6ª aula Introdução a Eletroquímica

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A Caracterização das reações de oxidação-redução 
Introdução a Eletroquímica 
Processos Eletroquimicos são reações de oxidação-redução na qual: 
• A energia perdida em uma reação espontânea é convertida em eletricidade ou 
• Energia elétrica é usada para permitir que uma reação não-espontânea possa 
ocorrer. 
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 
0 0 2+ 2- 
2Mg 2Mg2+ + 4e- semi-reacão de Oxidação (perda de e-) 
O2 + 4e
- 2O2- semi-reação de Reducão (ganho de e-) 
Número de Oxidação 
 A carga que um átomo teria em uma molécula (ou em um 
composto iônico) se os elétrons forem completamente 
transferidos. 
1. Elementos livres (estado não combinado) cada átomo 
tem número de oxidação zero. 
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 
2. Para íons monoatômicos, o número de oxidação é 
igual à carga do íon. 
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 
3. O número de oxidação do oxigênio é, usualmente, –2. 
Em H2O2 e O2
2- sua carga é –1. 
4. O número de oxidação do hidrogênio é +1 exceto 
quando está ligado a metais em compostos binários. 
Nestes casos, seu número de oxidação é –1. 
6. A soma do número de oxidação de todos os atomos 
em uma molécula ou íon é igual a carga da molécula 
ou íon. 
5. Metais do Grupo IA possuem carga +1, Metais do grupo 
IIA possuem carga +2 e fluoreto é sempre –1. 
1. Escreva a esquação desbalanceada para a reação. 
Há oxidação de Fe2+ para Fe3+ pelo Cr2O7
2- em solução ácida? 
Fe2+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+ 
2. Dividir a equação nas duas semi-reações. 
Oxidação: 
Cr2O7
2- Cr3+ 
+6 +3 
Reducão: 
Fe2+ Fe3+ 
+2 +3 
3. Balancear os atomos usando O e H em cada semi-reação. 
Cr2O7
2- 2Cr3+ 
Balanceamento de Equações Redox 
Introdução a Eletroquímica 
4. Em meio ácido, adicionar H2O para balancear atomos de O e H
+ para 
balancear atomos de H. 
Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
5. Adicionar elétrons em um dos lados de cada semi-reação para balancear 
as cargas das semi-reações. 
Fe2+ Fe3+ + 1e- 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
6. Se necessário, equalize o número de elétrons em cada semi-reação 
multiplicando as semi-reações por um número apropriado. 
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
Balanceamento de Equações Redox 
Introdução a Eletroquímica 
Balanceamento de Equações Redox 
Introdução a Eletroquímica 
7. Somar as duas semi-reações. O número de elétrons de ambos os 
lados devem ser cancelados. 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- Oxidação: 
Reducão: 
14H+ + Cr2O7
2- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 
8. Verficiar se o número de atomos e as cargas estão balanceadas. 
14x1 – 2 + 6 x 2 = 24 = 6 x 3 + 2 x 3 
9. Para reações em meio básico, adicionar OH- para ambos os lados da 
equação para cada H+ que aparece na equação final. 
 
 
Escrever a equação iônica balanceada para representar a oxidação 
do íon iodeto (I-) pelo íon permanganato (MnO4
-) em meio básico 
para gerar iodeto molécular (I2) e óxido de mangânes (IV) (MnO2). 
 
 
 
 
 
 
Balanceamento de Equações Redox 
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Células Galvânicas 
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reação redox 
espontânea 
ânodo 
oxidação 
cátodo 
reducão 
Células Galvânicas 
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A diferença no potencial elétrico 
entre o cátodo e o ânodo é chamado: 
• voltagem da célula 
• força eletromotriz (fem) 
• potencial da célula 
Diagrama da célula 
Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq) 
[Cu2+] = 1 M e [Zn2+] = 1 M 
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) 
ânodo cátodo Ponte salina 
Separação das fases 
Potencial padrão de redução (E0) é o potencial associado com a 
reação de redução em um eletrodo quando todos os solutos estão na 
concentração 1 M e todos os gases estão à pressão de 1 atm. 
Potencial Padrão de Redução 
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E0 = 0 V 
Eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) 
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) 
Reação de redução 
Potencial Padrão de Redução 
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Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) 
Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Ânodo (oxidação): 
Cátodo (redução): 
Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ (1 M) + H2 (1 atm) 
Potencial Padrão de Redução 
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E0 = 0.76 V 
cell 
Potencial padrão (E0 ) cell 
0.76 V = 0 - EZn /Zn 
0 
2+ 
EZn /Zn = -0.76 V 
0 
2+ 
Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V 
E0 = EH /H - EZn /Zn cell 
0 0 
+ 2+ 
2 
E0 = Ecátodo - Eanodo cell 
0 0 
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 
Potencial Padrão de Redução 
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Pt (s) | H2 (1 atm) | H
+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) 
2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s) 
H2 (1 atm) 2H
+ (1 M) + 2e- Ânodo (oxidação): 
Cátodo (redução): 
H2 (1 atm) + Cu
2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M) 
E0 = Ecathode - Eanode cell 
0 0 
E0 = 0.34 V cell 
Ecell = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2 
0 0 0 
0.34 = ECu /Cu - 0 
0 
2+ 
ECu /Cu = 0.34 V 2+ 
0 
Introdução a Eletroquímica 
• Os valores de E0 referem-se 
as reações de semi-células no 
sentido direto; 
• Quanto mais positivo for o E0 
maior a tendência para a 
substância ser reduzida; 
• As reações das semi-células 
são reversíveis; 
• O sinal do E0 muda quando a 
reação é invertida; 
• Mudanças no coeficiente 
estequiométrico de uma 
reação de semi-célula não 
afetam o valor E0 
 
 
Uma célula galvânica consiste de um eletrodo de Mg em uma 
solução 1.0 M Mg(NO3)2 e um eletrodo de Ag em uma solução 1.0 M 
AgNO3. Calcule o potencial elétrico padrão desta célula à 25°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introdução a Eletroquímica 
Introdução a Eletroquímica 
16 
DG = -nFEcell 
DG0 = -nFEcell 
0 
n = número de mols de elétrons na reação 
F = 96,500 
J 
V • mol 
= 96,500 C/mol 
DG0 = -RT ln K = -nFEcell 
0 
Ecell 
0 = 
RT 
nF 
ln K 
(8.314 J/K•mol)(298 K) 
n (96,500 J/V•mol) 
ln K = 
= 
0.0257 V 
n 
ln K Ecell 
0 
= 
0.0592 V 
n 
log K Ecell 
0 
Termodinâmica das reações redox 
Introdução a Eletroquímica 
Termodinâmica das reações redox 
DG0 = -RT ln K = -nFEcell 
0 
Introdução a Eletroquímica 
Termodinâmica das reações redox 
Calcule a constante de equilibrio para a reação abaixo à 25°C: 
 
Sn(s) + 2Cu2+(aq) Sn2+(aq) + 2Cu+(aq) 
 
Calcule a energia livre padrão para a reação abaixo a 25°C: 
 
2Au(s) + 3Ca2+(1.0 M) 2Au3+(1.0 M) + 3Ca(s) 
 
O efeito da concentração no potencial da célula 
DG = DG0 + RT ln Q DG = -nFE DG0 = -nFE 0 
-nFE = -nFE0 + RT ln Q 
E = E0 - ln Q 
RT 
nF 
Equação de Nernst 
à 298 K: 
- 
0.0257 V 
n 
ln Q E 0 E = - 
0.0592 V 
n 
log Q E 0 E = 
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Prever se a reação abaixo é espontânea à 298 K: 
 
Co(s) + Fe2+(aq) Co2+(aq) + Fe(s) 
 
onde [Co2+] = 0.15 M e [Fe2+] = 0.68 M. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O efeito da concentração no potencial da célula 
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O efeito da concentração no potencial da célula 
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