Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio

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1 Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio Referência: BROWN, THEODORE L.; LEMAY JR., H. EUGENE; BURSTEN, BRUCE E.; BURDGE, JULIA R.. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, páginas

2 Eletroquímica A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações química. A abordagem de eletroquímica fornece uma visão de tópicos diversos como a fabricação de baterias, espontaneidade de reações, corrosão de materiais e galvanização elétrica. Reações de oxirredução Células voltáicas fem ou voltagem Potencial dos eletrodos Equação de Nernst Corrosão Célula eletrolíticas 2

3 3

4 Reações de oxirredução Podemos determinar se uma reação é de oxirredução obtendo informações relativas ao número de oxidação (NOX) Se houver variação do NOX dos elementos entre produtos e reagentes, então a reação será de oxirredução. 4

5 Número de oxidação ou estado de oxidação Utiliza-se as seguintes regras para assinalar números de oxidação: 1 Para um átomo na sua forma elementar o número de oxidação é sempre zero. 2 Para qualquer íon monoatômico o número de oxidação é igual à carga do íon. 3 Geralmente os não-metais têm número de oxidação negativo, apesar de algumas vezes serem positivos: a) O número de oxidação do oxigênio normalmente é -2 tanto em compostos iônicos quanto moleculares. b) O número de oxidação do hidrogênio é +1 quando ligado a nãometais e -1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do flúor é - 1, assim como os compostos binários da família 7ª. 5

6 Número de oxidação ou estado de oxidação 4 A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um composto neutro é zero. A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é igual à carga do íon. QUESTÃO 01: Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos seguintes itens: a) H 2 S b) S 8 c) SCl 2 d) Na 2 SO 3 e) SO 4 2- Referência: BROWN, THEODORE L.; LEMAY JR., H. EUGENE; BURSTEN, BRUCE E.; BURDGE, JULIA R.. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, páginas 116,

7 Reações de oxirredução Se houver variação do NOX dos elementos entre produtos e reagentes, então a reação será de oxirredução. Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g)

8 Balanceamento de equações de oxirredução Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente no início da reação deve estar presente no final. Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma reação química. MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução. As semi-reações para Sn 2+ (aq) + 2Fe 3+ (aq) Sn 4+ (aq) + 2Fe 2+ (aq) são Sn 2+ (aq) Sn 4+ (aq) +2e - 2Fe 3+ (aq) + 2e - 2Fe 2+ (aq) Oxidação: os elétrons são produtos. Redução: os elétrons são reagentes. 8

9 Balanceamento de equações de oxirredução Balanceamento em meio ácido Escreva as duas semi-reações. 2. Faça o balanceamento de cada semi-reação: a. Primeiro com elementos diferentes de H e O. b. Depois faça o balanceamento do O adicionando água. c. Depois faça o balanceamento do H adicionando H +. d. Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionando elétrons. 3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons seja igual. 4. Adicione as reações e simplifique. 5. Confira! Questão 02: Faça o balanceamento das seguinte reação pelo método das semireações em meio ácido: MnO 4- (aq) + C 2 O 4 2- (aq) Mn 2+ (aq) + CO 2 (g) 9

10 Balanceamento de equações de oxirredução Balanceamento em meio básico As semi-reações podem ser balanceadas inicialmente como se ocorressem em meio ácido. Os íons H + podem, então, ser neutralizados ao se adicionar um número igual de íons OH - em ambos os lados da equação e cancelando, quando apropriado, as molécula de água resultantes. Questão 03: Faça o balanceamento das seguinte reação pelo método das semireações em meio básico: CN - (aq) + MnO 4- (aq) CNO - (aq) + MnO 2 (s) 10

11 11

12 Célula voltaica A energia liberada em uma reação de oxirredução 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. Zn (s) + Cu 2+ Zn 2+ (aq) + Cu (s) 12

13 Célula voltaica QUESTÃO 04: a) Qual a semi-reação para o catodo e anodo? b) Qual a composição de cada um dos eletrodos? c) Qual a função da barreira porosa ou salina? Zn (s) + Cu 2+ Zn 2+ (aq) + Cu (s) Mais detalhes sobre a montagem de uma pilha: 1. HIOKA, N. et al. Pilhas de Cu/Mg constuídas com materiais de fácil obtenção, n. 11, maio HIOKA, N. et al. Experimentos sobre pilhas e a composição dos solos, n. 8, novembro

14 Célula voltaica 14

15 15

16 Fem de pilhas 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 potencial: é a diferença no potencial elétrico. É medida em volts. A força eletromotriz (fem) é a força necessária para empurrar os elétrons através do circuito externo. 16

17 Potencial padrão de redução (semi-células) O potencial padrão de redução é uma medida arbitrária e relativa, nesse caso ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). Para soluções 1 mol/l a 25 C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da célula) é denominada E cel. 2H + (aq, 1 mol/l) + 2e - H 2 (g, 1 atm) E red = 0 17

18 Potencial padrão de redução (semi-células) Qual é o Eº red para o Zn? Qual é o Eº oxid para o Zn? 18

19 Potencial padrão de redução (semi-células) 19

20 Eº red (V) Potencial padrão de redução (semi-células) QUESTÃO 05: Para a célula voltaica Zn-Cu 2+, temos: Mais positivo Zn(s) + Cu 2+ (aq, 1 mol/l) Zn 2+ (aq, 1 mol/l) + Cu(s) +0,34 Catodo (redução) Cu e Cu Eº cel = 1,10 V Conhecendo o potencial padrão de redução de Zn 2+, -0,76 V, calcule o Eº red para a redução do Cu 2+ a Cu. -0,76 Eº cel Anodo (oxidação) = (+0,34) (-0,76) = 1,10 V Zn Zn e Mais negativo 20

21 Potencial padrão de redução (semi-células) QUESTÃO 06: Uma célula voltaica é baseada nas duas semi-reações seguintes: Cd 2+ (aq) + 2e Cd (s) Sn 2+ (aq) + 2e Sn (s) Usando os dados da tabela de potenciais-padrão de redução determine: a) As semi-reações que ocorrem no anodo e no catodo. b) O potencial padrão da célula (Eº cel ). 21

22 Eº red (V) Agentes oxidantes e redutores Mais positivo Catodo (1) (redução) Catodo (2) (redução) Ao reduzir, o catodo induz a oxidação. Portanto, no catodo, encontra-se o agente oxidante. Ao oxidar, o anodo induz a redução. Portanto, no anodo, encontra-se o agente redutor. Eº cel (1) Eº cel (2) Quanto maior o Eº cel maior a espontaneidade da reação de oxirredução. Anodo (oxidação) Mais negativo 22

23 Agentes oxidantes e redutores Agentes oxidantes mais utilizados: halogênios, O 2, e os oxiânions, como MnO 4-, Cr 2 O 2-7 e NO 3-. Você já teve catapora? Os agentes redutores comumente utilizados incluem H 2 e os metais ativos (família 1A e 2A) 23

24 Agentes oxidantes e redutores QUESTÃO 07: Usando a tabela de potenciaispadrão de redução, coloque os seguintes íons em ordem crescente de força como agentes oxidantes: NO 3- (aq), Ag + (aq), Cr 2 O 7 2- (aq) QUESTÃO 08: Usando a tabela de potenciaispadrão de redução, coloque os seguintes íons em ordem crescente de força como agentes redutores: I - (aq), Fe(s), Al(s) 24

25 25

26 Eº red (V) Espontaneidade de reações redox Toda reação redox pode ser vista como um célula voltaica, portanto: Eº = Eº(processo de redução) - Eº (processo de oxidação) Eº > 0 processo espontâneo Eº < 0 processo não espontâneo Mais positivo Catodo (1) (redução) Anodo (2) (oxidação) Eº > 0 Eº cel < 0 Anodo (1) (oxidação) Catodo (2) (redução) Mais negativo 26

27 Espontaneidade de reações redox A variação da energia livre de Gibbs, ΔG, é uma medida da espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constante. Uma vez que a fem, E, de uma reação redox indica se a reação é espontânea, a fem e a variação de energia livre podem ser descritas como: n» é um número positivo sem unidade que representa o número de elétrons transferidos na reação F» é chamada constante de Faraday; é a grandeza de carga elétrica em 1 mol de elétrons (1F = C.mol -1 ) ou (1F = J.V -1.mol -1 ) ΔG = -nfe 27

28 Espontaneidade de reações redox EXEMPLO 01: Vamos utilizar os potenciais-padrão de redução para calcula Eº e ΔGº da seguinte equação: 4Ag(s) + O 2 (g) + 4H + (aq) 4Ag + + 2H 2 O(l) Primerio calculamos Eº a partir de Eº red de cada uma das semi reações da equação dada: Redução: O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e 2H 2 O(l) Oxidação: 4Ag(s) 4Ag + + 4e Eº red = 1,23 V Eº red = 0,80 V Então: Eº = (+1,23 V) (+0,80 V) Eº = 0,43 V As semi-reações mostram a transferência de quatro elétrons. Portanto, para essa reação, n = 4. ΔGº = nfeº ΔGº = (4).( JV -1 mol -1 ).(0,43 V) ΔGº = 170 kj.mol -1 QUESTÃO 09: Se a equação em questão fosse: 2Ag(s) + 1/2O 2 (g) + 2H + (aq) 2Ag + + H 2 O(l) Qual seria o valor de ΔGº? Qual a sua conclusão? 28

29 Efeito da concentração na fem da pilha Uma pilha descarrega a uma tensão constante? NÃO Que fator não permite a descarga a tensão constante a uma dada temperatura? CONCENTRAÇÃO Exemplo de uma curva de descarga de uma pilha comercial, utilizando condições galvanostáticas (corrente constante igual a 10 ma) Fonte: Quim. Nova, Vol. 30, No. 4, ,

30 Equação de Nernst A dependência da fem da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da dependência da variação da energa livre com a concentração: G Onde: G RT lnq Q» é o quociente da reação [oxidado]/[reduzido] R» é a constante dos gases ideais (R = 8,31451 J.K -1.mol -1 ) Fazendo ΔG = nfe: nfe nfe RT lnq A resolução da equação para E: E E RT nf lnq Resolvendo as constantes para um temperatura de 298 K e mudando de logaritmo natura para log na base 10 T» é a temperatura E E V n [ produto] log [ reagente ] 30

31 Efeito da concentração na fem da pilha EXEMPLO 02: Calculando a fem a 298 K para reação que seguem quando [Cr 2 O 7 2- ] = 2,0 mol/l, [H + ] e [I - ] = 1,0 mol/l e [Cr 3+ ] = 1,0 x 10-5 mol/l. Cr 2 O 7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6I - (aq) 2Cr 3+ (aq) +I 2 (s) + 7H 2 O(l) Sendo 2 [ 3 Cr ] Q 2 [ Cr2O 7 ][ H ] Q : 5 ( ) 14 6 [2,0][1,0] [1,0] 14 [ 6 I ] 11 5,0.10 Seja: Eº = +0,79 V n = 6 Então : E 0,79V E 0,79V 0,0592V 11 log(5,0.10 ) 6 0,10V 0,89V 31

32 Efeito da concentração na fem da pilha QUESTÃO 10: Aplique a equação de Nernst para cada uma das reações fazendo variar a concentração para as temperatura de 298, 280 e 330 K e construa um gráfico simulando o descarregamento de uma pilha nas dadas condições. 32

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