Aula Eletroquímica

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DISCIPLINA: QUÍMICA 
		Eletroquímica
	
	Reações de Oxidação – Redução 
 	Pilhas 
Créditos da imagem: http://www.harpercollege.edu/
Exemplos de reações de Óxido - Redução
Fotossíntese
Corrosão de um navio
Oxidação de um prego
			Eletroquímica
	Reações de Oxidação – Redução (Redox ou Oxirredução) 
Reações de óxido-redução são aquelas que envolvem perda ou ganho de elétrons pelas espécies químicas envolvidas.
			Nox = carga elétrica
 Ambas, redução e oxidação, ocorrem simultâneamente nas reações de oxirredução.
 Oxidação: é a perda de elétrons e consequentemente o aumento do número de oxidação.
 Redução: é o ganho de elétrons e consequentemente a diminuição do número de oxidação.
		Reações de Óxido – Redução
<número>
	Agente Redutor e Agente Oxidante
Em toda a reação de Oxirredução haverá uma espécie química “doando” elétrons (oxidação) e outra recebendo elétrons (redução).
	 Zn⁰ + Cu2+ Cu⁰ + Zn2+ 
Agente redutor: é a espécie química que doa elétrons, o seu Nox aumenta.
Quem é o Agente redutor na reação acima?
	 R: O Zn, pois perdeu elétrons e o seu Nox aumentou.
Agente oxidante: é a espécie que recebe elétrons, o seu Nox diminui. 
Quem é o Agente oxidante na reação acima?
	 R: O Cu+2, pois ganhou elétrons e o seu Nox diminuiu.
	Regras para determinação do Nox
OBS.:
 O Nox deve ser determinado para cada átomo isoladamente
 Nos compostos iônicos, o Nox é a própria carga do íon.
 Nos compostos moleculares, o Nox é uma carga imaginária, sendo que o Nox negativo é atribuído ao átomo de maior eletronegatividade. 
Os átomos nos elementos das substâncias simples tem sempre Nox igual a zero.
 	Fe (s) H2 (g) N2 (g) O2 (g) O3 (g)	 Zn (s) Cu (s)	 Cℓ2 (g)		
 	Nox = 0 (zero)
O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
	Na+		Ca+2 Aℓ+3 	 F-	 S-2	 P-3
 Nox = +1 Nox = +2 Nox = +3 Nox = -1 Nox = -2 Nox = -3
	
3. Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos.
	Metais Alcalinos (1A)
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)	Nox = + 1	Exemplo: K2SO4. 
 Nox = + 1
	Metais Alcalinos-terrosos (2A)
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)	Nox = + 2	Exemplo: CaO. 
 Nox = + 2
	Zn (zinco)	Nox = + 2	Exemplo: ZnSO4. 
 Nox = + 2
	Ag (prata)	Nox = + 1	Exemplo: AgCℓ. 
 Nox = + 1
	Aℓ (alumínio)	Nox = + 3	Exemplo: Aℓ2O3. 
 Nox = + 3
6. Os halogênios apresentam Nox = -1 quando formam compostos binários, nos quais são os mais eletronegativos.
	HCℓ MnBr2 CCℓ4 OF2 
 	 -1 -1 -1 -1
Quando um halogênio esta presente em um composto com mais de dois elementos, geralmente seu Nox varia.
 NaCℓO3
 5+
7. A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre igual a zero.
		NaCℓ CaO H2 S O4 HNO3
		+1 -1 +2-2 2(+1)+6 -8 +1+5-6
Soma dos Nox zero zero zero zero
 
Determinação do NOx dos elementos
 ácido sulfúrico
 H2SO4
Pirofosfato de sódio íon dicromato
RECONHECIMENTO DE UMA REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 +1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
Ex1:	NaOH + HCℓ NaCℓ + H2O
 
 “Não é uma reação de oxidação-redução pois não houve mudança do Nox dos elementos químicos participantes”.
Ex2: KMnO4 + HCℓ KCℓ + MnCℓ2 + H2O + Cℓ2
(UFSC 2017) Jogos Olímpicos Rio 2016: piscina com água verde 
Após quase uma semana de tentativas de resolver o problema, o Comitê Organizador decidiu trocar toda a água (3,725 milhões de litros) de uma das piscinas para a prova de nado sincronizado. O problema ocorreu no dia da Cerimônia de Abertura dos Jogos, quando 80 litros de peróxido de hidrogênio foram colocados na água. O peróxido de hidrogênio, quando diluído em uma piscina que contém íons hipoclorito, inibe a ação deste último no combate à matéria orgânica que gera a turbidez da água, permitindo a proliferação de micro-organismos como as algas. A reação entre o hipoclorito de cálcio e o peróxido de hidrogênio é mostrada, de maneira simplificada, abaixo: 
 	Ca(CℓO)2 (aq) + 2 H2O2 (aq) CaCℓ2 (aq) + 2 H2O (ℓ) + 2 O2 (g)
						 Disponível em: . [Adaptado]. Acesso em: 11 ago. 2016. 
Sobre o assunto, é correto afirmar que: 
01. no peróxido de hidrogênio, o número de oxidação do oxigênio é -1. 
02. considerando o volume de água mencionado no enunciado, seriam requeridos 7,45 kg de Ca(CℓO)2 para que a concentração desse sal na piscina atingisse 2,00 mg/L.
04. entre o hipoclorito de cálcio e o peróxido de hidrogênio ocorre uma reação de oxidação-redução.
08. considerando que a piscina contenha apenas água pura e hipoclorito de cálcio, pode-se estimar que o pH da solução formada seja menor que 7,0.
16. para cada 143,1 g de Ca(CℓO)2 , seriam requeridos 34,0 g de H2O2 para que a reação entre ambos fosse dada como completa.
32. no hipoclorito de cálcio, o número de oxidação do cloro é -1.
64. em um dia quente de verão com temperatura da água de 30,0 °C, a decomposição completa de 2,862 kg de Ca(CℓO)2 em uma piscina mantida no nível do mar (1,00 atm) a partir da reação com excesso de H2O2 produziria 497 L de oxigênio gasoso. 
		Pilhas e Baterias
Pilha de Daniell
 Entendeu por quê é necessário a ponte salina?
 Observe como deve ser representada a ponte salina na equação global. 
 Perceba que as reações de oxidação (ânodo) e de redução (cátodo) que ocorrem nas semi-celas, podem ser representadas separadamente.
 	Representação resumida da reação
	 Zn / Zn+2 // Cu+2 /Cu
Voltímetro: é o aparelho que mede o Potencia Padrão do Eletrodo (E°), ou seja, ele mede a força eletromotriz da pilha (voltagem).
 diferença de potencial (ddp) 
Potencial Padrão do Eletrodo 
 Unidade: Volt
 voltagem
Condições padrão
Concentração da solução: 1 mol/L
Temperatura: 25 °C
Pressão: 1 atm
Eletrodo Padrão de Hidrogênio (Eº = 0)
 
Como calcular a voltagem ou ddp de uma pilha 
		
		E⁰ = E⁰Red/maior - E⁰Red/menor
		
		E⁰ = E⁰Red/Cu2+ - E⁰Red/Zn 
 E⁰ = + 0,34V - (-0,76 V) 
 E⁰ = + 1,10 V É UMA REAÇÃO ESPONTÂNEA!!
(Udesc – 2013) O alumínio é produzido por meio da eletrólise do óxido de alumínio, obtido pelo processamento da bauxita. A equação que representa a eletrólise é:
	 2 Aℓ2O3 (s) → 4 Aℓ (s) + 3 O2 (g)
 Sobre esta reação, é correto afirmar que o:
a) O2 é formado no cátodo. 
b) alumínio é oxidado. 
c) estado de oxidação do alumínio no Aℓ2O3 é +2. 
d) alumínio é reduzido. 
e) estado de oxidação do oxigênio no Aℓ2O3 é -3.
(Udesc – 2012) Uma importante aplicação das células galvânicas é seu uso nas fontes portáteis de energia a que chamamos de baterias. Considerando a reação espontânea de uma bateria alcalina descrita abaixo, é correto afirmar: 
	Zn (s) + MnO2 (s) + H2O (ℓ) → ZnO (s) + Mn(OH)2 (s) 
a) Zinco metálico é o agente redutor, pois sofreu redução no ânodo, perdendo dois elétrons.
O óxido de manganês sofre oxidação no cátodo, ao ganhar dois elétrons.
O óxido de manganês sofre redução no ânodo, ao ganhar dois elétrons.
Zinco metálico é o agente redutor, pois sofreu oxidação no cátodo, perdendo dois elétrons.
Zinco metálico é o agente redutor,pois sofreu oxidação no ânodo, perdendo dois elétrons.
(PUC-RIO 2007) Considere a célula eletroquímica abaixo e os potenciais das semi-reações:
Sobre o funcionamento da pilha, e fazendo uso dos potenciais dados, é INCORRETO afirmar que:
 a)  os elétrons “caminham” espontaneamente, pelo fio metálico, do eletrodo de níquel para o de cobre.
b)  a ponte salina é fonte de íons para as semi - celas.
c)  no ânodo ocorre a semi-reação Ni (s) → Ni2+(aq) + 2e-
d)  no cátodo ocorre a semi-reação Cu2+(aq) + 2e- → Cu (s)
e)  a reação espontânea que ocorre na pilha é: Cu (s) + Ni2+(aq) → Cu2+(aq) + Ni (s)
(PUC-MG) Considere a célula eletroquímica, representada pela equação global: 
		Niº + Cu2+ → Ni2+ + Cuº 
É correto afirmar que: 
a) há desgaste do eletrodo de cobre. 
b) o cobre sofre oxidação. 
c) o níquel funciona como ânodo. 
d) a solução de níquel dilui-se. 
e) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do cobre para o níquel.
 
(UFRS) A força eletromotriz (ddp) de uma pilha depende:
a) da natureza dos eletrodos.
b) do tamanho dos eletrodos.
c) da distância entre os eletrodos.
d) da forma dos eletrodos.
e) do volume de solução eletrolítica.
(Vunesp) A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha:
 
	Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
 
Podemos afirmar que:
 
a)      O zinco metálico é o cátodo.
b)      O íon cobre sofre oxidação.
c)      O zinco metálico sofre aumento de massa.
d)     O cobre é o agente redutor.
e)      Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre.
(MACKENZIE-SP) Considerando a pilha Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu° e sabendo que o zinco cede elétrons espontaneamente para íons Cu2+, é INCORRETO afirmar que: 
a) o eletrodo de cobre é o cátodo. 
b) o eletrodo de Zn é gasto. 
c) a ddp da pilha será de - 0,42 V
d) o eletrodo de zinco é o ânodo. 
e) a equação global da pilha é Zn° + Cu2+ → Zn2+ + Cu°
 (PUCCamp-SP) Nas pilhas secas, geralmente utilizadas em lanternas, há um envoltório de zinco metálico e um bastão central de grafite rodeado de dióxido de manganês e pasta úmida de cloreto de amônio e de zinco, conforme a figura a seguir
As reações são complexas, porém, quando o fluxo de corrente é pequeno, podem ser representadas por: 
ânodo: Zn (s) → 2e– + Zn2+ (aq) 
cátodo: 2 MnO2 (s) + 2NH4 + (aq) + 2e– → Mn2O3 (s) + 2 NH3 (g) + H2O (ℓ) 
À medida que a pilha seca vai sendo gasta, há aumento nas massas de:
 a) zinco metálico e água. 
b) dióxido de manganês e água. 
c) sais de amônio e de zinco. 
d) zinco metálico e dióxido de manganês. 
e) amônia, água, sais de zinco e óxido de manganês III.
Referencias Bibliográficas
SALVADOR, Edgard; USBERCO, João. Química. Volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002.
Imagens da internet
http://www.profpc.com.br/Exercícios
Prova amarela do vestibular da UFSC 2017
Questões de vestibulares de diversas instituições de ensino.