Eletroquímica. Profa. Marcia Margarete Meier. Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier

Transcrição

1 Eletroquímica 1

2 Células voltaicas ou galvânica A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para executar trabalho elétrico. Células voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo. As células voltaicas são espontâneas. Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO 4, o Cu é depositado no Zn e o Zn dissolve-se formando Zn 2+. 2

3 Células voltaicas À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn 2+ e 2e -. Os elétrons fluem no sentido do anodo onde eles são usados na reação de redução. Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e que o eletrodo de Cu ganhe massa. Regras para células voltaicas: 1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação). 2. No catodo os elétrons são reagentes (redução). 3. Os elétrons não podem nadar. Ponte salina: gel contendo NaNO 3 Mantem a neutralidade das soluções e fecha o circuito. 3

4 Células voltaicas Oselétronsfluemdoanodoparaocatodo. Conseqüentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo. Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser transportados porumfioexterno.(regra3.) 4

5 Células voltaicas Visão molecular dos processos do eletrodo 5

6 Células voltaicas Visão molecular dos processos do eletrodo Considere a reação espontânea de oxi-redução entre o Zn(s) e o Cu 2+ (aq). Durante a reação, o Zn(s) é oxidado a Zn 2+ (aq) e o Cu 2+ (aq) é reduzido a Cu(s). No nível atômico, um íon de Cu 2+ (aq) entra em contanto com um átomo de Zn(s) na superfície do eletrodo. Dois elétrons são transferidos diretamente do Zn(s) (formando Zn 2+ (aq)) para o Cu 2+ (aq) (formando Cu(s)). 6

7 Células voltaicas Os ânios e os cátions movimentam-se através de uma barreira porosa ou ponte salina. Os cátions movimentam-se dentro do compartimento catódico para neutralizar o excessodeíons carregadosnegativamente(catodo:cu e - Cu,logo,ocontra-íon docuestáemexcesso). Os ânions movimentam-se dentro do compartimento anódico para neutralizar o excesso de íons de Zn 2+ formados pela oxidação. 7

8 Células voltaicas 8

9 Potencial de célula (fem) O potencial de célula, E, é a medida da capacidade que a reação química da célula tem em forçar elétrons através de um circuito. Também pode-se chamar de Força eletromotriz (FEM). E maior E menor Uma reação com muito poder de empurrar e puxar elétrons gera um alto potencial de célula (uma alta voltagem) 9

10 Potencial de célula (fem) O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo. Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo. A diferença de potencial entre o anodo e catodo: é a diferença no potencial elétrico. É medida em volts. 10

11 Potencial de célula (fem) 1 V = 1J 1C Potencial de célula: E cel é a fem de uma célula. Para soluções 1 mol/l a 25 C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da célula) é denominada E cel. 11

12 Potencial de célula (fem) Potenciais-padrão da células Existem uma infinidade de combinações de agentes redutores e agentes oxidantes que podem gerar fem. Poderia-se tabelar todos os valores de possíveis combinações de catodos/anodos. Entretanto, atribuiu-se um potencial para cada semi célula individualmente. MAS, SEMPRE A OXIDAÇÃO OCORRE JUNTO COM REDUÇÃO (DUAS SEMI REAÇÕES)???? Não é possível medir o E o de uma semireação individualmente! Mas, se considerarmos uma reação padrão com E o = 0 V, todas as demais semi reações poderão ser determinadas em relação a esta. REFERÊNCIA: semi reação de redução do H + (aq): Para o EPH (eletrodo padrão de hidrogênio), determinamos 2H + (aq, 1 mol/l) + 2e - H 2 (g, 1 atm) E o = 0 V 12

13 Potencial de célula (fem) Potenciais-padrão da célula As semi reações são tabeladas no sentido da redução. Os potenciais padrão de redução, E red são medidos em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). cátodo ânodo 13

14 Potencial de célula (fem) E o = -0,76V (equação no sentido redução) oxidação redução Reação espontânea 14

15 Fem de pilhas Potenciais-padrão de redução (semi-célula) Considere Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e -. Podemos medir o E cell em relação ao EPH (catodo): Nos processos espontâneos E o cell>0 E cell = E red (catodo) -E red (anodo) 0,76 V = 0 V -E red (anodo). Conseqüentemente, o E red (anodo) = -0,76 V. Os potenciais padrão de redução devem ser escritos como as reações de redução: Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s), E red = -0,76 V. 15

16 Potencial de célula (fem) 16

17 Potenciais-padrão de redução (semi-célula) Uma vez que o E red = -0,76 V, concluímos que a redução do Zn 2+ na presença do EPH não é espontânea. A oxidação do Zn com o EPH é espontânea. Espontaneidade de reações redox A variação do coeficiente estequiométrico não afeta o E red. Portanto, 2Zn 2+ (aq) + 4e - 2Zn(s), E red = -0,76 V. 17

18 Potencial de célula (fem) Agente oxidante mais forte Reação direta é espontânea Reação inversa é espontânea Agente redutor mais forte 18

19 Exercício: Uma célula voltaica é baseada nas duas semi-reações seguintes: Cd 2+ (aq) + 2e Cd(s) E o = -0,403 V Sn 2+ (aq) + 2e Sn(s) E o = -0,136 V Determine a) Qual semi reação ocorre no catodo e no anodo de modo que a célula seja espontânea (E 0 cel >0) b) Qual o potencial padrão da célula voltaica (espontânea) ; c) Qual a equação eletroquímica global? 19

20 DINÂMICA Você receberá uma tabela com potenciais de redução, sendo que dois elementos estarão destacados. Avalie e responda: a) Qual a ddp(diferença de potencial) da célula formada? b) Qual reação ocorre no anodo e qual ocorre no catodo? Lembre-se de inverter a equação com menor potencial de redução. c) Escreva a equação eletroquímica global (balanceie os elétrons das duas semi-reações e some-as). d) Agora, inverta a equação com maior potencial de redução. Some as equações novamente para formar a equação eletroquímica global. Ela será espontânea? 20

21 EXERCÍCIO Espontaneidade 1) Use os potenciais-padrãode redução listados, determine se as seguinte reações são espontâneas sob condições-padrão: A) Cu(s) + 2H + (aq) Cu 2+( aq) + H 2 (g) b) Cl 2 (g) + 2I - (aq) 2Cl - (aq) + I 2 (s) 21

22 Fem de pilhas Potenciais-padrão de redução (semi-célula) As reações com E red < 0 são oxidações espontâneas em relação ao EPH. Quanto maior a diferença entre os valores de E red, maior é o E cell. Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o E red (catodo) é mais positivo do que E red (anodo). Lembre-se 22

23 Espontaneidade de reações redox Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o E red (catodo) é mais positivo do que o E red (anodo) uma vez que Um E positivo indica um processo espontâneo (célula galvânica). Um E negativo indica um processo não-espontâneo. 23

24 Diagramas de células A pilha formada pelo eletrodo Zn Zn 2+ (aq)(1m) e Cu Cu 2+ (aq)(1m) tem a representação: Zn(s) Zn 2+ (aq) (1M) Cu 2+ (aq) (1M) Cu(s) Anodo Catodo O símbolo representa as interfaces ou junções. Nesta representação, o ânodo é colocado à esquerda. Quando existe ponte salina, tem-se o símbolo. É mostrada a seguir a fórmula completa do soluto em cada compartimento incluindo a concentração: Zn(s) ZnSO 4 (aq) (1M) CuSO 4 (aq) (1M) Cu(s) 24

25 Diagramas de células Quando existe um metal inerte)como eletrodo, escreve-se este como componente externo: Exemplo: Eletrodo de hidrogênio com platina (Pt): H + (aq) H 2 (g) Pt(s) Catodo Redução ocorre no cátodo, platina é representada na extremidade direita do diagrama da célula. Ou Pt(s) H 2 (g) H + (aq) Anodo Oxidação ocorre no anodo, platina é representada na extremidade esquerda do diagrama da célula. 25

26 Diagramas de células Exercite Diagrama de célula: 1) Represente o diagrama de uma célula da reação que ocorre entre ferro metálico em presença de solução de íons prata. 2) a)a reação a seguir é espontânea? Pt H (g) H (aq) Zn (aq) Zn(s) Lembrando que E o red Zn2+/Zn = -0,76 V b) Como torná-la espontânea? 26

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