Aula 07 - Eletroquímica

Prévia do material em texto

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