Aula 07 - Eletroquímica
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Oxirredução
Muitas reações ocorrem por transferência de
elétrons;
Redução
Oxidação
Reação de oxirredução
Agente oxidante
Agente redutor
EXEMPLO
)(2)(2)()( 2 gaqaqs HZnClHClZn
NOX
Na Cl + -
Número de oxidação (nox) é a carga real (compostos
iônicos) ou virtual (compostos covalentes) que um átomo apresenta dentro de uma estrutura química.
O átomo de Sódio perdeu um elétron Nox = +1
O átomo de Cloro ganhou um elétron Nox = -1
+ Na Cl
- - Compostos iônicos -
- compostos covalentes -
• Metano (CH4)
- Eletronegatividade: C > H
• Clorometano (CH3Cl)
- Eletronegatividade: Cl > C > H
Carbono: NOX = -4
Hidrogênio: NOX = +1
Cloro: NOX = -1
Carbono: NOX = -2
Hidrogênio: NOX = +1
Regras de determinação do NOX
I - O Nox de qualquer elemento sob forma simples
é igual a zero.
Nox do O no O2 = 0.
Nox do O no O3 = 0.
Nox do C no diamante = 0.
Nox do C no Grafite = 0.
II - Alguns elementos possuem Nox fixo em seus
compostos:
• Metais alcalinos - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (Família IA) e
Ag: tem seu Nox = +1.
• Metais alcalino-terrosos (família IIA – Be, Mg, Ca, Sr,
Ba, Ra) e Zn: tem seu Nox = +2.
• Al: tem seu Nox = +3.
• F: tem seu Nox = -1 por ser o mais eletronegativo de
todos os elementos, sempre terá a tendência de
receber um elétron
IV - O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos
compostos, é igual a -2 . Ex: H2O.
• Nos peróxidos (O – O), o Oxigênio tem Nox = -1. Ex: H2O2.
• No Fluoreto de Oxigênio (OF2), o Oxigênio tem Nox = +2.
III- O nox do hidrogênio (H) pode ser +1 ou -1.
O nox do hidrogênio será +1 quando ligado a um elemento mais
eletronegativo e será -1 quando ligado a um elemento mais
eletropositivo.
Ex.: HCl NaH
V- Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita
da fórmula) possuem nox = -2.
Halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da
fórmula) possuem nox = -1.
VI – Em uma molécula ∑nox = 0.
• nox do fósforo na substância H3PO4(ácido fosfórico)?
3· (nox H) + x + 4 · (nox O) = 0
3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0
x = + 5
Em um íon ∑nox = carga do íon. • nox do cromo da substância Cr2O7-2 (dicromato)?
2 · x + 7 (nox O) = -2 2 · x + 7 (-2) = -2 x = +6
Reações de oxirredução
Semi-reações
𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑒−
Equação redox
2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)
2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐻2(g)
Células voltaicas ou galvânicas
Célula eletroquímica
Célula galvânica (pilhas)
Pilha de Daniel
Inventada por Jonh Daniel em 1836
Ainda não se conhecia a natureza dos elétrons
Células voltaicas simples
Células eletroquímicas
Ex 01. Descreva como montar uma célula
voltaica para gerar corrente elétrica usando a
reação:
Fe(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Fe2+
Célula voltaica com eletrodos
inertes
É utilizada quando reagentes e produtos não
podem ser usados como material de
eletrodo.
Os eletrodos inertes são construídos com
materiais que conduzem eletricidade, mas
que não são oxidados nem reduzidos na
célula.
2Fe3+(aq) + H2 (g) 2 Fe2+(aq) + 2H+(aq)
Notação para as células O diagrama de célula é escrito representando-
se os eletrodos com uma | para expressar as
interfaces entre as fases. A ponte salina é
indicada com ||.
Para facilitar a interpretação das convenções
para as células galvânicas, podemos também
fazer as seguintes assimilações:
Potencial da célula
O potencial da célula, E, é uma medida da habilidade da reação da célula de empurrar e puxar elétrons através de um circuito.
Uma reação com muito poder de puxar e empurrar elétrons gera um alto potencial de célula (uma alta voltagem).
Uma reação com pequeno poder de puxar e empurrar elétrons gera somente um baixo potencial (baixa voltagem).
Uma bateria descarregada é uma célula na qual a reação está no equilíbrio, de modo que perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a 0.
Potencial da célula
Existem milhares de células galvânicas possíveis, e assim muitos milhares de potenciais-padrão de células. Ao invés de imaginar todas essas diferentes células, é muito mais simples imaginar cada eletrodo como fazendo uma contribuição característica chamada potencial padrão, Eº.
Cada potencial padrão é a medida do poder de puxar elétrons de uma semi-reação de redução em um único eletrodo.
Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da celula, medido através do potencial-padrão da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.
Potencial da célula
O potencial-padrão para um eletrodo de
hidrogênio é igual a zero em todas as
temperaturas: Eº (H+,H2)=0.
O eletrodo de hidrogênio é, então, usado
para definir o potencial-padrão de qualquer
outro eletrodo.
Por exemplo, para determinar o potencial
padrão de um eletrodo de Zinco:
Eletrodo padrão de hidrogênio
É impossível medir o potencial absoluto de
um eletrodo metálico. Sendo assim, tornou-
se necessário adotar um padrão.
O padrão escolhido foi o denominado
eletrodo-padrão (ou eletrodo normal) de
hidrogênio. E por que de hidrogênio?
Potencial da célula
Potenciais-padrão podem ser tanto positivos
como negativos.
Quanto mais positivo o potencial, maior será
o poder de puxar da semi-reação de
redução, e então será maior a tendência da
espécie adquirir elétrons.
Em contraste, um potencial-padrão negativo
indica a tendência espontânea em descartar
elétrons
Potencial padrão de eletrodo
Como prever reações espontâneas
Ao comparar duas diferentes semi-reações
de redução, a previsão da espontaneidade
das semi-reações se dá pela análise dos
respectivos potenciais de redução.
A semi-reação com valor de potencial de
redução mais positivo irá acontecer como
redução e a outra semi-reação será de
oxidação.
Exemplo:
Logo, será espontâneo:
Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E
0 = - 0,25 V (oxidação)
Cd(s) Cd2+(aq) + 2e- E0 = + 0,40 V (redução)
Eq. Global: Ni2+(aq) + Cd(s) Ni(s) + Cd2+
(aq) E0 = + 0,15 V
mais positivo
Para previsões a partir do
potencial da pilha
REGRA PRÁTICA
Reação espontânea
Reação não
espontânea
00 E
ânodored
cátodoredred EEE )( 000
Potencial da célula e energia livre
1ª. Lei da termodinâmica: ΔU = q + w
F=
Eletrólise
É um processo não-espontâneo, em que a
passagem de uma corrente elétrica através
de um sistema líquido, no qual existam íons,
produz reações químicas.
As eletrólises são realizadas em cubas
eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é
produzida por um gerador (pilha).
Eletrólise ígnea
Na eletrólise ígnea, a substância pura está
no estado líquido (fundida), e não existe
água no sistema.
Ex: cloreto de sódio (NaCl), utilizando
eletrodos de platina.
Eletrólise em meio aquoso
Nesse tipo de eletrólise devemos considerar
não só os íons provenientes do soluto, mas
também os da água, provenientes de sua
ionização.
Eletrólise aquosa do cloreto de
sódio NaCl
Comparativo
Produtos da eletrólise
Qtde de eletricidade
Mols de e-
Mols de produtos
Massa de produto
F
Estequiometria
Massa molar
𝑸 = 𝑰𝒕 𝐐 = 𝐧𝐅 𝐧 = 𝑸
𝑭 =
𝑰𝒕
𝑭