QUÍMICA. Transformações Químicas e Energia. Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday - Parte 3

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Jonathan di Castro Cavalheiro
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1 QUÍMICA Transformações Químicas e Energia Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, - Parte 3 Prof ª. Giselle Blois

2 A pilha pode ser construída com vários metais, logo cada pilha oferece uma diferente voltagem, força eletromotriz (fem) ou diferença de potencial (ddp). Fatores que influem nessa diferença: - A natureza dos metais formadores das pilhas; - As concentrações das soluções empregadas; - A temperatura da pilha.

3 - Natureza: quanto maior for a tendência do metal do anodo em doar elétrons e o do catodo em receber esses elétrons, maior será a diferença de potencial exibida pela pilha. - Concentração: 1 mol/l é a concentração padrão de qualquer meia-célula. - Temperatura: 25 C é a temperatura padrão de qualquer meia-célula. * Pressão = 1 atm.

4 OBS: é impossível medir o potencial absoluto do eletrodo de qualquer metal, então é necessário a escolha arbitrária de um padrão que recebe um valor também arbitrário. Dessa forma, escolheu-se como eletrodo padrão o de hidrogênio. * H + é o íon mais comum em soluções aquosas por se formar pela dissociação da água. H 2 O H + + OH -

5 Na prática, usa-se uma placa de platina esponjosa que tem a propriedade de reter o gás hidrogênio, uma vez que a platina funciona apenas como um suporte inerte. Reação do eletrodo de hidrogênio: H 2 + 2e - 2H + - C = 1 M; - T = 25 C; - P = 1 atm * E = 0

6 Confrontando o hidrogênio com os outros metais e, também, com os ametais, pode-se organizar uma tabela dos seus potenciais padrão de eletrodo. * IMPORTANTE: se multiplicarmos as semirreações por qualquer número, os valores de E não se alteram.

7 Fonte: Educação Globo.

8 O uso da tabela nos permite: - Calcular a diferença de potencial das pilhas; - Prever a espontaneidade das reações de oxirredução.

9 Na tabela, os elementos (ou substâncias) que estão mais acima funcionam como redutores em relação aos elementos (ou substâncias) que estão mais abaixo, que funcionam como oxidantes. ΔE = E oxidante E redutor

10 Exemplo: Pilha de Daniell Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 Sofre oxidação: Zn 0 Sofre redução: Cu 2+ Agente oxidante: Cu 2+ Agente redutor: Zn 0

11 Semirreação de redução: Cu e - Cu 0 E = + 0,34V Semirreação de oxidação: Zn 0 Zn e - E = + 0,76V OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), recomenda escrever todas as equações no sentido da redução.

12 Fonte: Educação Globo.

13 Semirreação de redução: Cu e - Cu 0 E = + 0,34V Semirreação de oxidação: Zn 0 Zn e - E = + 0,76V OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), recomenda escrever todas as equações no sentido da redução.

14 Logo: Cu e - Cu 0 E = + 0,34V Zn e - Zn 0 E = - 0,76V Agente oxidante: Cu 2+ Agente redutor: Zn 0 É espontâneo ΔE = E oxidante E redutor ΔE = + 0,34 (- 0,76) ΔE = + 0,34 + 0,76 ΔE = + 1,10V

15 Previsão da espontaneidade: Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela age como redutor em relação aos que estão mais abaixo.

16 Exemplos: Reações de deslocamento entre metais: 3 Mg + Cr 2 (SO 4 ) 3 3 MgSO Cr Fe + CuCl 2 Sn + 2 AgNO 3 Hg + Al 2 (SO 4 ) 3 FeCl 2 + Cu Sn(NO 3 ) Ag não reage

17 Fonte: Educação Globo.

18 Reações de metais com ácidos: Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 Fe + 2 HCl FeCl 2 + H 2 Cu + HCl não reage

19 Fonte: Educação Globo.

20 Reações de deslocamento entre ametais: Na 2 S + Br 2 S + 2 NaBr 2 KI + Cl 2 I KCl NaF + Cl 2 não reage

21 Exercício: 1. Das equações abaixo, aponte a espontânea e a nãoespontânea: a) Pb + CuSO 4 PbSO 4 + Cu b) Sn 4+ + Hg Sn 2+ + Hg 2+

22 a) Pb + CuSO 4 PbSO 4 + Cu Sofre oxidação: Pb 0 Sofre redução: Cu 2+ Agente redutor: Pb 0 Agente oxidante: Cu 2+ É espontâneo Pb Pb e - E = - 0,13V Cu e - Cu E = + 0,34V Pb + Cu 2+ Pb 2+ + Cu ΔE = + 0,34 (- 0,13) ΔE = + 0,34 + 0,13 = + 0,47V

23 b) Sn 4+ + Hg Sn 2+ + Hg 2+ Sofre oxidação: Hg 0 Sofre redução: Sn 4+ Agente redutor: Hg 0 Agente oxidante: Sn 4+ Não é espontâneo Hg Hg e - E = + 0,85V Sn e - Sn 2+ E = + 0,15V Hg + Sn 4+ Hg 2+ + Sn 2+ ΔE = + 0,15 (+ 0,85) ΔE = + 0,15-0,85 = - 0,70V

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