Aula 7 Soluções eletrolíticas Eletroquímica

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FÍSICO – QUÍMICA 
Prof. João Rogério Miraldo
Eletrólitos
• É uma substância que é capaz de conduzir a corrente elétrica;
• É formada por espécies carregadas, íons, positivos, os cátions e negativos, os
ânions.
• Um eletrólito pode ser um sólido iônico na faz líquida, na qual seus íons
experimentam certo grau de liberdade;
• Pode ser que esses íons adquiram liberdade num solvente apropriado,
geralmente a água.
• Um eletrólito também pode se formar a partir de uma composto molecular, que se
ioniza em água. É caso do ácido acético, presente no vinagre.
• A condutibilidade elétrica deriva, portanto, da existência de transportadores de
carga com um certo grau de liberdade.
Eletrólitos – dissociação
• Dissociação iônica corresponde ao processo de separação dos íons, representados por uma
equação.
• Exemplos: cloreto de sódio (NaCℓ), hidróxido de cálcio (CaOH2) e cloreto de alumínio (AℓCℓ3)
NaCℓ(s) + H2O(ℓ)  Na
+(aq) + Cℓ–(aq), ou,
NaCℓ(aq)  Na+(aq) + Cℓ–(aq).
Ca(OH)2(s) + H2O(ℓ)  Ca²
+(aq) + 2OH–(aq), ou,
Ca(OH)2(aq)  Ca²
+(aq) + 2OH–(aq).
AℓCℓ3(s) + H2O(ℓ)  Aℓ³
+(aq) + 3OH–(aq), ou,
AℓCℓ3(s)(aq)  Aℓ³
+(aq) + 3OH–(aq).
• A quantidade de íons gerada depende da fórmula do composto. Assim, como regra geral,
observamos:
𝐌𝐲
𝐱+𝐀𝐱
𝐲−
(aq)  y𝐌𝐱+(aq) + x𝐀𝐲−(aq)
Eletrólitos – ionização
• Ionização corresponde ao processo de formação de íons, representados por uma equação.
• Exemplos: ácidos clorídrico HCℓ, ácido acético H3CCOOH, ácido sulfúrico H2SO4 e metilamina H3C –
NH2.
HCℓ(g) + H2O(ℓ) ⇌ H3O
+(aq) + Cℓ–(aq), ou,
HCℓ(aq) ⇌ H+(aq) + Cℓ–(aq).
H3CCOOH(ℓ) + H2O(ℓ) ⇌ H3O
+(aq) + H3CCOO
–(aq), ou,
H3CCOOH(aq) ⇌ H
+(aq) + H3CCOO
–(aq).
H2SO4(ℓ) + H2O(ℓ) ⇌ 2H3O
+(aq) + 𝐒𝐎𝟒
𝟐−(aq), ou,
H2SO4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + 𝐒𝐎𝟒
𝟐−(aq).
H3C – NH2(g)+ H2O(ℓ) ⇌ H3C – N𝐇𝟑
+(aq) + OH –(aq), ou,
H3C – NH2(aq) ⇌ H3C – N𝐇𝟑
+(aq) + OH –(aq),
Força dos Eletrólitos
• Eletrólito forte: quase totalmente presente na forma de íons.
• Ácido clorídrico (HCℓ), hidróxido de sódio (NaOH).
• Eletrólito fraco: quase totalmente presente na forma de não-ionizada (molecular)
ou não dissociada (iônico).
• Ácido acético (H3CCOOH), hidróxido de cálcio Ca(OH)2.
• Um eletrólito é tão melhor condutor de eletricidade quanto mais forte.
• As partículas carregadas movimentam-se organizadamente e são capazes de
levar a corrente de um ponto a outro.
Não – Eletrólitos
• Não-Eletrólitos: são espécies quimicas que permanecem como moléculas em solução. Não são
compostos de íons e nem os geram em solução.
• Exemplos: glicose, C6H12O6, sacarose, C12H22O11, etanol, C2H5OH e acetona, C3H6O.
C6H12O6(s) + H2O(ℓ) ⇌ C6H12O6(aq)
C12H22O11(s) + H2O(ℓ) ⇌ C12H22O11(aq)
C2H5OH(ℓ) + H2O(ℓ) ⇌ C2H5OH(aq)
C3H6O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇌ C3H6O(aq)
• Por não possuírem partículas carregadas eletricamente, são considerados não-eletrólitos.
Transformações químicas e energia elétrica. Eletroquímica
• Processos espontâneos: parte da energia química  elétrica;
• PILHAS.
• Processos não-espontâneos: energia elétrica  energia química.
• ELETRÓLISE.
• Baseia-se na oxidação e redução: PROCESSOS SIMULTÂNEOS.
• Transferência de elétrons.
• Oxidação: aumento da carga da espécie: perda de e–.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
• Redução: diminuição da carga da espécie: ganho de e–.
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
• O total de e– cedidos é igual ao de e– recebidos.
• Agente redutor: cede e–, promove redução na outra espécie – Zn(s);
• Agente oxidante: recebe e–, promove oxidação na outra espécie – Cu2+(aq) .
Potencial – padrão (EO)
• Medida da tendência, em volts, à oxidação ou à redução, frente a um padrão.
• Eletrodo-padrão: eletrodo de hidrogênio.
2H+(aq) (1 M) + 2 e–  H2(g) (1atm); E
O = 0,00 V (25°C)
• O valor atribuído, zero, é arbitrário.
• Determina-se o potencial do outro eletrodo por meio de um voltímetro: a medida indica o valor
do potencial do outro eletrodo.
• Potencial de redução de uma espécie tem o mesmo valor de seu potencial de oxidação, mas
sinais algébricos contrários.
Eletrodo – padrão (Findlay)
Potencial – padrão (EO)
Espécie oxidante e redutora. Espontaneidade.
 Espécie oxidante: possui maior potencial de redução, tornando-a oxidante;
 Espécie redutora: possui menor potencial de redução, tornando-a redutora, oxidável;
 Exemplo: zinco metálico mergulhado em solução de cobre reveste-se de uma camada
vermelha (cobre metálico).
• As semirreações de oxidação ou redução:
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s); EØ = ‒ 0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s); EØ = + 0,34 V
 dão origem à equação global, invertendo-se a de menor potencial.
Oxidação: Zn(s) →Zn2+(aq) + 2e–; EØ = + 0,76 V
Redução: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s); EØ = + 0,34 V
Global: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s); ΔEØ = + 1,10 V
ΔE > 0 = reação espontânea (pilhas).
ΔE < 0 = reação não-espontânea (eletrólise).