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Oxirredução Muitas reações ocorrem por transferência de elétrons; Redução Oxidação Reação de oxirredução Agente oxidante Agente redutor EXEMPLO )(2)(2)()( 2 gaqaqs HZnClHClZn NOX Na Cl + - Número de oxidação (nox) é a carga real (compostos iônicos) ou virtual (compostos covalentes) que um átomo apresenta dentro de uma estrutura química. O átomo de Sódio perdeu um elétron Nox = +1 O átomo de Cloro ganhou um elétron Nox = -1 + Na Cl - - Compostos iônicos - - compostos covalentes - • Metano (CH4) - Eletronegatividade: C > H • Clorometano (CH3Cl) - Eletronegatividade: Cl > C > H Carbono: NOX = -4 Hidrogênio: NOX = +1 Cloro: NOX = -1 Carbono: NOX = -2 Hidrogênio: NOX = +1 Regras de determinação do NOX I - O Nox de qualquer elemento sob forma simples é igual a zero. Nox do O no O2 = 0. Nox do O no O3 = 0. Nox do C no diamante = 0. Nox do C no Grafite = 0. II - Alguns elementos possuem Nox fixo em seus compostos: • Metais alcalinos - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (Família IA) e Ag: tem seu Nox = +1. • Metais alcalino-terrosos (família IIA – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) e Zn: tem seu Nox = +2. • Al: tem seu Nox = +3. • F: tem seu Nox = -1 por ser o mais eletronegativo de todos os elementos, sempre terá a tendência de receber um elétron IV - O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos compostos, é igual a -2 . Ex: H2O. • Nos peróxidos (O – O), o Oxigênio tem Nox = -1. Ex: H2O2. • No Fluoreto de Oxigênio (OF2), o Oxigênio tem Nox = +2. III- O nox do hidrogênio (H) pode ser +1 ou -1. O nox do hidrogênio será +1 quando ligado a um elemento mais eletronegativo e será -1 quando ligado a um elemento mais eletropositivo. Ex.: HCl NaH V- Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula) possuem nox = -2. Halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula) possuem nox = -1. VI – Em uma molécula ∑nox = 0. • nox do fósforo na substância H3PO4(ácido fosfórico)? 3· (nox H) + x + 4 · (nox O) = 0 3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0 x = + 5 Em um íon ∑nox = carga do íon. • nox do cromo da substância Cr2O7-2 (dicromato)? 2 · x + 7 (nox O) = -2 2 · x + 7 (-2) = -2 x = +6 Reações de oxirredução Semi-reações 𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑒− Equação redox 2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐻2(g) Células voltaicas ou galvânicas Célula eletroquímica Célula galvânica (pilhas) Pilha de Daniel Inventada por Jonh Daniel em 1836 Ainda não se conhecia a natureza dos elétrons Células voltaicas simples Células eletroquímicas Ex 01. Descreva como montar uma célula voltaica para gerar corrente elétrica usando a reação: Fe(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Fe2+ Célula voltaica com eletrodos inertes É utilizada quando reagentes e produtos não podem ser usados como material de eletrodo. Os eletrodos inertes são construídos com materiais que conduzem eletricidade, mas que não são oxidados nem reduzidos na célula. 2Fe3+(aq) + H2 (g) 2 Fe 2+(aq) + 2H+(aq) Notação para as células O diagrama de célula é escrito representando- se os eletrodos com uma | para expressar as interfaces entre as fases. A ponte salina é indicada com ||. Para facilitar a interpretação das convenções para as células galvânicas, podemos também fazer as seguintes assimilações: Potencial da célula O potencial da célula, E, é uma medida da habilidade da reação da célula de empurrar e puxar elétrons através de um circuito. Uma reação com muito poder de puxar e empurrar elétrons gera um alto potencial de célula (uma alta voltagem). Uma reação com pequeno poder de puxar e empurrar elétrons gera somente um baixo potencial (baixa voltagem). Uma bateria descarregada é uma célula na qual a reação está no equilíbrio, de modo que perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a 0. Potencial da célula Existem milhares de células galvânicas possíveis, e assim muitos milhares de potenciais-padrão de células. Ao invés de imaginar todas essas diferentes células, é muito mais simples imaginar cada eletrodo como fazendo uma contribuição característica chamada potencial padrão, Eº. Cada potencial padrão é a medida do poder de puxar elétrons de uma semi-reação de redução em um único eletrodo. Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da celula, medido através do potencial-padrão da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos. Potencial da célula O potencial-padrão para um eletrodo de hidrogênio é igual a zero em todas as temperaturas: Eº (H+,H2)=0. O eletrodo de hidrogênio é, então, usado para definir o potencial-padrão de qualquer outro eletrodo. Por exemplo, para determinar o potencial padrão de um eletrodo de Zinco: Eletrodo padrão de hidrogênio É impossível medir o potencial absoluto de um eletrodo metálico. Sendo assim, tornou- se necessário adotar um padrão. O padrão escolhido foi o denominado eletrodo-padrão (ou eletrodo normal) de hidrogênio. E por que de hidrogênio? Potencial da célula Potenciais-padrão podem ser tanto positivos como negativos. Quanto mais positivo o potencial, maior será o poder de puxar da semi-reação de redução, e então será maior a tendência da espécie adquirir elétrons. Em contraste, um potencial-padrão negativo indica a tendência espontânea em descartar elétrons Potencial padrão de eletrodo Como prever reações espontâneas Ao comparar duas diferentes semi-reações de redução, a previsão da espontaneidade das semi-reações se dá pela análise dos respectivos potenciais de redução. A semi-reação com valor de potencial de redução mais positivo irá acontecer como redução e a outra semi-reação será de oxidação. Exemplo: Logo, será espontâneo: Ni2+(aq) + 2e - Ni(s) E 0 = - 0,25 V (oxidação) Cd(s) Cd 2+ (aq) + 2e - E0 = + 0,40 V (redução) Eq. Global: Ni2+(aq) + Cd(s) Ni(s) + Cd 2+ (aq) E 0 = + 0,15 V mais positivo Para previsões a partir do potencial da pilha REGRA PRÁTICA Reação espontânea Reação não espontânea 00 E ânodo red cátodo redred EEE )( 000 Potencial da célula e energia livre 1ª. Lei da termodinâmica: ΔU = q + w F= Eletrólise É um processo não-espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no qual existam íons, produz reações químicas. As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha). Eletrólise ígnea Na eletrólise ígnea, a substância pura está no estado líquido (fundida), e não existe água no sistema. Ex: cloreto de sódio (NaCl), utilizando eletrodos de platina. Eletrólise em meio aquoso Nesse tipo de eletrólise devemos considerar não só os íons provenientes do soluto, mas também os da água, provenientes de sua ionização. Eletrólise aquosa do cloreto de sódio NaCl Comparativo Produtos da eletrólise Qtdede eletricidade Mols de e- Mols de produtos Massa de produto F Estequiometria Massa molar 𝑸 = 𝑰𝒕 𝐐 = 𝐧𝐅 𝐧 = 𝑸 𝑭 = 𝑰𝒕 𝑭
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