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2 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES Equações de Oxi-Redução contendo íons: Balancear a equação:

3 Semi-Reações Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução: Maneira conceitual de representação pois não há elétrons livres; Espécie oxidada e reduzida formam o par redox Mg 2+ /Mg

4 Semi-Reações de Oxidação e Redução Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito da flecha. Par redox: Mg 2+ /Mg Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado esquerdo da flecha. Par redox: O 2 /O 2- Semi-reações somadas expressam a reação redox completa.

5 Os metais, em forma elementar ou reduzida, têm uma maior predisposição em ceder elétrons (oxidação) para outras espécies químicas que ao recebê-los se reduzem. Os metais nesta forma elementar atuam como agentes redutores, pois induzem outras espécies químicas a se reduzirem. Os metais em suas formas catiônicas ou formas já oxidadas, pelo fato de terem cedido elétrons e ficado com carga positiva, tem mais tendência a receberem elétrons (redução) e atuarem como agentes oxidantes, ao induzirem que outras espécies químicas se oxidem e cedam elétrons para eles.

6 Série de reatividade dos metais. Aumento do poder como agente redutor (Oxidação)

7 ELETROQUÍMICA Reações Espontâneas Conversão de energia química em energia elétrica Pilhas e Baterias Reações Não - Espontâneas Conversão de energia elétrica em energia química Eletrólise

8 Células Eletroquímicas Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química espontânea ou usada para forçar uma reação química não espontânea. Células Galvânicas ou Voltaicas São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para produção de corrente elétrica.

9 Células Galvânicas Estrutura Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula; Ânodo(-): Eletrodo onde ocorre a oxidação Elétrons entram na solução. Cátodo (+): Eletrodo onde ocorre a redução Elétrons saem da solução. Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução

10 Células Galvânicas

11 Pilhas ou Baterias Células galvânicas em série onde a corrente produzida (voltagem) é a soma das correntes(voltagem) de cada célula galvânica. Alessandro Volta (1800) 1ª Pilha Elétrica Discos de Cu e Zn embebidos em H 2 SO 4

12 Soluções Ácidas Liberação de Gases tóxicos 1836 John Daniell Célula de Daniell ou Pilha de Daniell Utilização de sais substituindo os ácidos Reação redox Zn(s) + Cu 2+ Zn 2+ + Cu(s) é espontânea

13 Pilha de Daniell Tempo Tempo

14 Pilha de Daniell Semi-Reações Zn - Semi-reação de oxidação: Znº Zn e - Cu Semi-reação de redução: Cu e - Cuº Reação Global: Znº + Cu 2+ Zn 2+ + Cuº

15 Pilha de Daniell Montagem e Funcionamento Porcelana porosa Passagem dos íons Zn 2+ e SO 4 2-

16 Pilha de Daniell Após tempo de funcionamento Reação até o términos dos reagentes Reação reversível Equilíbrio: V = 0

17 Pilha de Daniell Ponte Salina A função da ponte salina é permitir a movimentação de íons de um copo para outro (nos dois sentidos).

18 Notação para as células Representa o que ocorre nos dois eletrodos Diagrama de célula Pilha de Daniell Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Quando houver ponte salina Pilha de Daniel Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s)

19 O eletrodo de Hidrogênio Eletrodo Padrão de Hidrogênio Nem todas as reações envolvem um sólido redutor Condutor metálico inerte para fornecer ou remover elétrons Pt mais utilizada Potencial de Eletrodo = Zero Potencial dos demais eletrodos referência Representação Pt(s) H 2 (g) H + (aq)

20 Potencial de Célula (E) e a Energia Livre G n = número de mols de elétrons G =-nfe onde: F = constante de Faraday (9, C.mol -1 ) E = potencial da célula (V) Conversão 1V.C = 1J Unidade de G

21 Energia Livre Gº n = número de mols de elétrons Gº =-nfeº onde: F = constante de Faraday (9, C.mol -1 ) Eº = potencial-padrão da célula (V) Conversão 1V.C = 1J Unidade de Gº

22 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos. Eº = Eº(cátodo) Eº(ânodo) Ex: Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Eº = Eº (Cu 2+, Cu)- Eº(Zn 2+, Zn)

23 Potencial Padrão de Oxidação e Redução Diferença entre os potenciais medidos entre o EPH e o eletrodo metálico. Tendo como referência os potenciais de redução Valores positivos Energia Livre Negativa Adquire elétrons Agente Oxidante Valores Negativos Energia Livre Positiva Cede Elétrons Agente Redutor

24 Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

25 Importância Reação Al(s)+ HNO 3 Al 2 O 3 Camada protetora Inibe novas reações Passivação. Deposição de Zn e Cr sobre Fe Inibem a oxidação do Fe

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