Aula 9 Eletroquimica

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20/05/2015
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FÍSICO-QUÍMICA
� Turma: 3001
� Código: CCE 0191
� Professora: Daniela Sayão
� E-mail: danisayao@hotmail.com
ELETROQUÍMICA
� Oxidação – perda de elétrons pelo átomo (Aumento NOx)
� Redução – ganho de elétrons pelo átomo (Diminuição NOx)
� Agente redutor – fornece elétrons à outra substância – se
oxida
� Agente oxidante – remove elétrons de outra substância -
se reduz
� Oxidante – oxida o redutor
� Redutor – reduz o oxidante
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PILHA
� Anodo – semi reação de oxidação
� Catodo – semi reação de redução
� A corrente elétrica flui do anodo para catodo porque existe
uma diferença de energia potencial elétrica entre os eletrodos
� Potencial de célula (E): diferença no potencial elétrico entre
o anodo e o catodo
� Potencial Padrão do eletrodo: são tabelados para a reação 
de redução (E°red)
� Unidade – Volt (V)
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo) E°cel=E°red + E°oxidou
Convenção
cél. galvânicas
polo negativo (anodo)
polo positivo (catodo)
cél. eletrolíticas
polo positivo (anodo)
polo negativo (catodo)
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Potenciais de oxirredução padrões a 25oC
Potenciais padrão de oxirredução
Exemplo: Considere uma mistura constituída de peças de Zn e Cr
em contato com soluções contendo Zn+2 e Cr+3 1 M. Que reação
ocorrerá nesta mistura?
Cr+3 + 3e ↔ Cr0 E°red= -0,74 V
De acordo com a tabela:
Zn+2 + 2e ↔ Zn0 E°red= -0,76 V
Cr possui o potencial de redução MAIOR do
que o do Zn – se reduz com mais facilidade!!
Cr irá se reduzir e o Zn irá se oxidar
Cr+3 + 3e ↔ Cr0 E°red= -0,74 V
Zn0 ↔ Zn+2 + 2e E°red= -0,76 V
X 2
X 3
2Cr+3 + 6e ↔ 2Cr0
3Zn0 ↔ 3Zn+2 +6e
2Cr+3 + 3Zn0 ↔ 2Cr0 +3Zn+2
Redução - catodo
Oxidação - anodo
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo)
E°cel=-074 – (-0,76)
E°cel=+0,02 V
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Outra forma de resolução:
Cr+3 + 3e ↔ Cr0 E°red= -0,74 V
De acordo com a tabela:
Zn+2 + 2e ↔ Zn0 E°red= -0,76 V
Cr possui o potencial de redução MAIOR do
que o do Zn – se reduz com mais facilidade!!
Cr irá se reduzir e o Zn irá se oxidar
Cr+3 + 3e ↔ Cr0
Zn0 ↔ Zn+2 + 2e 
X 2
X 3
2Cr+3 + 6e ↔ 2Cr0
3Zn0 ↔ 3Zn+2 +6e
2Cr+3 + 3Zn0 ↔ 2Cr0 +3Zn+2
Redução - catodo
Oxidação - anodo
E°cel=E°red + E°oxid
E°cel=-074 +0,76
E°cel=+0,02 V
E°red= -0,74 V
E°oxid= 0,76 V *
Ocorre a redução
Ocorre a oxidação
* Lembrete: Para se obter o valor dos potenciais de oxidação, basta inverter o sinal do respectivo
potencial de redução.
Espontaneidade de Reações Redox
� Variação da Energia de Gibbs
nFEG −=∆
A Variação da Energia de Gibbs é a medida de espontaneidade de
um processo que ocorre a temperatura e pressão constantes.
A fem (E) de uma reação redox indica se a reação é espontânea ,
podemos estabelecer uma relação entre ∆G e E
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Espontaneidade de Reações Redox
E° > 0
E° < 0
Reação Espontânea
Reação Não Espontânea
� Variação da Energia de Gibbs
nFEG −=∆
n = nº de elétrons transferidos
F = constante de Faraday
1 F = 96500 C/mol 1 F = 96500 J/Vmol
E = potencial (fem)
∆G < 0
∆G < 0
Espontaneidade de Reações Redox
Exemplo:
Baseado no E°, calcule a variação de ∆G para a seguinte reação:
2 Ag(s) + ½ O2 (g) + 2H
+ � 2Ag+(aq)+ H2O (l) 
2Ag(s) � 2Ag+(aq)+2e 
E°red= 0,80 V
O2 (g) + 4H
+(aq) + 4e � 2H2O (l) E°red= 1,23V
X 2 e Inverter a reação
Dividir por 2
Ag+(aq)+ e � Ag(s) 
1/2 O2 (g) + 2H
+(aq) + 2e � H2O (l) 
2 Ag(s) + ½ O2 (g) + 2H
+ � 2Ag+(aq)+ H2O (l) 
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo)
E°cel=1,23 – 0,80
E°cel=0,43 V
Redução - catodo
Oxidação - anodo
nFEG −=∆
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Espontaneidade de Reações Redox
� Exemplo (Cont.)
nFEG −=∆ °
2 Ag(s) + ½ O2 (g) + 2H
+ � 2Ag+(aq)+ H2O (l) 
n = nº de elétrons transferidos
1 F = 96500 J/Vmol E°cel=0,43 V
n = 2
∆G° = -2 x 96500 x 0,43
∆G° = -82,99 kJ/mol
∆G° < 0 E° > 0 Reação Espontânea
Equação de Nernst
� Efeito da concentração
Todos os exemplos que falamos até agora, a concentração de
reagentes era de 1 mol/L.
Condição padrão (E°):
� Concentração: 1,0 M
� Pressão: 1,0 atm
� Temperatura: 25 ºC
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Equação de Nernst
� Efeito da concentração
Quando a concentração é diferente da padrão, se estabelece uma
nova dependência com a concentração de reagentes
Q
n
EE log0592,0 ×−°=
E= Potencial em condições não-padrão
E°= Potencial padrão
n= Número de elétrons transferidos na semi-reação
Q= Quociente de reação
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
BA
DCQ =aA + bB � cC + dD
Equação de Nernst
� Exemplo:
Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula abaixo:
[ ] LmolSn /15,02 =+
Sn(s)|Sn+2(aq)||Ag+1(aq)|Ag(s) 
[ ] LmolAg /7,11 =+
Anodo (esquerda): Sn+2(aq)+2e � Sn(s)
Catodo (direita): Ag+(aq)+ e � Ag(s) E°red= 0,80 V
E°red=-0,14V
Redução - catodo
Oxidação - anodo
Inverter
a reação
Sn(s ) � Sn+2(aq)+2e
X 2
2Ag+(aq)+ 2e � 2Ag(s) 
Sn(s ) +2Ag+(aq) � Sn+2(aq)+2Ag(s) 
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo)
E°cel=0,80 – (-0,14)
E°cel=0,94 V
Q
n
EE log0592,0 ×−°=
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Equação de Nernst
� Exemplo (cont):
Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula abaixo:
[ ] LmolSn /15,02 =+
Sn(s)|Sn+2(aq)||Ag+1(aq)|Ag(s) 
[ ] LmolAg /7,11 =+
E°cel=0,94 V
Q
n
EE log0592,0 ×−°=
n = 2
ba
dc
BA
DCQ
][][
][][
= 21
12
][
][
+
+
=
Ag
SnQ 2)7,1(
15,0
=Q
2)7,1(
15,0log
2
0592,094,0 ×−=E VE 978,0= E =0,98 V
* Repare que E é mais positivo que E°, mostrando que a reação tem uma tendência
maior de ocorrer nessas concentrações do que quando as concentrações são de 1 mol/L.
Reações Espontâneas
Exemplo: Diga se a reação ocorre espontaneamente a 25°C se todos
os reagentes e produtos se encontram no estado padrão
Sn+2(aq)+2I- (aq) � 2Sn(s)+ I2 (aq) 
I2 (aq) + 2e �2I
- (aq)
Sn+2(aq) + 2e � 2Sn(s) E°red= -0,14V
OxidaçãoE°red= 0,53V
Redução +2 � 0
-1 � 0 ���� NOx
���� NOx
Reação não espontânea
2I- (aq) � I2 (aq) + 2e
Sn+2(aq) + 2e � 2Sn(s)
Inverter
a reação
Sn+2(aq)+2I- (aq) � 2Sn(s)+ I2 (aq) 
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo)
E°cel=-0,14 – (0,53)
E°cel=-0,67V
Para a reação ser espontânea, ela deveria estar ocorrendo ao contrário:
Sn+2(aq)+2I- (aq)  2Sn(s)+ I2 (aq) 
2Sn(s)+ I2 (aq) � Sn
+2(aq)+2I- (aq) 
E° < 0
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Reações Espontâneas
Exemplo: Diga se a reação ocorre espontaneamente a 25°C se todos
os reagentes e produtos se encontram no estado padrão
Sn+2(aq)+2I- (aq) � 2Sn(s)+ I2 (aq) 
I2 (aq) + 2e �2I
- (aq)
Sn+2(aq) + 2e � 2Sn(s) E°red=-0,14V
OxidaçãoE°red= +0,53V
Redução +2 � 0
-1 � 0 ���� NOx
���� NOx
� Quem sofre redução � agente oxidante � ���� Nox � Sn
� Quem sofre oxidação � agente redutor � ���� Nox � I
� O agente oxidante deve estar abaixo do agente redutor
para que a equação seja espontânea!!
Sn está ACIMA do I na Tabela Reação não espontânea
Reações Espontâneas
Exemplo: Ag+1(aq) a 25°C e concentração de 1mol/L pode oxidar
Cu(s) para formar Ag (s) e Cu+2?
Ag+(aq)+ e � Ag(s) E°red= 0,80 V
Cu(s ) � Cu+2(aq)+2e E°red= 0,34 V
Redução +1 � 0 ���� NOx
Oxidação 0 � +2 ���� NOx
2Ag+(aq)+ 2e � 2Ag(s) 
Cu(s ) � Cu+2(aq)+2e
2Ag+(aq)+ Cu(s ) � Cu+2(aq) + 2Ag(s) 
E°cel=E°red(catodo) – E°red(anodo)
E°cel= 0,80 – (0,34)
E°cel= 0,80 – (0,34)
E°cel= 0,46 V
E° > 0 Reação espontânea
Ag está ABAIXO do Cu na Tabela
Pela Tabela: � Quem sofre redução � agente oxidante � ���� Nox � Ag
� Quem sofre oxidação � agente redutor � ���� Nox � Cu
Reação espontânea
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Equação de Nernst no equilíbrio
A reação não apresenta tendência de ocorrer em uma direção ou na
outra – não existe diferença de potencial.Quando a reação está em equilíbrio, a célula galvânica não produz
tensão.E°=0 V.
No equilíbrio a energia livre de Gibbs dos produtos é igual a energia
livre de Gibbs dos reagentes. ∆G = 0
Neste caso, o quociente de reação Q será igual a constante de
equilíbrio da reação, K. Q = K