Introdução à Eletroquímica

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ELETROQUÍMICA
INTRODUÇÃO À ELETROQUÍMICA
A eletroquímica é a parte da química que estuda os fenômenos químicos e
elétricos gerados por reações químicas espontâneas e não espontâneas.
REAÇÕES ESPONTÂNEAS → Pilhas, Células galvânicas e baterias.
REAÇÕES NÃO ESPONTÂNEAS → Transformação química gerada pela
passagem forçada de corrente elétrica.
Corrente elétrica→ Eletrólito→ Eletrólise
● Qual o fenômeno comum à combustão, à ferrugem, às baterias e à respiração
celular?
REAÇÃO QUÍMICA → REAÇÃO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
Para que uma substância doe elétrons, deve haver outra pronta para recebê-los.
Portanto, toda reação de oxidação ocorre simultaneamente com uma reação de
redução.
➔ Combustão (Oxidação Rápida): Reação química onde uma substância
queima em contato com o oxigênio, liberando calor e luz.
➔ Ferrugem (Oxidação Lenta): É a corrosão do ferro que acontece quando o
metal reage com oxigênio e umidade, formando óxidos de ferro.
➔ Baterias (Reação Redox): Funcionam por meio de reações de oxidação e
redução que ocorrem dentro da célula, gerando eletricidade.
➔ Respiração celular (Oxidação Controlada): É o processo pelo qual as células
quebram a glicose e outros nutrientes com a ajuda do oxigênio para liberar
energia.
Os compostos aptos a aceitar elétrons são denominados agentes oxidantes,
pois promovem a oxidação das espécies doadoras, ao mesmo tempo que sofrem a
redução. Já os compostos com tendência a doar elétrons são chamados agentes
redutores, pois causam a redução da espécie receptora por meio da sua própria
oxidação.
OXIDAÇÃO → Espécie perde elétrons e o NOX aumenta.
REDUÇÃO → Espécie recebe elétrons e o NOX diminui.
● Reação de oxirredução entre zinco e cobre:
➔ O zinco perde 2 elétrons, seu NOX aumenta, ocorrendo oxidação; portanto, é
o agente redutor.
➔ O cobre ganha 2 elétrons, seu NOX diminui, ocorrendo redução; portanto, é o
agente oxidante.
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO (NOX)
Para saber quem perde elétrons e quem
ganha, atribui-se números de oxidação.
➔ Representa a carga elétrica de um íon, indicando quantos elétrons um átomo
ganhou ou perdeu durante uma reação química, seja por meio de ligações
iônicas ou covalentes.
➔ Ligações iônicas: quantidade de elétrons que o átomo cedeu ou ganhou.
➔ Ligações covalentes: quantidade de elétrons que seria cedida ou recebida
pelos átomos se as ligações fossem rompidas e os elétrons ficassem com os
átomos mais eletronegativos.
➔ Alguns elementos têm carga variável, dependendo do tipo de ligação que
formam e dos átomos com os quais estão ligados. Outros, por sua vez,
apresentam carga fixa em determinadas situações.
REGRA 1: Em elementos livres e substâncias simples, o número de oxidação é
zero.
ex: , , , ,𝐹𝑒0 𝑍𝑛0 𝐴𝑢0 𝐻
2
0 0
2
0
REGRA 2: Em íons monoatômicos, o estado de oxidação é igual à carga livre do
íon.
ex: , ,𝑁𝑎+1 = + 1 𝐶𝑙−1 = − 1 𝑃−3 = − 3
REGRA 3: O hidrogênio tem estado de oxidação +1 e o oxigênio tem estado de
oxidação -2 na maioria dos compostos.
exceções: : hidretos de metais, em que o número de oxidação do hidrogênio é -1, e
peróxidos, em que o número de oxidação do oxigênio é -1.
● Hidreto: Composto binário em que o cátion da fórmula pertence às famílias
1A ou 2A , sendo o ânion o hidreto ( ). Como , , dentre outros.𝐻−1 𝑁𝑎𝐻 𝐶𝑎𝐻
2
Neste caso o NOX do hidrogênio será -1.
● Peróxido: Composto binário em que o cátion da fórmula pertence às famílias
1A ou 2A , sendo o ânion ( ). Como , , dentre outros. Neste caso0
2
−2 𝑁𝑎
2
𝑂
2
𝐻
2
𝑂
2
o NOX do oxigênio será -1.
REGRA 4: Alguns elementos químicos possuem número de oxidação fixo devido às
suas características eletropositivas ou eletronegativas.
1A – Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs), Frâncio (Fr)
2A – Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba), Rádio (Ra)
REGRA 5: Os elementos químicos Cloro (Cl), Bromo (Br) e Iodo (I) possuem NOX =
-1 quando forem os elementos mais eletronegativos de uma substância composta,
exceto quando estiverem ligados ao flúor, oxigênio e nitrogênio.
ex: , ,𝐻𝐶𝑙−1 𝑁𝑎𝐵𝑟−1 𝐻𝐶𝑙𝑥𝑂
4
REGRA 6: A soma de todos os números de oxidação dos átomos de uma molécula
deve ser zero. Para íons, a soma dos números de oxidação deve ser igual à sua
carga.
ex: Σ(𝑁𝑂𝑋) = 0 Σ(𝑁𝑂𝑋) = 𝐶
● Determine o número de oxidação:
a) 𝐹𝑒
2
𝑂
3
b) 𝐾𝐶𝑙𝑂
3
c) 𝑁𝐻
4
𝑁𝑂
3
d) 𝐻
2
𝑂
2
e) 𝑆𝑂
4
−2
f) 𝑀𝑛𝑂
4
−
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Como as reações de oxirredução são compostas por dois processos
químicos, é mais prático representá-los por meio de duas reações parciais, ou
semirreações - uma delas referente ao processo de oxidação e a outra, ao de
redução. Quando as semirreações são somadas, resultam na reação química global.
BALANCEAMENTO POR OXIRREDUÇÃO
O balanceamento por oxirredução é um método utilizado para igualar as
quantidades de reagentes e produtos de uma reação química sempre que ocorre a
variação do número de oxidação dos elementos participantes.
REGRA 1: Determinar o número de oxidação (NOX) de cada elemento na reação a
ser analisada.
REGRA 2: Identificar a variação do NOX e representá-la como ΔNOX. Multiplicar
essa variação pelo coeficiente da substância com maior atomicidade.
REGRA 3: Inverter o ΔNOX e atribuir o número de oxidação de um elemento como
coeficiente de outro elemento.
REGRA 4: Finalizar o processo de balanceamento utilizando o método de tentativa e
deixar o balanceamento dos elementos hidrogênio e oxigênio para o final.
REAÇÕES ESPONTÂNEAS: PILHAS E BATERIAS
Pilhas e baterias são dispositivos
eletroquímicos cuja função é a
conversão da energia química em
energia elétrica, assim como seu
armazenamento.
Este processo ocorre pelas reações de
transferência de elétrons entre diferentes
espécies, por meio de processos de
oxirredução.
PILHAS
Uma pilha consiste em um dispositivo composto por apenas dois eletrodos,
separados por um componente com capacidade de conduzir íons, podendo ser
líquido, sólido ou em forma de gel.
PILHA DE DANIELL
➔ ÂNODO: Eletrodo que sofre oxidação, corresponde ao polo negativo.
➔ CÁTODO: Eletrodo que sofre redução, corresponde ao polo positivo.
O eletrodo onde ocorre a oxidação é corroído, e a concentração da solução
aumenta.
O eletrodo onde ocorre a redução, há um aumento de massa, e a concentração da
solução diminui.
POTENCIAL DE REDUÇÃO PADRÃO
É a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer
oxirredução nas condições padrão.
CONDIÇÃO PADRÃO
✔concentração da solução: 1 mol/L
✔pressão: 1 atm
✔temperatura: 25°C
Exemplo: Considere as semirreações e os respectivos potenciais padrão de
eletrodo constantes da tabela e a pilha a seguir:
a) Na ponte salina os elétrons migram do eletrodo de prata para o eletrodo de
chumbo
b) O eletrodo de prata é o ânodo
c) A diferença de potencial da célula é 0,54 V
d) A equação global da pilha é + → +𝑃𝑏 2𝐴𝑔+ 𝑃𝑏2+ 2𝐴𝑔
e) O pólo negativo da pilha é o eletrodo de prata
Exemplo: Considere as semirreações e os respectivos potenciais padrão de
eletrodo constantes da tabela e a pilha a seguir:
Relativamente à pilha anterior, começando a funcionar, fazem-se as afirmações:
a) A reação global da pilha é + → +𝐶𝑢 2𝐴𝑔+ 𝐶𝑢2+ 2𝐴𝑔
b) O eletrodo de prata é o polo positivo.
c) No ânodo, ocorre a oxidação do cobre.
d) A concentração de íons de na solução irá diminuir.𝐴𝑔+
e) A massa da barra de cobre irá diminuir.
Quais são corretas?
Exemplo: Em uma usina de biocombustíveis, pesquisadores estão desenvolvendo
uma pilha que utiliza uma reação eletroquímica entre o etanol e o oxigênio para
gerar eletricidade. Eles descobriram que, em condições padrão a reação redox pode
ser representada da seguinte forma:
Calcule o potencial de célula da pilha sob condições padrão.
BATERIAS
Uma bateria é composta por um conjunto de pilhas organizadas em série ou
em paralelo, garantindo maior tensão ou capacidade em relação aos dispositivos
individuais.
REAÇÕES NÃO ESPONTÂNEAS: ELETRÓLISE
➔ PILHA: Processo eletroquímico espontâneoque converte energia química em
energia elétrica.
➔ ELETRÓLISE: Processo eletroquímico não espontâneo que converte energia
elétrica em energia química.
A eletrólise é o processo de
decomposição de um composto
iônico pela passagem de
corrente elétrica, que ocorre em
uma célula eletrolítica, a qual
consome energia elétrica ao
contrário de uma célula galvânica
que a gera
➔ ELETRÓLITO: Substância que está sendo decomposta na eletrólise. Pode
ser uma solução líquida ou um sal fundido. O eletrólito contém íons que são
responsáveis pela condução da corrente elétrica durante o processo.
➔ ÂNODO: Eletrodo positivo no qual ocorre a oxidação. Durante a eletrólise, os
cátions positivos são atraídos para o ânodo, onde perdem elétrons.
➔ CÁTODO: Eletrodo negativo no qual ocorre a redução. Durante a eletrólise,
os ânions negativos são atraídos para o cátodo, onde ganham elétrons.
ELETRÓLISE ÍGNEA
É o processo de decomposição de um composto iônico em estado fundido,
sem a presença de água, pela passagem de corrente elétrica.
Os compostos iônicos apresentam pontos de
fusão elevados, como no caso da eletrólise
ígnea do , cuja temperatura de fusão é𝑁𝑎𝐶𝑙
800ºC
ELETRÓLISE AQUOSA
É o processo de decomposição de um composto iônico dissolvido em água,
pela passagem de corrente elétrica, onde tanto os íons do composto quanto os íons
da água podem participar.
EXEMPLO: (UFMG-MG) Um método industrial utilizado para preparar sódio metálico
é a eletrólise de cloreto de sódio puro fundido. Com relação à preparação de sódio
metálico, é incorreto afirmar que:
a) a formação de sódio metálico ocorre no eletrodo negativo.
b) a eletrólise é uma reação espontânea.
c) a quantidade, em mol, de cloro (Cℓ2) formada é menor que a de sódio metálico.
d) a quantidade de sódio metálico obtido é proporcional à carga elétrica utilizada.
EXEMPLO: (CESGRANRIO-RJ) Um dos métodos de obtenção de sódio metálico é a
eletrólise ígnea de cloreto de sódio. Nesse processo, com a fusão do sal, os íons:
a) Cℓ– cedem elétrons aos íons Na+, neutralizando as cargas elétricas.
b) Cℓ– ganham prótons e se liberam como gás cloro.
c) Cℓ– são atraídos para o cátodo e nele ganham elétrons.
d) Na+ são atraídos para o ânodo e nele perdem elétrons.
e) Na+ ganham elétrons e transformam-se em Na°