Aula_7

Prévia do material em texto

FÍSICO-QUÍMICA 
 
Professor: Pedro Henrique Amorim 
Unidade II 
Equilíbrio Químico e Eletroquímica 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
G
 o
u
 S
 
ΔG < 0 
Uma mistura de reação tende a 
ajustar sua composição até que sua 
energia de Gibbs seja um mínimo. 
O critério termodinâmico para uma transformação espontânea, a 
temperatura e pressão constantes é: 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
Quanto mais próximo for do mínimo de energia de Gibbs, mais 
favorecido será os reagentes ou os produtos. 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
ΔrG = 0 
Uma determinada reação química estará em equilíbrio, a uma 
temperatura e pressão constantes se: 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
Uma determinada reação química estará em equilíbrio, a uma 
temperatura e pressão constantes se: 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
FUNDAMENTAÇÃO TERMODINÂMICA 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
Quando não estamos no equilíbrio, esta relação é chamada de 
quociente de reação ‘’Q” 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
Em termos das concentrações molares: 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO “ K ’’ 
RESPOSTA DO EQUILÍBRIO A MUDANÇAS 
RESPOSTA DO EQUILÍBRIO A MUDANÇAS 
Eletroquímica é a parte da química que estuda a relação entre 
corrente elétrica e as reações químicas de transferência de elétrons. 
Estas reações são chamadas de reações redox ou de óxido-redução. 
Há dois casos de particular interesse para a Eletroquímica: 
1° - Emprego controlado de reações redox espontâneas para gerar 
corrente elétrica. EX: pilhas e baterias. 
 
 
 Denomina-se célula (ou cela) galvânica (ou voltaica) um 
dispositivo no qual a ocorrência espontânea de uma reação redox 
permite a geração de corrente elétrica. Costumeiramente, também 
são chamadas de pilhas. 
 é uma célula eletroquímica que produz 
corrente elétrica como resultado da reação redox espontânea. 
Redução 
Cátodo 
Polo + 
Oxidação 
Ânodo 
Polo - 
 é uma célula eletroquímica que produz 
corrente elétrica como resultado da reação redox espontânea. 
Redução 
Cátodo 
Polo + 
Oxidação 
Ânodo 
Polo - 
Zn(S) + Cu
+2
(aq)  Cu(s) + Zn
2+
(aq) 
Cu+2(aq) + 2e
-  Cu(s) 
Zn(S)  Zn
2+
(aq) + 2e
- 
Processo 
global 
 é uma célula eletroquímica que produz 
corrente elétrica como resultado da reação redox espontânea. 
Aplicações 
2° - Uso de uma corrente elétrica para forçar a ocorrência 
de uma reação de óxido-redução que não ocorre 
espontaneamente, mas que é de interesse prático. 
 
 
 Uma reação não espontânea de óxido-redução que 
ocorre de modo forçado é denominada eletrólise, e o 
dispositivo em que ocorre tal processo é chamado de 
célula eletrolítica. 
: é uma célula eletroquímica em que uma reação redox não-
espontânea é forçada por uma fonte externa de corrente. 
Oxidação 
Ânodo 
Polo + 
Redução 
Cátodo 
Polo - 
: é uma célula eletroquímica em que uma reação redox não-
espontânea é forçada por uma fonte externa de corrente. 
Oxidação 
Ânodo 
Polo + 
Redução 
Cátodo 
Polo - 
2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2e
- 
2Na+ (aq) + 2e
-  2Na (s) 
Processo 
global 2Na
+
 (aq) + Cl
-
 (aq)  2Na (s) + Cl2 (g) 
: é uma célula eletroquímica em que uma reação redox não-
espontânea é forçada por uma fonte externa de corrente. 
Geralmente, no diagrama da célula, cátodo fica à direita e ânodo à 
esquerda. 
Eletrodo padrão de hidrogênio - Consiste de um eletrodo inerte de 
platina numa solução rica em íons H+ a uma concentração de 1,0 
mol L-1. A platina em si não toma parte na reação eletroquímica; ela 
age apenas como uma superfície na qual átomos de hidrogênio 
podem ser oxidados ou íons de hidrogênio podem ser reduzidos. 
Os valores de potencial, quando medidos nas condições padrão 
(soluções 1,0 mol L-1, pressão de 100 kPa a 25 °C) são chamados de 
potencial padrão de meia célula, e são obtidos pelo acoplamento 
das meias-células padrão dos vários metais ao eletrodo padrão de 
hidrogênio, ao qual é convencionado o valor de potencial de 0 
Volts. 
Ag+(aq) + e
- Ag(s) 
H2(g) +  2H
+
(aq) + 2e
- 
Ag+(aq) + H2(g)  Ag(s) + 2H
+
(aq) 
cátodo 
ânodo 
A série de potenciais e eletrodo padrão 
ΔE° = E° cátodo – E° ânodo 
Quanto menor for o potencial de 
eletrodo, os metais se tornam 
cada vez mais reativos, mais 
susceptíveis à oxidação, por outro 
lado, movendo-se para cima na 
tabela, ou seja, quanto maior for 
o potencial de eletrodo, menos 
reativo será o metal e menor a 
tendência á oxidação. 
ΔE° = E° direita– E° esquerda 
Fe2+ + 2e- Fe(s) E° = -0,440 V 
 
Cu2+ + 2e- Cu(s) E° = +0,340 V 
ΔE° = +0340 - (-0,440) 
ΔE° = +0340 +0,440 
ΔE° = + 0,780 V 
ΔE° = E°cátodo – E°ânodo 
Escreva a reação da pilha com as respectivas meias-reações de 
cada uma das pilhas seguintes 
Calcule o potencial de uma pilha de Daniell, operando a 25°C, na 
qual a concentração de íons Zn2+ = 0, 10 ml L-1 e Cu2+ = 0,0010 mol L-
1.(Dados: E° = 1,10 V) 
Exemplo 
Zn(S) + Cu
+2
(aq)  Cu(s) + Zn
2+
(aq) 
Pilhas no equilíbrio 
Quando a reação atinge o equilíbrio, a pilha não funciona, logo, 
Epilha = 0, logo, a equação de Nernst torna-se: 
Para 25 °C pode ser simplificada para: 
ln 𝐾 = 
Ʋ 𝐸°
0,0257
 
l𝑜𝑔 𝐾 = 
Ʋ 𝐸°
0,0592
 
Calcule a constante de equilíbrio, a 25° C, da reação seguinte, a 
partir dos dados de potenciais-padrão.