Reacções de Oxidação-Redução

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1 Reacções de Oxidação-Redução Há transferência de electrões entre espécies reagentes, com variação do número de oxidação de elementos dessas espécies. Regras simples para determinar o número de oxidação formal: Número de oxidação de um elemento livre é zero (0) Número de oxidação do Oxigénio é geralmente -2. Excepções: O 2 molecular (zero) e peróxidos (-1) Número de oxidação do Hidrogénio é geralmente 1. Excepções: H 2 molecular (zero) e hidretos metálicos (-1) Molécula Neutra: A soma dos números de oxidação dos elementos constituintes é zero Ião Monoatómico: O número de oxidação do ião é igual à sua carga Iã P li ó i Ião Poliatómico: A soma dos números de oxidação dos elementos constituintes do ião é igual à carga do ião

2 Oxidação de uma espécie: Perda de electrões, com consequente aumento do número de oxidação de um elemento da espécie Redução de uma espécie: Ganho de electrões, com consequente redução do número de oxidação de um elemento da espécie 4 6 Ex: H 2 SO 3 H 2 O I 2 H 2 SO 4 2 HI 0-1 Oxidante: Espécie com grande afinidade electrónica, que causa a oxidação de outras, reduzindo-se Redutor: Espécie que tende a fornecer electrões a outras, reduzindo-as, sendo ela própria p oxidada

3 ELECTROQUÍMICA Barra de Zn mergulhada numa Na interface barra/solução: solução de ZnSO 4 1) Alguns átomos de Zn da barra oxidam-se: Zn(s) Zn 2 (aq) 2e - Barra de Zn A solução adquire carga A barra adquire carga [Oxidação com dissolução] 2) Alguns iões Zn 2 da solução encontram posições na rede e reduzem-se: Zn 2 (aq) 2e - Zn(s) Solução Carga da barra é consumida de ZnSO 4 Carga SO 2- Zn da solução é consumida 2 4 [Redução com deposição] No equilíbrio: os dois processos ocorrem com velocidades iguais: Zn 2 (aq) 2e - Zn(s) Mas a barra metálica adquiriu uma carga : se o processo dominante foi a redução se o processo dominante foi a oxidação (Por convenção as reacções escrevem-se sob a forma de redução) O equilíbrio é caracterizado pelo potencial de redução do metal

4 Barra de Cu mergulhada numa solução de CuSO 4 Ocorrem os mesmos processos: 1) Oxidação com dissolução Cu(s) Cu 2 (aq) 2e - 2) Redução com deposição Cu 2 (aq) 2e - Cu(s) Solução de CuSO 4 SO 4 2- Cu2 Barra de Cu No equilíbrio: os dois processos ocorrem com velocidades iguais: Cu 2 (aq) 2e - Cu(s) O equilíbrio é caracterizado pelo potencial de redução do metal, determinado pelo processo dominante Diferença em relação ao eléctrodo de Zn: O potencial de eléctrodo é diferente: será mais elevado porque a tendência do cobre para se reduzir (electronegatividade, χ) é maior.

5 Ligando os dois eléctrodos por um fio condutor Zn 2 SO 2- C 2 4 SO 4 2- Cu 2 Zn 2 (aq) 2e - Zn(s) Cu 2 (aq) 2e - Cu(s) Haverá perturbação dos dois equilíbrios O metal com maior χ terá potencial de eléctrodo mais elevado Reacção global da célula electroquímica: Zn (s) Cu 2 (aq) Zn 2 (aq) Cu(s)

6 Célula Electroquímica Oxidação Zn(s) Zn 2 2e - Ânodo e - C Voltímetro Ponte salina A - e - Redução Cu 2 2e - Cu(s) Cátodo Reacção global da célula electroquímica: Zn (s) Cu 2 (aq) Zn 2 (aq) Cu(s) (Pilha de Daniel) Tipos de Células l Electroquímicas Células Galvânicas ou Pilhas Produzem energia eléctrica Células Electrolíticas Consomem energia eléctrica. Exemplo.

7 Exemplos de Reacções Catódicas (reduções): Cu 2 (aq) 2e - Cu(s) 2H (aq) 2e - H 2 (g) Fe 3 (aq) e - O 2 (g) 4H 4e - Fe 2 (aq) 2H 2 O(l) Exemplos de Reacções Anódicas (oxidações): Zn(s) Zn 2 (aq) 2e - Fe 2 (aq) Fe 3 (aq) e - 2 Cl - (aq) Cl 2 (g) 2e - 2 H 2 O(l) O 2 (g) 4 H 4e -

8 ELÉCTRODO PADRÃO DE HIDROGÉNIO H 2, P=1 atm Temperatura = 298 K Fio de Pt Pt coberta por Pt porosa H 2 SO 4 diluído [H ] = 1 mol dm -3 H (aq) e - 1/2 H E 0 = 0 V 2 (g) H /H 2 Convenções em Electroquímica

9 Série Electroquímica dos Pares Redox mais comuns a 25 ºC Ten ndência par ra se reduzi irem (pode er oxidante) Reacção de Redução E 0 (V) Li e - Li K e - K Ca 2 2e - Li Zn 2 2e - Zn Cr 3 3e - Cr Fe 2 2e - Fe Sn 2 2e - Sn Cu 2 2e - Cu O 2 2 H 2 O 4e - 4 OH Cu e - Cu Ag e - Ag Pt 2 2e - Pt 1.20 O 4H 4e - 2 2H 2 O Au e - Au 1.68

10 Equação de Nernst: E = E RT 0 n F ln Q = E 0 n Aplicações: (a 298 K) Zn 2 (aq) 2e - Q = 1 [Zn 2 ] Zn(s) n=2 E = E 0 Zn 2 /Zn Zn 2 /Zn 2 log Q 1 log [Zn 2 ] Fe 3 (aq) e - Fe 2 (aq) Q = [Fe 2 ] [Fe 3 ] n=1 E = E 0 Fe 3 /Fe 2 Fe 3 /Fe [Fe log 2 ] [Fe 3 ] H (aq) e - 1/2 H 2 (g) Q= (PH 2) 1/ E = E 0 log (PH 2) 1/2 n=1 [H H /H 2 H ] /H 2 1 [H ] O 2 (g) 4 H (aq) 4e - 2 H 2 O (l) 1 Q = n=4 E = E 0 PO 2 [H ] 4 O 2 /H 2 O O 2 /H 2 O log 1 PO 2 [H ] 4

11 1. Pilhas de Composição Tipos de Células Galvânicas ou Pilhas (Eléctrodos com diferente composição química) Ex: Pilha de Daniel

12 2. Pilhas de Concentração (Eléctrodos com a mesma composição química, mas diferentes concentrações das espécies em solução) Ex: Cu(s) Cu 2 (10-3 M) Cu 2 (10-1 M) Cu(s) f.e.m. = E dir E esq = = E 0 Cu 2 /Cu 2 = log log E Cu 2 /Cu = 2 2 = V 1 log 10-3 Ânodo: eléctrodo onde a concentração da forma oxidada é menor

13 3. Pilhas de Deformação (micropilhas) Zonas anódicas: Zonas onde os átomos estão menos estabilizados (com maior energia) e portanto mais fáceis de oxidar: com menor potencial de redução: - Defeitos estruturais; - Lacunas; limites de gão; - Zonas deformadas a frio

14 Sumário 18 Reacções em Solução Aquosa e em Meios Heterogéneos Reacções de Oxidação-Redução - Número de Oxidação - Regras para a determinação do número de oxidação formal - Oxidação e Redução, Oxidante e Redutor Reacções Electroquímicas Células Electroquímicas - Potencial de Eléctrodo - Equações parciais de eléctrodo - Equação global da célula - Tipos de Células Electroquímicas Convenções electroquímicas. Representação de uma pilha Força electromotriz Eléctrodo padrão de Hidrogénio

15 Sumário 18 Cont. Série Electroquímica dos Metais Equação de Nernst. Aplicações Tipos de células galvânicas - de composição - de concentração - de deformação ou micropilhas

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