Apostila de Química Geral (2013 )
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Apostila de Química Geral (2013 )


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Sn4+(aq) + 2e
- \uf0ae Sn (s) + 0,14 
Cu2+(aq) + 2e
- \uf0ae Cu(s) + 0,34 
H2O(l) + O2 (g) + 4 e
- \uf0ae 4 OH-(aq) + 0,40 
I2(s) + 2e
- \uf0ae 2 I-(aq) + 0,54 
O2(g) + 2H
+
(aq) +2e
-\uf0ae H2O2(aq) + 0,68 
Fe3+(aq) + e
- \uf0ae Fe2+(aq + 0,77 
Hg2
2+
(aq) + 2e
- \uf0ae 2Hg(l) + 0,79 
Ag+(aq) + e
- \uf0ae Ag(s) + 0,80 
O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
- \uf0ae 2H2O(l) + 1,23 
Cl2(g) + 2 e
- \uf0ae 2Cl-(aq) + 1,36 
Au 3+(aq) + 3 e
- \uf0ae Au (s) + 1,50 
MnO4
-
(aq) + 8H
+
(aq) + 5e
- \uf0ae Mn2+(aq) + 4H2O + 1,52 
 
 INSTITUTO DE ENGENHARIA e TECNOLOGIA - IET 
 
Química Geral 
CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BELO 
HORIZONTE 
Vejamos os cálculos para a pilha de Daniell, apresentada no início. Reação espontânea que ocorre na célula: 
Zn (s) + Cu
2+
(aq) \uf0ae Zn
2+
(aq) + Cu (s) 
 
Na tabela de potenciais de redução obtêm-se os potenciais dos pares envolvidos: 
 
Zn2+(aq) + 2e
- \uf0ae Zn(s) \uf065
o = - 0,76 volt menor potencial: anodo 
 
 Cu2+(aq) + 2e
- \uf0ae Cu(s) \uf065
o = 0,34 volt maior potencial: catodo 
 
Logo a voltagem da célula será: \uf044\uf065o = \uf065o Cu2+/Cu - \uf065
o
Zn2+/Zn = 0,34 - (-0,76) = 1,10 volt 
 
Com as reações de oxi-redução, que não ocorrem em células, procede-se analogamente; o potencial de redução do 
par que contém a espécie que se oxida (o redutor) é subtraído do potencial de redução do par que contém a espécie 
que se reduz (o oxidante). 
 
Por exemplo: para a reação 
 2Fe3+(aq) + Sn
2+
(aq) \uf0ae 2Fe
2+
(aq) + Sn
4+
(aq) 
 
 
 \uf044\uf065o = \uf065o Fe
3+
 / Fe
2+
 - \uf065
o
Sn
4+
 / Sn
2+ \uf044\uf065o = 0,77 - 0,14 = 0,63 volt 
 
 A diferença de potencial (\uf044\uf065o) permite determinar a espontaneidade da reação na condição padrão: 
 
\uf044\uf065o \uf03e 0 (positivo) reação espontânea 
\uf044\uf065o \uf03c 0 (negativo) reação não espontânea 
 
 Uma maneira simples de se calcular a diferença de potencial da célula é somar o potencial de redução de 
uma semi-reação com o potencial de oxidação da outra semi-reação: 
 
Reação global Zn (S) + Cu
2+
(aq) \uf0ae Zn
2+
(aq) + Cu(s) \uf044\uf065
o = ? 
 
A partir da equação global, escrevem-se as semi-reações de redução e de oxidação. Usando a tabela de potenciais de 
redução, escrevem-se os potenciais de redução e de oxidação (muda-se o sinal). 
 
Semi-reação de redução Cu2+(aq) + 2e
- \uf0ae Cu (s) \uf065
o = 0,34 V 
 
Semi-reação de oxidação Zn (S) \uf0ae Zn
2+
(aq) + 2e
- \uf065o = 0,76 V 
 
Somam-se o potencial de redução e o de oxidação: \uf044\uf065o = 0,34 + 0,76 = 1,10 volt 
 
 Independentemente de cálculos, a espontaneidade de reação de oxi-redução pode ser verificada apenas 
pela posição dos pares na tabela de potenciais de redução, desde que eles estejam colocados em ordem crescente. 
Serão espontâneas todas as reações entre a forma reduzida de um par e as formas oxidadas dos pares situados 
abaixo na tabela. 
 Nas células eletrolíticas ocorrem reações de oxi-redução não espontâneas devido à aplicação de um 
potencial externo, superior à voltagem da reação espontânea. A eletrólise, que é a denominação da reação não 
espontânea que ocorre na célula eletrolítica, tanto ocorre em solução como com o material fundido. Porém, nem 
sempre é possível prever as reações que ocorrem nos eletrodos devido a efeitos cinéticos, termodinâmicos, de 
concentração e das características dos eletrodos. 
 
 
 
 
 
 
 
 INSTITUTO DE ENGENHARIA e TECNOLOGIA - IET 
 
Química Geral 
CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BELO 
HORIZONTE 
 
 elétrons 
 + - 
 
Eletrólise do cloreto de 
sódio fundido (NaCl (l) ). 
 Na+ 
 Cl- 
 + - 
 ânodo 
cátodo 
 
 
Semi-reações nos eletrodos Reação na célula (eletrólise) 
 
2Cl- \uf0ae 2e- + Cl2 (g) (oxidação) 2Cl
- + 2Na+ \uf0ae 2 Na(l) + Cl2(g) 
2Na+ + 2e- \uf0ae 2Na(l) (redução) 
 
 Nesta aula serão investigadas algumas reações de oxi-redução por contato direto dos reagentes e com os 
reagentes separados, numa célula galvânica. Também será realizada uma eletrólise e investigados os produtos da 
reação não espontânea. 
Exercícios de fixação: 
 
1) O que são células eletroquímicas? 
 
 
 
2) Qual é a diferença entre uma célula galvânica e uma célula eletrolítica, em relação a fornecimento e 
consumo de energia? 
 
 
 
 
 
3) O que causa a transferência de elétrons entre os reagentes, em uma reação de oxi-redução ? 
 
 
 
 
4) Qual é o aparelho utilizado para medir a diferença de potencial em uma célula? 
 
 
5) Qual é a semi-reação utilizada como referência na medida dos potenciais elétricos? Escreva a semi-equação 
e o potencial correspondente a esta semi-célula. 
 
 
 
6) O que é condição padrão? 
 
 
 
7) O que é potencial padrão de redução? 
 
 
 
8) Qual é a importância de se saber a diferença de potencial de um sistema de oxirredução? 
 
 
 
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HORIZONTE 
Objetivos: 
\uf0b7 Prever a espontaneidade de reação a partir da tabela de potenciais de redução. 
\uf0b7 Montar uma célula de Daniell, medir sua voltagem e discutir seu funcionamento. 
\uf0b7 Montar uma célula eletrolítica, identificar os produtos e discutir o seu funcionamento. 
 
Procedimento Experimental: 
1- Reações entre metais e íons metálicos. 
 
a) Limpe com palha de aço as lâminas metálicas fornecidas (Fe e Cu). 
b) Deposite na superfície de cada uma delas, em locais diferentes, uma gota de solução 1,0 mol/L de solução dos 
cátions que lhe forem oferecidos. 
 
c) Espere alguns minutos e observe. A formação de cristais, ou o escurecimento da lâmina, indica que houve reação. 
Anote os resultados na tabela 
 
 Fe Cu 
Solução 
Solução 
Soluçâo 
 
\uf0b7 Escreva as equações da reação entre o metal e o cátion da solução, para as reações que ocorreram. 
 
 
 
 
\uf0b7 Calcule a diferença de potencial padrão