Eletroquimica ifma
40 pág.

Eletroquimica ifma


DisciplinaEletricidade Aplicada e Equipamentos Eletroeletrônicos7 materiais101 seguidores
Pré-visualização3 páginas
Princípios de Eletroquímica
Prof. Wilton Martins
Princípios de Eletroquímica
\u2022 Eletroquímica \u2192 é o estudo das reações
químicas que produzem corrente elétrica
ou são produzidas por corrente elétrica.
\u2022 A eletroquímica é ser dividida em duas
partes:
\u2022 Pilhas
\u2022 Eletrólise
São reações em que há mudança do nox de um ou
mais elementos. As Reações de Oxi \u2013 redução são
também chamadas de Redox ou Oxi \u2013 Red ou Óxido -
Redução.
Reações de OXI-REDUÇÂO
Oxidação: Corresponde à perda de elétrons por uma espécie
química em uma reação. Na oxidação ocorre um AUMENTO
no nox da espécie química.
Redução: Corresponde ao ganho de elétrons por uma
espécie química em uma reação. Na Redução ocorre uma
diminuição no nox da espécie química.
Agente Redutor: É a espécie química que provoca a redução
(ganho de elétrons), logo o Agente Redutor é a espécie que
contem o elemento que sofre oxidação (perde elétrons).
Agente Oxidante: É a espécie química que provoca a
oxidação (perda de elétrons), logo o Agente oxidante é a
espécie que contem o elemento que sofre redução (ganho de
elétrons).
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula,
devemos seguir algumas regras:
Numero de Oxidação
Tabela de NOX
Metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata(Ag) terão
nox
+1
Metais Alcalinos Terrosos, zinco (Zn) +2
Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -2
Calcogênios (somente se aparecerem na
extremidade direita da fórmula!)
-2
Alumínio (Al) +3
Cont....
Tabela de NOX
Halogênios ( extremidade direita da formula) -1
Íons compostos \u2794 nox igual a carga do íon. (por 
exemplo, PO4-3) -3
Soma de todos os NOX de uma molécula sempre 
será
0
Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.
Elementos isolados e substancia simples 0
- o número de oxidação dos elementos das
colunas A da Classificação Periódica pode ser
deduzido do próprio número da coluna, de acordo
com a tabela a seguir:
Cálculo do Numero de Oxidação
É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que
aparece numa substância, se você lembrar que a soma dos
números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é
zero.
Veja agora como usar essas informações para determinar o Nox dos
átomos de vários compostos:
\u2022H3PO4:
\u2022O Nox do H é +1 e do O é -2;
\u2022Esse composto é molecular, portanto, a soma dos Nox dará igual
a zero;
\u2022Para determinar o Nox do fósforo (P) realizamos a seguinte conta:
H3 P O4
3 . (+1) + x + 4 . (-2) = 0
3 + x -8 = 0
x = +8 \u2013 3
x = +5
\u2022Al2(SO4)3:
\u2022O Nox de Al é igual a +3;
\u2022O Nox do O é igual a -2;
\u2022A soma dos Nox é igual a zero.
Al2 (S)3 (O4)3
2 . (+3) + 3. x + 4 . 3. (-2) = 0
6 + 3. x - 24 = 0
3. x = +24 \u2013 6
X = 18/3
x = +6
HCl:
Hidrogênio se enquadra na regra 1 \u2794 nox +1
O cloro se enquadra na regra 6\u2794 nox -1
1 - 1 = 0 (regra 8)
HClO:
Hidrogênio \u2794 nox +1
Cl \u2794 não há regra que se aplica
Oxigênio\u2794 nox -2
nox H + nox Cl + nox O = 0 , logo 1 + x + (-2) = 0,
logo o NOX do Cloro será +1
Cr2 O72-
2. x + 7. (-2) = -2
2. x -14 = - 2
2. x = -2 +14
x = 12/2
x = 6
\u2022Cr2O7
2-
\u2022O Nox do O é igual a -2;
\u2022Esse caso constitui um agrupamento iônico com carga total igual
a -2, portanto, a soma dos Nox dos átomos constituintes não deve
ser igual a zero, mais sim igual a essa carga.
NH4
1+:
\u2022Nesse caso temos um íon composto, então a soma dos
Nox será igual à carga, que é +1.
\u27a2BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX
Objetivo: tornar o numero de elétrons cedidos pelo redutor
igual ao numero de elétrons recebidos pelo oxidante.
Exemplos
Cl2+ NaOH \u2192 NaCl+NaClO3+H2O
Solução:
1.º passo: Calcular o Nox de cada 
elemento.
2.º passo: Traçar o ramal da 
oxidação e da redução e calcular a 
quantidade de elétrons perdidos e 
recebidos.
3.º passo: Montar os quadros.
Prosseguir o balanceamento por tentativa: 
3Cl2 + 6NaOH 5NaCl + 1NaClO3 + 3H2O 
P4 + Cl2 \u2192 PCl3
Exemplos
São dois átomos de cloro cada 1 recebendo 1e; portanto será 
2x1 = 2e recebidos pelo Cl2.
São quatro átomos de fósforo cada 1 cedendo 3e; portanto será 
4x3 = 12e cedidos pelo P4.
Resultado : invertemos o numero de eletrons 
cedidos e recebidos e teremos
2P4 + 12Cl2 \u2192 8PCl3
Exemplos:
P + HNO3 + H2O \u2192 H3PO4 + NO
0 +5 +5 +2
HNO3 : 3 x 1 = 3 ;
P: 5 x 1 = 5
Agora inverta os resultados, escrevendo o coeficiente 5 para 
o HNO3 e 3 para o P. Veja só:
3P + 5HNO3 + H2O \u2192 H3PO4 + NO
Agora é só completar o restante da equação, utilizando o 
mesmo raciocínio do método direto ou por tentativas.
3P + 5HNO3 + 2H2O \u2192 \uf033H3PO4+5NO
Fe3O4 + CO \u2192 Fe + CO2
Fe2O3 + CO \u2192 CO2 + Fe
HBrO3 + SO2 + H2O \u2192 Br2 + H2SO4
MnO4- + I- + H+ \u2192 Mn2+ + I2 + H2O
Exemplos:
Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre,
separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução de
ácido sulfúrico.
A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio
condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na
extremidade da pilha.
PILHAS: HISTÓRICO
Luigi Aloisio Galvani (1737-1798): criou uma teoria admitindo a
existência de uma eletricidade animal
Alessandro Volta (1745 -1827): a eletricidade tem origem nos metais.
Criou a 1ª pilha em 1800. Precursor da produção de eletricidade em fluxo contínuo.
John Frederic Daniell (1790 \u2013 1845): substituiu, nas
pilhas, as soluções ácidas pelas soluções de sais.
Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre
e zinco em uma cela individual e um tubo que ligava as soluções salinas (ponte
salina). Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.
Funcionamento da pilha:
\u2756 Semelhante a de Volta: possuem os mesmos eletrodos;
\u2756 Diferenças em relação a de Volta: os eletrodos estão em compartimentos
separados, e a utilização da ponte de salina, que é responsável pelo fechamento do
circuito elétrico.
PILHAS
É um dispositivo onde uma reação de óxido-redução espontânea produz
corrente elétrica.
Neste caso, o Zn0 entrega os elétrons ao Cu2+ através de um fio externo \u2013
teremos a chamada pilha de Daniell.
Denominações dos materiais utilizados nas pilhas
Ânodo: eletrodo que emite elétrons para o circuito externo
Cátodo: eletrodo que recebe elétrons do circuito externo
Representação convencionada pela IUPAC para as pilhas
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Ponte de salina: permite a movimentação de íons de uma cela para outra, nos dois 
sentidos
Zn0(s)|Zn
2+ (1mol/L) || Cu2+ (1 mol/L) |Cu0(s) (25 
0C)
Veja que os íons não participam de fato da
reação:
A reação é formada a partir de uma conversão de elétrons do átomo de
zinco para o íon Cu
2+
.
Na reação citada, cobre metálico é depositado na superfície do zinco e a cor
azul do íon Cu
2+
oculta-se quando é substituído pelo íons Zn
+2
incolor.
A reação pode ser dividida em duas partes:
Ao somar as duas semi-reações, obtemos a reação global. Veja que o
número de elétrons cedidos é igual ao número de elétrons recebidos.
Exercício de sala... 
Sabendo que o metal cobalto pode ceder elétrons espontaneamente para os 
íons Au3+, e considerando a pilha:
Co0(s) | Co
2+ (1mol/L) || Au3+ (1mol/L) | Au0 (s) (25 
0C)
responda as seguintes perguntas:
a) Quais as semi-reações? Qual a reação global do processo?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo? Qual é o eletrodo negativo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
e) Qual eletrodo será gasto? Qual tera a sua massa aumentada?
f) Qual das duas soluções irá se diluir? Qual irá se concentrar? 
Potencial do eletrodo
É a tendência em deslocar o equilíbrio da reação para o sentido da oxidação
ou redução, é simbolizado por E.
Eoxid Ered
Fatores