PROMILITARES 20/09/2018 QUÍMICA. Professora Caroline Azevedo ELETROQUÍMICA. Eletroquímica. Você precisa saber o que é oxidação e redução!

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1 QUÍMICA Professora Caroline Azevedo ELETROQUÍMICA Eletroquímica Você precisa saber o que é oxidação e redução!

2 Pilha É o nome dado ao dispositivo que aproveita a transferência de elétrons em uma reação de oxirredução, para propiciar o aparecimento de uma corrente elétrica através de um condutor. Ex.: Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ + Cu 0 Para que ocorra a transferência de elétrons é necessário sabermos o potencial de redução (E 0 ) de cada elemento químico. - O maior E 0 é quem irá sofrer redução. - O E ou ddp, é o resultado da diferença dos potenciais de cada elemento participante. - Quando é dado o potencial de redução e o elemento químico irá sofrer oxidação, o sinal é invertido, tornando-o potencial de oxidação. Pilha E 0 red Zn = -0,76 V E 0 red Cu = +0,34 V Logo, o Cu irá reduzir e o Zn oxidar. Suas semirreações serão: Zn 0 Zn e - E= +0,76 Semirreação de oxidação Cu e - Cu 0 E= +0,34 Semirreação de redução O eletrodo que sofre oxidação é o Zinco, este é chamado de ânodo. O eletrodo que sofre redução é o Cobre, este é chamado de catodo. Reação global: Cu 2+ + Zn 0 Cu 0 + Zn 2+ Processo espontâneo!!!!! ddp = +1,10v

3 Pilha Observações: Catodo -> sofre redução -> agente oxidante Anodo -> sofre oxidação -> agente redutor Não esqueça que o número de elétrons transferidos deve ser o mesmo. Podendo então ser multiplicado por um denominador comum entre os elementos; NÃO SE MULTIPLICA O POTENCIAL DE REDUÇÃO/ OXIDAÇÃO! Quando o valor da ddp for positiva significa que o processo é espontâneo; Quando o valor da ddp for negativa significa que o processo é não espontâneo. Corrosão Em presença de ar úmido ou de água contendo oxigênio dissolvido, alguns metais sofrem o fenômeno da corrosão, que é a dissolução dos mesmos sob forma iônica. Ex.: Ferro Reação anódica (oxidação) Fe (s) Fe e - Reação catódica (redução) ½ O 2(g) + H 2 O + 2e - 2OH - (aq) Reação global: 2Fe (s) 2 Fe e - O 2(g) + 2H 2 O +4 e - 4OH - 2 Fe (s) + O 2(g) + 2H 2 O 2Fe OH - O produto da corrosão do ferro é o Fe(OH) 2 que posteriormente é oxidado a Fe(OH) 3.

4 Metal de sacrifício Uma forma de proteger alguns metais da corrosão é a utilização de metais de sacrifício, que são metais com potencial de redução menor que o metal a ser protegido. Ex.: Para que apresente condutividade elétrica adequada a muitas aplicações, o cobre bruto obtido por métodos térmicos é purificado eletroliticamente. Nesse processo, o cobre bruto impuro constitui o ânodo da célula, que está imerso em uma solução de CuSO 4. À medida que o cobre impuro é oxidado no ânodo, íons Cu 2+ da solução são depositados na forma pura no cátodo. Quanto às impurezas metálicas, algumas são oxidadas, passando à solução, enquanto outras simplesmente se desprendem do ânodo e se sedimentam abaixo dele. Metal de sacrifício As impurezas sedimentadas são posteriormente processadas, e sua comercialização gera receita que ajuda a cobrir os custos do processo. A série eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns metais presentes como impurezas no cobre bruto de acordo com suas forças redutoras relativas. Entre as impurezas metálicas que constam na série apresentada, as que se sedimentam abaixo do ânodo de cobre são a) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb. b) Au, Pt e Ag. c) Zn, Ni e Pb. d) Au e Zn. e) Ag e Pb.

5 Eletrólise É o fenômeno inverso aquele que ocorre na pilha. É a passagem de corrente elétrica através de um sistema líquido. Se na célula não existir nenhum eletrólito, a corrente elétrica não irá passar. Com o eletrólito cada um dos íons migrará para o eletrodo de sinal contrário ao seu e irá perder ou ganhar elétrons, causando passagem de corrente elétrica. Existem dois tipos de eletrólise: - Ígnea - Aquosa Eletrólise Ígnea A substância pura será liquefeita fundida, sem presença de água no sistema. Ex.: NaCl O sal se funde a uma temperatura de 808 C. Onde os íons Na + e Cl - passam a ter liberdade de movimento. NaCl Na + + Cl - Os cátions Na + são atraídos pelo polo negativo (catodo) onde ganham elétrons. Na + + e- Na (Semirreação catódica Redução) Os ânions de Cl - são atraídos pelo polo positivo (anodo) onde perdem elétrons. Cl - ½ Cl + e - (Semireação anódica Oxidação) Somando as reações: Na + + Cl - Na + ½ Cl 2

6 Eletrólise em meio aquoso Quando a substância é colocada em água ela libera íons. Como a eletrólise é um processo seletivo, apenas uma espécie de cátion se descarrega por vez, no cátodo, acontecendo o mesmo no anodo. Oxidação Anodo Redução Catodo Eletrólise em meio aquoso Ex.: ZnCl 2 Vamos para o quadro!

7 Leis de Faraday São as leis que relacionam a quantidade de eletricidade que percorre o sistema com a massa e o equivalente-grama das substâncias formadas no eletrodo. 1ª Lei de Faraday: A massa da substância é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução. m = K. i. t 2ª Lei de Faraday: A mesma quantidade de eletricidade irá eletrolisar massas de substâncias diferentes que serão proporcionais aos respectivos equivalentes-gramas de oxirredução. ma = K 2 EqgA / mb = K 2 EqgB Onde: K é constante de proporcionalidade; i = intensidade elétrica; t = tempo de passagem da corrente elétrica. Equação geral da eletrólise Para formar ou transformar uma massa igual a 1 equivalente-grama de qualquer substância por eletrólise, é necessário uma carga elétrica (Q) igual a coulombs, atravessando de um eletrodo a outro na cuba eletrolítica. Q = i.t O número de mol de elétrons está diretamente ligado a carga. Eqg = massa molecular da substância formada no anodo ou catodo número de elétrons envolvidos nas reações de oxidação ou redução

8 QUESTÃO 01 O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma lenda urbana, pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais: QUESTÃO 01 Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem? a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução. b) Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução. c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio. d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio. e) Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio.

9 QUESTÃO 02 No ano de 2014, os alunos da EsPCEx realizaram um experimento de eletrólise durante uma aula prática no Laboratório de Química. Nesse experimento, foi montado um banho eletrolítico, cujo objetivo era o depósito de cobre metálico sobre um clipe de papel, usando no banho eletrolítico uma solução aquosa 1mol/L de sulfato de cobre II. Nesse sistema de eletrólise, por meio de uma fonte externa, foi aplicada uma corrente constante de 100mA durante 5 minutos. Após esse tempo, a massa aproximada de cobre depositada sobre a superfície do clipe foi de: QUESTÃO 02 Dados: massa molar Cu = 64 g/mol 1Faraday = 96500C a) 2,401g b) 1,245g c) 0,987g d) 0,095g e) 0,010g

10 QUESTÃO 03 A energia liberada em uma reação de oxidorredução espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. O dispositivo químico montado, pautado nesse conceito, é chamado de célula voltaica, célula galvânica ou pilha. Uma pilha envolvendo alumínio e cobre pode ser montada utilizando como eletrodos metais e soluções das respectivas espécies. As semirreações de redução dessas espécies é mostrada a seguir: Semirreações de Redução Alumínio: Cobre: QUESTÃO 03 Considerando todos os materiais necessários para a montagem de uma pilha de alumínio e cobre, nas condições-padrão (25 C e 1 atm) ideais (desprezando-se qualquer efeito dissipativo) e as semirreações de redução fornecidas, a força eletromotriz (fem) dessa pilha montada e o agente redutor, respectivamente são: a) 2,10V e o cobre. b) 2,00V e o alumínio. c) 1,34V e o cobre. d) 1,32V e o alumínio. e) 1,00V e o cobre.

11 QUESTÃO 04 Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos de zinco e prata e representada, segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), pela notação As equações que representam as semirreações de cada espécie e os respectivos potenciais padrão de redução (25 C e 1atm) são apresentadas a seguir. QUESTÃO 04 Com base nas informações apresentadas são feitas as afirmativas abaixo. I. No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação. II. O cátodo da pilha será o eletrodo de prata. III. Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico de redução do zinco. IV. O sentido espontâneo do processo será Zn Ag 0 Zn 0 + 2Ag +. V. Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de potencial padrão de 1,56V.

12 QUESTÃO 04 Estão corretas apenas as afirmativas a) I e III. b) II, III e IV. c) I, II e V. d) III, IV e V. e) IV e V. QUESTÃO 05 Em uma eletrólise ígnea do cloreto de sódio, uma corrente elétrica, de intensidade igual a 5 ampères, atravessa uma cuba eletrolítica, com o auxilio de dois eletrodos inertes, durante 1930 segundos. O volume do gás cloro, em litros, medido nas CNTP, e a massa de sódio, em gramas, obtidos nessa eletrólise, são, respectivamente: Volume Molar nas CNTP = 22,71L/mol 1 Faraday(F) = Coulombs(C) a) 2,4155 L e 3,5 g b) 1,1355 L e 2,3 g c) 2,3455 L e 4,5 g d) 3,5614 L e 3,5 g e) 4,5558 L e 4,8 g

13 GABARITO 1. E 2. E 3. B 4. C 5. B