNODO (OXIDAÇÃO) CÁTODO (REDUÇÃO) PILHA POLO NEGATIVO POLO POSITIVO ELETRÓLISE POLO POSITIVO POLO NEGATIVO REAÇÕES QUE OCORREM EM UMA PILHA DE COMBUSTÍVEIS CÁTODO (+): O 2 + 2 H 2 O + 4 e -  4 OH - ÂNODO (-) : 2 H 2 + 4 OH -  4 H 2 O + 4 e - REAÇÃO GLOBAL: 2 H 2 + O 2  2 H 2 O - + - + Eletrólise Ânodo Cátodo Cátodo Ânodo Gerador - Pilha e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e - e -
  • 7. Importante! Na eletrólise com eletrodos não inertes ( eletrodos que sofrem reação) o próprio ânodo sofre oxidação, o gerador prefere arrancar elétrons do próprio ânodo.Ex: eletrólise de solução de sulfato de cobre II com eletrodos de cobre. CuSO 4  Cu +2 + SO 4 -2 2 H 2 O  2 H + + 2 OH - Ânodo (+) : Cu 0  Cu +2 + 2 e - Cátodo ( -) : Cu +2 + 2 e -  Cu 0 Reação global : Zero
  • 8. ELETRÓLISE – ASPECTOS QUANTITATIVOS Como queremos passar a matéria de uma maneira bem simples, o segredo dos exercícios de eletrólise, está no estudo da teoria. Sempre que possível desenhem o exercício. Na hora de resolver o exercício procure chegar na seguinte relação: Quando o fluxo é de 1 mol de elétrons (6,0x10 23 elétrons)  transportando uma carga de 1 Faraday (96.500 coulombs)  depositando uma massa correspondente a estequiometria da reação ou corresponde a a um equivalente da substância. 1 mol e -  6,0 x 10 23 e -  1 F  96.500 c  m  E Q = i . T  onde Q é a carga em coulombs; i é a intensidade da corrente em ampére; t é o tempo em segundos
  • 9. Exemplo (Unimep-SP) A massa de sódio metálico depositada por uma corrente de 9,65 A, que atravessa uma massa de NaCl fundido durante 10 minutos é: ( Na = 23; F = 96.500 C) I- Vamos montar a o que está acontecendo na eletrólise: NaCl  Na + + Cl - Ânodo : 2 Cl -  Cl 2 + 2 e - Cátodo : 2 Na + + 2e -  2 Na 0 Reação Global: 2 Na + + 2 Cl -  2 Na 0 + Cl 2 Como só nos interessa o sódio temos: Na + + 1 e -  Na 0 1 mol e -  96.500 C  deposita  1 mol de Na 0  23 gramas de Na 5.790 C ----------------------------------------x gramas x = 1,38 gramas de Na Cálculo da carga Q = i . T t = 10 min. = 10 x60 = 600 s i = 9,65 A Q = i . T = 9,65 x 600 = 5790 c
  • 10. Algumas expressões que poderão ser usadas em alguns vestibulares: Relação entre Energia livre (em termoquímica você encontrará sobre o assunto) e a força eletromotriz de uma pilha:  G = - n . F .  E 0  G = Energia livre de Gibbs  E 0 = ddp da pilha n = número de mols de elétrons posto em jogo na reação da pilha F = quantidade de faradays  não esqueça 1 faraday = 96.500 coulombs OBS: Nunca esqueça: quando  G < 0  reação espontânea.  G =  H – T .  S Variação de entropia (desordem de um sistema –melhor distribuição de matéria e/ou energia) temperatura absoluta