Módulo 11

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ELETROQUÍMICA
 1. INTRODUÇÃO
A eletroquímica estuda como uma reação de oxirredução transforma energia química em energia elétrica e vice-versa. O seu estudo é dividido em duas partes: pilhas e eletrólise.
Veja o esquema abaixo:
 2. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO E DE REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
É toda reação onde uma espécie química perde elétrons ocorrendo aumento do número de oxidação.
Exemplo:
Quando se diz que o sódio (Na) sofreu oxidação, foi oxidado ou oxidou-se, significa que ele perdeu elétrons; em termos de equação, o seu número de oxidação aumentou de zero para + 1.
REDUÇÃO
É toda reação onde uma espécie química ganha elétrons ocorrendo diminuição do número de oxidação.
Exemplo:
Quando se diz que o cátion Ag+1 sofre redução, foi reduzido ou reduziu-se, significa que ele recebeu elétrons; em termos de equação, o seu número de oxidação diminuiu de + 1 para zero.
REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO
Reação de oxi-redução envolve transferência de elétrons. São fenômenos simultâneos, nunca ocorrem isoladamente. Sempre que uma espécie química perde elétrons, outra recebe.
Princípio fundamental da reação:
O número total de elétrons perdidos sempre é igual ao número de elétrons recebidos.
AGENTE REDUTOR
Espécie química, substância que contém o elemento que sofre oxidação. Se o elemento sofre oxidação, perde elétrons, provoca que outro elemento receba e, portanto, sofra redução, daí o nome de agente redutor.
AGENTE OXIDANTE
Espécie química, substância que contém o elemento que sofre redução. Se o elemento sofre redução, ganha elétrons, outro perdeu e se oxidou daí o nome de agente oxidante.
Exemplo:
Observe que o número total de elétrons (dois) perdidos pelo Zn é igual ao número total de elétrons (dois) recebidos pelo cátion Cu2+.
POTENCIAIS PADRÃO DOS ELETRODOS (EO)
Para medir a maior ou menor tendência em doar elétrons (oxidação) ou receber elétrons (redução) foi associado uma grandeza denominada Potencial de Eletrodo.
O potencial de um eletrodo pode ser conceituado como sendo um número, medido em volts, que mede a tendência com que ocorre a oxidação ou redução no eletrodo.
Para numericamente aquilatarmos o valor do potencial de eletrodo foi escolhido um padrão que também recebe um valor arbitrário. O padrão escolhido foi denominado eletrodo-padrão (ou eletrodo normal) de hidrogênio, pelo fato do H+ ser o cátion mais comum em soluções aquosas formadas pela ionização da água: 
H2O H+ + OH-.
Este Eletrodo Padrão de Hidrogênio ou Eletrodo Normal de Hidrogênio, na prática é assim construído:
· Usa-se uma placa de platina esponjosa que adsorve (fica preso na superfície da platina), o gás hidrogênio.
· Nesta placa forma-se uma película de H2.
· A platina funciona apenas como um suporte inerte.
· Temperatura de 25ºC.
· Pressão do H2 é de 1 atm.
· Concentração H+ é de 1 mol/litro.
CONVENÇÃO:
Para o hidrogênio (H2 a 25ºC e a 1 atm de pressão, foi atribuído tanto para o potencial de oxidação quanto ao de redução o valor ZERO.
Uma vez conhecido o potencial-padrão, todos os demais metais serão confrontados com esse eletrodo-padrão.
Como exemplo, vamos medir o potencial normal (Eº) do eletrodo de zinco.
Experimentalmente observamos que:
O eletrodo de zinco perde elétrons mais facilmente que o eletrodo de hidrogênio:
Znº ( Zn2+(aq) + 2e-
O eletrodo de hidrogênio é forçado a receber elétrons:
2H+(aq) + 2e- ( H2(g)
Os elétrons caminham, através do fio condutor, do potencial de oxidação maior (Zn) para o potencial de oxidação menor (Hidrogênio).
A diferença de potencial ((E) que surge entre os dois eletrodos é denominado potencial de meia célula ou potencial normal de eletrodo.
O (E é calculado pela diferença entre o E0 do eletrodo que cede elétrons (eletrodo de zinco) para o circuito externo e o E0 do eletrodo que recebe elétrons (eletrodo de hidrogênio) do circuito externo.
(E0 = E0OXID (MAIOR) - E0OXID (MENOR)
ou
(E0 = E0OXID (zinco) - E0OXID (hidrogênio)
(E0 ( leitura do voltímetro = + 0,76V
0,76V = E0oxiZn - zero
(E0oxi)Zn = + 0,76V
O sinal positivo indica que o zinco tem maior tendência para perder elétrons do que o hidrogênio. Trocando-se o metal zinco por outro metal, a situação poderá se inverter, em outras palavras dependendo do metal, o hidrogênio pode perder ou receber elétrons.
Desse modo podemos organizar uma tabela com todos os potenciais padrão de eletrodo, não somente dos metais como também dos ametais e, de modo geral, de todos os redutores e oxidantes.
Essa Tabela está escrita de acordo com os critérios atuais da Iupac que recomenda escrever a equação no sentido da redução e considera o E0 como sendo o potencial de redução.
Os potenciais de redução refletem as diferentes tendências de um elemento atual como oxidante ou redutor com relação a outro.
De modo geral, podemos dizer que:
 CÁLCULO DA FORÇA ELETROMOTRIZ (f.e.m) (EO OU DA DIFERENÇA DE POTENCIAL (ddp)
A f.e.m. ou a diferença de potencial, em condições padrão, isto é, com soluções 1 molar e a 25ºC é a diferença entre o E0 do oxidante e o E0 do redutor.
Exemplo:
(E0 = (E0OXIDANTE - (E0REDUTOR
(E0 = (E0red maior - (E0red menor
(E0 = + 0,34 - (- 0,76)
(E0 = + 0,34 + 0,76
(E0 = + 1,10V
Pode-se dizer que a distância entre os potenciais padrão de redução revela o (E0.
 ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES
REAÇÕES ESPONTÂNEAS
Como saber se uma reação é ou não espontânea?
Para responder, vamos analisar dois exemplos:
1º. EXEMPLO:
Sejam as semirreações com seus respectivos E0red:
Cu2+ + 2e- ( Cu0
E0red = + 0,34 V
Zn2+ + 2e- ( Zn0 
E0red = - 0,76 V
A reação:
Zn(s) + Cu2+(aq) ( Zn2+(aq) + Cu(s)
É espontânea?
Para ser espontânea:
Quem sofre OXIDAÇÃO apresenta MENOR E0red
Quem sofre REDUÇÃO apresenta MAIOR E0red
Vejamos:
Portanto, esta reação de oxirredução é espontânea, pois o Zn apresenta MENOR E0red e sofre oxidação.
REAÇÕES NÃO ESPONTÂNEAS
Sejam as semi-reações com suas respectivas E0red.
Mg2+ + 2e- ( Mg0 
E0red = - 2,37 V
Pb2+ + 2e- ( Pb0 
E0red = - 0,13 V
A reação é espontânea?
Pb(s) + Mg2+(aq) ( Pb2+(aq) + Mg(s)
Será espontânea se:
Quem sofre OXIDAÇÃO apresenta MENOR E0red
Quem sofre REDUÇÃO apresenta MAIOR E0red
Vejamos:
Portanto, esta reação de oxirredução NÃO é espontânea, pois Mg embora apresente menor E0red não sofre oxidação.
ATIVIDADES
01. (UNESP SP) O conhecimento dos potenciais padrão permite que se façam previsões quanto à espontaneidade de algumas reações químicas.
Considere as semirreações:
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- ( 2Cr3+(aq) + 7H2O(I) 
E° = +1,33V
ClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e- ( ClO3-(aq) + H2O(I) 
E° = +1,23 V
Com base nessas informações, é correto afirmar que a oxidação do íon crômio (III) com o íon perclorato, em meio ácido, é uma reação:
a) espontânea, com (E° = + 0,10 V.
b) espontânea, com (E° = + 2,36 V.
c) não espontânea, com (E° = + 0,10 V.
d) não espontânea, com (E° = - 0,10 V.
e) não espontânea, com (E° = - 2,36 V.
02. (UEM PR) Considerando as semirreações abaixo e seus respectivos potenciais-padrão de redução, assinale o que for correto.
Zn2+ + 2e ( Zn (Eºred = - 0,76 V) 
Cu2+ + 2e ( Cu (Eºred = + 0,34 V) 
Ag+ + e ( Ag (Eºred = + 0,80 V)
(01) Uma pilha montada nas condições padrão com os pares Zn2+/Zn e Ag+/Ag fornecerá uma f.e.m. de 2,36 V.
(02) Ao mergulharmos um fio de cobre metálico em uma solução de íons Ag+, nas condições padrão, ocorrerá deposição espontânea de prata sobre o fio de cobre.
(04) Ao mergulharmos um fio de cobre metálico em uma solução 1,0 mol/l de íons Zn2+ a 25ºC e 1,0 atm, ocorrerá deposição espontânea de zinco sobre o fio de cobre.
(08) Uma pilha montada nas condições padrão com os pares Zn2+/Zn e Cu2+/Cu terá o eletrodo de cobre metálico como polo negativo da pilha.
(16) Uma pilha montada com cobre e prata possui equação global 
2Ag+ + Cu ( 2Ag + Cu2+
03. (UFSC) A ferrugem é um processo de corrosão conhecido que pode causar impacto econômico significativo, pois boa parte do ferro produzido anualmente é utilizada para repor objetos de ferro descartados. Alguns fatores externos, como a presença de oxigênio, água e sais nomeio, podem acelerar a formação da ferrugem (Fe2O3.H2O), uma substância insolúvel em água.
A corrosão do ferro é por natureza um processo eletroquímico, representado pelas semi-reações a seguir:
Fe2+(aq) + 2e- ( Fe(s) 
E°= - 0,44V ; 
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e- ( 2 H2O(l) 
E° = + 1,23 V
De acordo com as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S).
(01) A diferença de potencial elétrico padrão do processo de corrosão é + 1,67 V. 
(02) O ferro metálico é facilmente oxidado porque seu potencial padrão de redução é menos positivo que aquele para a redução do oxigênio.
(04) A diferença de potencial elétrico padrão do processo em questão é + 0,79 V. 
(08) No processo de oxidação do ferro metálico, o oxigênio atua como redutor.
(16) Na formação da ferrugem, íons Fe2+(aq) são oxidados a Fe3+(aq).
04. (PUC MG) Sejam os seguintes potenciais-padrão de redução: 
Al3+ + 3e- 
( 
Al 
(E° = - 1,68V)
Mn2+ + 2e- 
( 
Mn 
(Eº = - 1,18V)
Fe2+ + 2e- 
( 
Fe 
(Eº = - 0,41V)
Cd2+ + 2e- 
( 
Cd 
(Eº = - 0,40V)
Ag+ + e- 
( 
Ag 
(E° = + 0,80V)
Cu2+ + 2e- 
( 
Cu 
(Eº = + 0,34V) 
Consultando os dados acima, verifique quais reações abaixo são espontâneas. A seguir, assinale a opção correta.
I. 
Mn2+ + Cd ( Mn + Cd2+
II. 
Cu2+ + Fe ( Cu + Fe2+
III. 
2 Ag+ + Mn ( Mn+2 + 2 Ag
IV. 
Al3+ + 3 Ag ( 3 Ag+ + Al
V. 
2Ag+ + Cu ( 2 Ag + Cu2+
a) I, III e IV 
b) II, III e V 
c) II, III e IV
d) I e IV apenas 
e) I e II apenas
05. (UFF RJ) O uso do alumínio é muito importante economicamente. O Alumínio puro é maleável e frágil, porém, suas ligas com pequenas quantidades de Cobre, Manganês, Silício, Magnésio e outros elementos apresentam características adequadas às mais diversas aplicações. Uma dessas é no uso de latinhas de refrigerantes, as quais representam, no Brasil, liderança de reciclagem, servindo como segunda fonte de renda para algumas famílias.
Com relação aos elementos citados no texto, pode-se afirmar que: 
I. 
Os elementos Cobre e Alumínio deslocam o Hidrogênio de ácidos;
II. 
O Silício é um semimetal enquanto que o Cobre, Manganês, Magnésio e Alumínio são metais;
III. 
O Alumínio não tem potencial de oxidação grande o suficiente para reduzir o íon Cu+2 de uma solução a Cobre metálico.
Dados: Al3+ + 3e- Al (E° = - 1,66v) e Cu2+ + 2e- Cu (E° = + 0,34v);
IV. 
Os números de oxidação do Alumínio no metal e no mineral Bauxita (Al2O3), usado para obter o alumínio são, respectivamente, zero e + 3;
V. 
A configuração eletrônica do Alumínio é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 e a do Magnésio é 1s2 2s2 2p6 3s2.
Assinale a opção correta.
a) Apenas as afirmativas I, II e V estão corretas.
b) Apenas as afirmativas I, III e V estão corretas.
c) Apenas as afirmativas II e III estão corretas.
d) Apenas as afirmativas II, IV e V estão corretas. 
e) Apenas a afirmativa IV está correta.