Eletroquímica parte 2

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Química Geral - Eletroquímica
O estudo da relação entre a corrente elétrica 
e as reações químicas.
Reações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas nãoReações eletroquímicas não--------espontâneasespontâneasespontâneasespontâneasespontâneasespontâneasespontâneasespontâneas
conversão de energia elétrica em energia química, 
denominado eletróliseeletróliseeletróliseeletrólise.
Reações de oxiReações de oxiReações de oxiReações de oxiReações de oxiReações de oxiReações de oxiReações de oxi--------reduçãoreduçãoreduçãoreduçãoreduçãoreduçãoreduçãoredução
Química Geral - Eletroquímica
Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas Reações eletroquímicas espontâneas 
conversão de energia química em energia elétrica, 
denominado pilha ou célula galvânica.pilha ou célula galvânica.pilha ou célula galvânica.pilha ou célula galvânica.
� Nas reações de oxidaçãoNas reações de oxidaçãoNas reações de oxidaçãoNas reações de oxidação----redução entre metais e redução entre metais e redução entre metais e redução entre metais e 
soluções de sais metálicos, verificasoluções de sais metálicos, verificasoluções de sais metálicos, verificasoluções de sais metálicos, verifica----se que uns se que uns se que uns se que uns 
metais possuem uma maior tendência para ceder metais possuem uma maior tendência para ceder metais possuem uma maior tendência para ceder metais possuem uma maior tendência para ceder 
do que outros, ou seja, estes metais possuem do que outros, ou seja, estes metais possuem do que outros, ou seja, estes metais possuem do que outros, ou seja, estes metais possuem 
maior poder redutor.maior poder redutor.maior poder redutor.maior poder redutor.
� Quando as reações de óxidoQuando as reações de óxidoQuando as reações de óxidoQuando as reações de óxido----redução são redução são redução são redução são 
espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que 
Química Geral - Eletroquímica
espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que espontâneas acontecem conforme sentido em que 
a espécie com maior poder redutor é oxidada, a espécie com maior poder redutor é oxidada, a espécie com maior poder redutor é oxidada, a espécie com maior poder redutor é oxidada, 
� Ordenando os metais por ordem crescente do seu Ordenando os metais por ordem crescente do seu Ordenando os metais por ordem crescente do seu Ordenando os metais por ordem crescente do seu 
poder redutor a série eletroquímica.poder redutor a série eletroquímica.poder redutor a série eletroquímica.poder redutor a série eletroquímica.
Células Galvânicas
Química Geral - Eletroquímica
ReaçãoReação espontâneaespontânea -- cobrecobre emem umauma soluçãosolução de de nitratonitrato de de prataprata..
UmaUma molamola de de fiofio de de cobrecobre quandoquando colocadacolocada num num BequerBequer com com soluçãosolução de AgNO3 (de AgNO3 (nitratonitrato de de prataprata). O ). O cobrecobre se se 
dissolve dissolve dandodando coloraçãocoloração azulazul a a soluçãosolução e a e a prataprata se se depositadeposita..
Células Galvânicas
Química Geral - Eletroquímica
Semi-reação do anodo: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Semi-reação do catodo: 2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s)
Somando as reações: 2Ag+(aq) + 2e- + Cu(s)→ 2Ag(s) + Cu2+(aq) + 2e-
Reação celular: 2Ag+(aq) + Cu(s)→ 2Ag(s) + Cu2+(aq)
Células Galvânicas
Notação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilhaNotação de pilha
Química Geral - Eletroquímica
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Cu(s) / Cu2+(aq) // Ag+(aq) / Ag(s)
Ponte salina: Ponte salina: completa o circuito 
e mantém o equilíbrio iônico
( ) ( )
( ) ( )
( ) V
VV
Zn
Zn
ZnH
76,0E
E00,076,0
EEE
0
0
000
cel
2
2
2
−=
−=
−=
+
+
++
Células Galvânicas
Potencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilha
Química Geral - Eletroquímica
Potencial padrão 
de redução
( ) ( )000celE oxidareduz EE −=
semi-reação E° (V) 
F2(g) + 2e- <==> 2F- +2.87 
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+ + 2e- <==> PbSO4(s) + H2O +1.69 
2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- <==> Cl2(g) + 2H20 +1.63 
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- <==> Mn2+(aq) + 4H20 +1.51 
PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- <==> Pb2+(aq) + 2H2O +1.46 
BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6e- <==> Br-(aq) + 3H2O +1.44 
Au3+ (aq) + 3e- <==> Au(s) +1.42 
Cl2 (g) + 2e- <==> Cl-(aq) +1.36 
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- <==> 2H2O +1.23 
Br2 (aq) + 2e- <==> 2Br-(aq) +1.07 
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e <==> NO(g) + 2H2O +0.96 
Ag+(aq) + e- <==> Ag(s) +0.80 
Fe3+(aq) + e- <==> Fe2+(aq) +0.77 
I2(s) + 2e- <==> 2I-(aq) +0.54 
Células Galvânicas
Potencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilha
Química Geral - Eletroquímica
I2(s) + 2e- <==> 2I-(aq) +0.54 
NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e- <==> Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) +0.49 
Cu2+(aq) + 2e- <==> Cu(s) +0.35 
SO42- + 4H+(aq) + 2e- <==> H2SO3(aq) + H2O +0.17 
2H+ (aq) + 2e- <==> H2(g) 0.00 
Sn2+ (aq) + 2e- <==> Ni(s) -0.14 
Ni2+ (aq) + 2e- <==> Ni(s) -0.25 
Co2+ (aq) + 2e- <==> Co(s) -0.28 
PbSO4 (s) + 2e- <==> Pb(s) + SO42- -0.36 
Cd2+ (aq) + 2e- <==> Cd(s) -0.40 
Fe2+ (aq) + 2e- <==> Fe(s) -0.44 
Cr3+ (aq) + 3e- <==> Cr(s) -0.71 
Zn2+ (aq) + 2e- <==> Zn(s) -0.76 
2H2O (aq) + 2e- <==> H2(g) + 2OH-(aq) -1.66 
Mg2+ (aq) + 2e- <==> Mg(s) -2.37 
Na+ (aq) + e- <==> Na(s) -2.71 
Ca2+ (aq) + 2e- <==> Ca(s) -2.76 
K+ (aq) + e- <==> K(s) -2.92 
Li+ (aq) + e- <==> Li(s) -3.05 
Condições padrões: sólidos
puros, soluções com
concentração de 1,0 M e gases
com a pressão de 1 atm.
Obtém-se assim o potencial
padrão Eº
Células Galvânicas
Potencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilhaPotencial de pilha
Química Geral - Eletroquímica
( ) ( )
( ) ( )
( ) V
VV
cel
CuAg
46,0E
34,080,0E
EEE
0
0
cel
000
cel 2
=
−=
−= ++
Semi-reação do catodo: 2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s) 0,8V ou 800mV
Semi-reação do anodo: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e- -0,34 ou -34 0mV
Ou
Células Galvânicas
Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5Exemplo 19.5
Quando mergulhamos uma peça de Zinco metálico em uma solução de sulfato de 
cobre, acontece espontaneamente a seguinte reação:
1) Descrever as reações de meia célula:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) 
Química Geral - Eletroquímica
Semi-reação do catodo: Cu2+(aq) + 2e-→ Cu(s) +0,34V
Semi-reação do anodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- +0,76V
DDP = 1,1V 
Células Galvânicas
1) Descrever as reações de meia célula:
2) Faça a representação da Pilha:
Mg(s) + Fe2+(aq) → Mg2+(aq) + Fe(s)
Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 pagpagpagpag, 190, 190, 190, 190Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 Exercício Prático 5 pagpagpagpag, 190, 190, 190, 190
Química Geral - Eletroquímica
3) Calcule a ddp ou Potencial Normal da Célula. Consultar a tabela 19.1 pag. 193
CátodoCátodoCátodoCátodo AnodoAnodoAnodoAnodo
Nas pilhaspilhaspilhaspilhas
(células galvânicas)
É o pólo (+)
ocorre reduções
É o pólo (-) 
ocorre oxidações
Células Eletrolítica X Galvânica
Química Geral - Eletroquímica
(células galvânicas) ocorre reduções ocorre oxidações
Na eletróliseeletróliseeletróliseeletrólise
(células 
eletrolíticas)
É o pólo (-) 
ocorre reduções
É o pólo (+)
ocorre oxidações
CorrosãoCorrosão
Uma deterioração dos metais provocada por processos
eletroquímicos.
O ferro,por exemplo, enferruja por que se estabelece uma “pilha” entre 
um ponto e outro do objeto de ferro.
Química Geral - Eletroquímica
Na formação da ferrugem:
�A presença do ar e da umidade são fundamentais
�A presença, no ar, de CO2, SO2 e outras substâncias ácidas acelera 
a corrosão
�Ambientes salinos aceleram a corrosão