APLICAÇÕES DOS POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Tamanho: px
Começar a partir da página:

Download "APLICAÇÕES DOS POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO"

Transcrição

1 APLICAÇÕES DOS POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO POTENCIAL TERMODINÂMICO! definido como o potencial do catodo menos o potencial do anodo (semi-reações escritas como redução; despreza queda ôhmica e potencial de junção) E cel = E catodo E anodo

2 EXEMPLO Calcule o potencial termodinâmico da célula: Cu Cu (0,0200 M) Ag + (0,0200 M) Ag Obs. por convenção, o anodo está sempre do lado esquerdo; semi-reações devem ser escritas como redução!!! Ag + + e- D Ag (s), Cu + 2e- D Cu (s), E 0 = 0,799 V CATODO E 0 = 0,337 V ANODO E CATODO = E 0 0,0592 log (1/[Ag + ]) = 0,799 0,0592 log (1/0,0200) = 0,6984 V E AnODO = E 0 0,0592/2 log (1/[Cu ]) = 0,337 0,0592/2 log (1/0,0200) = 0,2867 V E cel = E catodo E anodo = 0,6984 0,2867 = + 0,412 V célula galvânica Skoog Ex. 16-1

3 Skoog Ex EXEMPLO, cont. Calcule o potencial termodinâmico da célula: Ag Ag + (0,0200 M) Cu (0,0200 M) Cu Obs. Ag agora é anodo = lado esquerdo Ag + + e- D Ag (s), Cu + 2e- D Cu (s), E 0 = 0,799 V ANODO E 0 = 0,337 V CATODO E ANODO = E 0 0,0592 log (1/[Ag + ]) = 0,799 0,0592 log (1/0,0200) = 0,6984 V E CATODO = E 0 0,0592/2 log (1/[Cu ]) = 0,337 0,0592/2 log (1/0,0200) = 0,2867 V E cel = E catodo E anodo = 0,2867 0,6984 = - 0,412 V célula eletrolítica

4 EXEMPLO Calcule o potencial termodinâmico da célula e indique se é galvânica ou eletrolítica Pt UO 2 (0,0150 M),U 4+ (0,0200 M),H + (0,0300 M) Fe (0,0100 M),Fe 3+ (0,0250 M) Pt UO 2 + 4H + + 2e- D U H 2 O, Fe 3+ + e- D Fe, E 0 = 0,334 V ANODO E 0 = 0,771 V CATODO E ANODO = E 0 0,0592/2 log ([U 4+ ]/[UO 2 ]/[H+] 4 ) = 0,334 0,0592/2 log {0,0200/(0,0150 (0,0300) 4 )} = 0,1204 V E CATODO = E 0 0,0592 log ([Fe ]/[Fe 3+ ]) = 0,771 0,0592 log (0,0100/0,0250) = 0,7946 V E cel = E catodo E anodo = 0,7946 0,1204 = + 0,674 V (cel. galvânica) Skoog Ex. 16-3

5 EXEMPLO Calcule o potencial teórico para a célula esquematizada abaixo C HCl = 0,0200 M p H2 = 0,800 atm Ag AgCl(sat),HCl(0,0200M),H 2 (0,800atm) Pt Obs. não há junção líquida ANODO (diagrama define Ag como anodo) AgCl(s) + e- D Ag(s) + Cl -, E 0 = 0,222 V CATODO 2H + + 2e- D H 2 (g), E 0 = 0,00 V E ANODO = E 0 0,0592 log [Cl - ] = 0,222 0,0592 log(0,0200) = 0,3226 V E CATODO = E 0 0,0592/2 log (p H2 /[H + ] 2 ) = 0,00 0,0592/2 log {0,800/(0,0200) 2 } = -0,0977 V E cel = E catodo E anodo = -0,0977 0,3226 = - 0,420 V (cel. eletrolítica) reação espontânea é a inversa Skoog Ex. 16-4, Fig. 16-2

6 Skoog Ex EXEMPLO Calcule o potencial necessário para iniciar a deposição de cobre de uma solução 0,010 M em CuSO 4 que contém H 2 SO 4 suficiente para dar um ph de 4,00.! deposição do cobre ocorre no catodo! no sistema em estudo não existe nenhuma espécie mais facilmente oxidável que a água; portanto, oxigênio vai ser liberado no anodo Cu + 2e- D Cu(s) O 2 (g) + 4H + + 4e- D 2H 2 O E 0 = +0,337 V E 0 = +1,229 V E = E 0 0,0592/2 log (1/[Cu ]) E = E 0 0,0592/4 log {1/(pO 2 [H + ] 4 )}

7 EXEMPLO, cont. Cu + 2e- D Cu(s) E 0 = +0,337 V O 2 (g) + 4H + + 4e- D 2H 2 O E 0 = +1,229 V E = E 0 0,0592/2 log (1/[Cu ]) = 0,337 0,0592/2 log (1/0,01) = +0,278 V! se O 2 é liberado do anodo a 1 atm, o potencial do anodo é: E = E 0 0,0592/4 log {1/(pO 2 [H + ] 4 )} = 1,229 0,0592/4 log {1/(1 (1 x 10-4 ) 4 } = +0,9992 V Ecel = Ecatodo Eanodo = 0,278 0,9992 = -0,714 V (cel. eletrolítica) portanto, para iniciar a deposição de cobre no catodo segundo a reação: 2Cu + 2H 2 O D Cu(s) + O 2 (g) + 4H + é necessário aplicar um potencial maior (mais negativo) que -0,714 V Skoog Ex. 16-6

8 EXEMPLO Calcule o potencial da célula : Zn ZnSO 4 (y M), PbSO 4 (sat) Pb usando a) concentrações e b) atividades, para y = 5,00 x 10-4 ; 2,00 x 10-3 ; 1,00 x 10-2 ; 2,00 x 10-2 e 5,00 x 10-2 M. Zn + 2e- D Zn (s), PbSO 4 + 2e- D Pb(s) + SO 2-4, E 0 = -0,763 V E 0 = -0,350 V a) Usando concentrações, para y = 5,00 x 10-4 M: E ANODO = E 0 0,0592/2 log (1/[Zn ]) = -0,763 0,0592/2 log(1/5,00 x 10-4 ) = -0,860 V E CATODO = E 0 0,0592/2 log [SO 4 2- ] = -0,350 0,0592/2 log (5,00 x 10-4 ) = -0,252 V Ecel = -0,252 (-0,860) = +0,608 V exercício: calcular Ecel para outras concentrações

9 COEFICIENTES DE ATIVIDADE equação de Debye-Hückel coeficiente de atividade -log γ x = carga do íon x 0,51 z x 2 I 1 + 3,3 α x I I = 1/2 Σ {(z i ) 2 [x i ] } para i íons em solução força iônica diâmetro do íon hidratado a x = γ x [x] I 0 γ x 1 a x [x] soluções diluídas Skoog Cap 8

10 EXEMPLO, cont. Zn ZnSO 4 (y M), PbSO 4 (sat) Pb Zn + 2e- D Zn (s), PbSO 4 + 2e- D Pb(s) + SO 2-4, E 0 = -0,763 V E 0 = -0,350 V b) Usando atividades, para y = 5,00 x 10-4 M: calcular força iônica: I = ½ (5,00 x 10-4 x ,00 x 10-4 x 2 2 ) = 2,00 x 10-3 M calcular coeficientes de atividade (α Zn = 0,6 nm; α SO42- = 0,4 nm): 0, ,00 x log γ Zn = γ Zn = 0, ,3 x 0,6 2,00 x , ,00 x log γ SO42- = γ SO42- = 0, ,3 x 0,4 2,00 x 10-3

11 EXEMPLO, cont. Zn ZnSO 4 (y M), PbSO 4 (sat) Pb Zn + 2e- D Zn (s), PbSO 4 + 2e- D Pb(s) + SO 2-4, E 0 = -0,763 V E 0 = -0,350 V b) Usando atividades, para y = 5,00 x 10-4 M: E ANODO = E 0 0,0592/2 log {1/([Zn ] γ Zn )} = -0,763 0,0592/2 log{1/(5,00 x 10-4 x 0,825)} = -0,863 V E CATODO = E 0 0,0592/2 log ([SO 2-4 ] γ SO42- ) = -0,350 0,0592/2 log (5,00 x 10-4 x 0,820) = -0,250 V Ecel = -0,250 (-0,863) = +0,613 V exercício: calcular Ecel para outras concentrações, usando atividades

12 EXEMPLO, cont. C ZnSO4, M 5,00 x ,00 x ,01 0,02 0,05 FORÇA IÔNICA, M 2,00 x ,00 x ,04 0,08 0,20 E usando conc, V 0,608 0,573 0,531 0,513 0,490 E usando ativ, V 0,613 0,582 0,550 0,537 0,521! desconsiderando os coeficientes de atividade causa erros no potencial calculado! efeito é mais pronunciado com o aumento da força iônica Emedido, V 0,611 0,583 0,553 0,542 0,529! potenciais calculados com atividades estão mais de acordo com os valores experimentais medidos Skoog Tab. 16-1

13 DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DOS POTENCIAIS PADRÃO ELETRODOS HIPOTÉTICOS:! preparo de soluções com atividade 1 é desconhecido! teoria de Debye-Hückel não é válida para soluções concentradas; coeficiente de atividade (γ) não pode ser determinado! dados obtidos a baixa força iônica são extrapolados e fornecem potenciais de eletrodo compilados em tabelas eletroquímicas, nas condições teóricas definidas

14 EXEMPLO A seguinte célula foi construída e o potencial determinado experimentalmente como sendo +0,52053 V: Pt,H 2 (1,00 atm) HCl(3,215 x 10-3 M),AgCl(sat) Ag Calcule o potencial padrão de eletrodo para a semi-reação: AgCl(s) + e- D Ag(s) + Cl - ANODO: H + + e- D ½ H 2 (g) CATODO: AgCl(s) + e- D Ag(s) + Cl - E ANODO = E 0 H+ 0,0592 log {ph 2 1/2 /(C HCl γ H+ )} E CATODO = E 0 AgCl 0,0592 log ([Cl- ] γ Cl- ) Skoog Ex. 16-7

15 ANODO: H + + e- D ½ H 2 (g) EXEMPLO, cont CATODO: AgCl(s) + e- D Ag(s) + Cl - E cel = E CATODO E ANODO = E 0 AgCl 0,0592 log ([Cl- ] γ Cl- ) {E 0 H+ 0,0592 log {ph 2 1/2 /([H + ] γ H+ )}} = E 0 AgCl 0,0592 log ([Cl- ] γ Cl- ) 0,00-0,0592 log {(C HCl γ H+ )/ph 2 1/2 } E cel = E 0 AgCl 0,0592 log ([Cl- ] γ Cl- C HCl γ H+ )/ph 2 1/2 ) E cel = E 0 AgCl 0,0592 log (C2 HCl γ Cl- γ H+ )/ph 2 1/2 ) para força iônica I = 3,25 x 10-3 M, os coeficientes de atividade são: γ Cl- = 0,939 e γ H+ = 0,945 (equação de Debye-Hückel) E cel = E 0 AgCl 0,0592 log {(3,215 x 10-3 ) 2 0,939 0,945/(1,00 1/2 )} E cel = 0,52053 = E 0 AgCl log (9,17 x 10-6 ) E 0 AgCl = 0,2223 V! medidas semelhantes utilizando outras concentrações de HCl levam a um valor médio para E 0 AgCl = 0,222 V, que é o tabelado. Skoog Ex. 16-7

16 CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO DE REAÇÕES REDOX Cu(s) + 2 Ag + D Cu + 2 Ag(s) K = [Cu ] [Ag+] 2 Cu Cu (xm) Ag + (y M) Ag Ecel = E CATODO E ANODO = E Ag+ - E Cu! com o prosseguimento da reação Cu aumenta e Ag + diminui! potencial do eletrodo de cobre fica mais positivo e o da prata menos positivo! quando as concentrações atingem a situação de equilíbrio e a corrente cessa de fluir na célula; Ecel = 0

17 Cu(s) + 2 Ag + D Cu + 2 Ag(s) CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO no equilíbrio Ecel = 0; Ecel = 0 = E CATODO E ANODO = E Ag+ - E Cu portanto, E Ag+ = E Cu! no equilíbrio o potencial de todas semi-reações são idênticos, independente do número de semi-reações e se as reações são conduzidas por contato direto ou como pilha galvânica E 0 Ag+ - 0,0592/2 log (1/[Ag+ ] 2 = E 0 Cu - 0,0592/2 log(1/[cu ] 2 (E 0 Ag+ - E0 Cu ) [Cu ] = log = log K 0,0592 [Ag + ] 2 concentrações de equilíbrio

18 2 (E 0 Ag+ - E0 Cu ) = log K = 2 (0,799 0,337)/0,0592 = 15,61 EXEMPLO Calcule a constante de equilíbrio para a reação: Cu(s) + 2 Ag + D Cu + 2 Ag(s) 0,0592 K = 4,1 x Skoog Ex. 16-8

19 EXEMPLO Calcule a constante de equilíbrio para a reação: 2Fe I - D 2Fe + I 3-2Fe e- D 2Fe, E 0 = 0,771 V I e- D 3I -, E 0 = 0,536 V E Fe3+ = E 0 Fe3+ - 0,0592/2 log ([Fe ] 2 /[Fe 3+ ] 2 ) E I3- = E 0 I3- - 0,0592/2 log ([I- ] 3 /[I 3- ]) no equilíbrio: E 0 Fe3+ - 0,0592/2 log ([Fe ] 2 /[Fe 3+ ] 2 ) = E 0 I3- - 0,0592/2 log ([I- ] 3 /[I 3- ]) Skoog Ex. 16-9

20 2Fe I - D 2Fe + I 3 - EXEMPLO 2 (E 0 Fe3+ - E0 I3- ) [Fe ] 2 [I 3- ] = log = log K 0,0592 [Fe 3+ ] 2 [I - ] 3 log K = 2 (0,771 0,536) / 0,0592 K = 8,7 x 10 7 Skoog Ex. 16-9

21 EXEMPLO Calcule a constante de equilíbrio para a reação: 2MnO Mn + 2H 2 O D 5MnO 2 (s) + 4H + 2MnO H + + 6e- D 2MnO 2 (s), E 0 = +1,695 V 3MnO 2 (s) + 12 H + + 6e- D 3Mn + 6 H 2 O, E 0 = +1,23 V E MnO4- = E 0 MnO4- - 0,0592/6 log {1/([MnO 4 - ] 2 [H + ] 8 )} E MnO2 = E 0 MnO2-0,0592/6 log ([Mn ] 3 /[H + ] 12 ) no equilíbrio: E MnO4- = E MnO2 E 0 MnO4- - 0,0592/6 log {1/([MnO 4 - ] 2 [H + ] 8 )} = E 0 MnO2-0,0592/6 log ([Mn ] 3 /[H + ] 12 ) Skoog Ex. 16-9

22 2MnO Mn + 2H 2 O D 5MnO 2 (s) + 4H + EXEMPLO 6 (E 0 MnO4- - E0 MnO2 ) [H+ ] 12 = log = log K 0,0592 [MnO 4- ] 2 [H + ] 8 [Mn ] 3 log K = 6 (1,695 1,23) / 0,0592 = 47,1 K = 1 x Skoog Ex. 16-9

23 FÓRMULA GENÉRICA! Ared reage com Box para dar os produtos Aox e Bred. As semi-reações são: Ared + ae- D Aox, oxidante Bred + be- D Box, redutor log K = ab (E 0 A E0 B ) 0,0592! se a=b, então ab = n, número total de elétrons envolvidos

24 CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+! reação é rápida e reversível; portanto, o equilíbrio entre as espécies é estabelecido, para cada alíquota de titulante adicionada! durante uma titulação redox, os potenciais de eletrodo para as 2 semi-reações são sempre iguais (potencial do sistema)! se um eletrodo indicador for usado, a razão das concentrações das formas oxidada e reduzida são ajustadas de tal forma que o potencial do eletrodo também é igual ao potencial do sistema E Ce4+ = E Fe3+ = E SISTEMA = E ind

25 SHE Ce 4+, Ce 3+, Fe 3+, Fe Pt Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Fe 3+ + e- D Fe, analito titulante, Ce 4+ + e- D Ce 3+! ambas reações podem ser usadas para o cálculo do E SISTEMA! antes do p.e.: cálculo usando o analito é mais conveniente! após p.e.: cálculo usando o titulante é mais conveniente! no p.e.: [Fe ] e [Ce 4+ ] são muito pequenas E eq = E 0 Ce4+ - 0,0592 log ([Ce3+ ]/[Ce 4+ ] E eq = E 0 Fe3+ - 0,0592 log ([Fe ]/[Fe 3+ ]) [Ce 3+ ] [Fe ] 2 E eq = E 0 Ce4+ + E0 Fe3+ - 0,0592 log [Ce 4+ ] [Fe 3+ ]

26 Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+! da estequiometria da reação, no p.e.: [Ce 3+ ] = [Fe 3+ ] e [Ce 4+ ] = [Fe ] [Ce 3+ ] [Fe ] 2 E eq = E 0 Ce4+ + E0 Fe3+ - 0,0592 log [Ce 4+ ] [Fe 3+ ] [Ce 3+ ] [Ce 4+ ] 2 E eq = E 0 Ce4+ + E0 Fe3+ - 0,0592 log [Ce 4+ ] [Ce 3+ ] E eq = E 0 Ce4+ + E0 Fe3+ 2

27 Skoog Ex U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + EXEMPLO Qual a expressão para o p.e. da titulação de U 4+ 0,0500 M e Ce 4+ 0,1000 M? Ambas as soluções estão em H 2 SO 4 1 M. UO 2 + 4H + + 2e- D U H 2 O Ce 4+ + e- D Ce 3+ E 0 = +0,334 V (pot. formal) E 0 = +1,44 V (pot. formal) { E eq = E 0 UO2-0,0592/2 log {[U4+ ]/([UO 2 ] [H + ] 4 )} } x 2 E eq = E 0 Ce4+ - 0,0592 log ([Ce3+ ]/[Ce 4+ ]) [U 4+ ] [Ce 3+ ] 3 E eq = 2 E 0 UO2 + E0 Ce4+ - 0,0592 log [Ce 4+ ] [UO 2 ] [H + ] 4

28 Skoog Ex U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + EXEMPLO no p.e. (da estequiometria da reação): [Ce 3+ ] = 2 [UO 2 ] e [Ce 4+ ] = 2 [U 4+ ] [U 4+ ] [Ce 3+ ] 3 E eq = 2 E 0 UO2 + E0 Ce4+ - 0,0592 log [Ce 4+ ] [UO 2 ] [H + ] 4 2 [Ce 4+ ] [Ce 3+ ] 3 E eq = 2 E 0 UO2 + E0 Ce4+ - 0,0592 log 2 [Ce 4+ ] [Ce 3+ ] [H + ] 4 E eq = 2/3 E 0 UO2 + 1/3 E0 Ce4+ - 0,0592/3 log (1/ [H+ ] 4 )

29 CURVAS DE TITULAÇÃO: titulação de 50,00 ml de sol. Fe 0,05000 M com sol. Ce 4+ 0,1000 M em meio de H 2 SO 4 1M REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+ Fe 3+ + e- D Fe E 0 Fe3+ = 0,68 V (H 2 SO 4 1M) Ce 4+ + e- D Ce 3+ E 0 Ce4+ = 1,44 V (H 2 SO 4 1M) Fe! potencial inicial: solução não contém espécies de cério; provável presença de Fe 3+ por oxidação do Fe pelo ar, no entanto, não há informação suficiente para cálculo do potencial

30 REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+! adição de 5,00 ml de sol. Ce 4+ (antes do p.e.: [Ce 4+ ] é muito pequena; cálculo usando o par Fe 3+ /Fe é mais conveniente neste estágio da titulação) 5,00 ml x 0,100 M [Fe 3+ ] = - [Ce 4+ ] = 0,50/55,00 55,00 ml 50,00 ml x 0,0500 M 5,00 ml x 0,100 M [Fe ] = + [Ce 4+ ] 55,00 ml = 2,00/55,00 Fe

31 REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+ E = E 0 Fe3+ - 0,0592 log ([Fe ]/[Fe 3+ ]) = 0,68-0,0592 log [(2,00/55,00) / (0,50/55,00)] = 0,64 V Fe potencial não depende da diluição até que a [Ce 4+ ] não é mais desprezível Obs. se usássemos o par Ce 4+ /Ce 3+ para o cômpito do E sistema, obteríamos o mesmo resultado; no entanto, teríamos que calcular [Ce 4+ ] a partir da constante de equilíbrio

32 REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+! no p.e.: (expressão deduzida anteriormente) Fe E eq = E 0 Ce4+ + E0 Fe3+ = (1,44 + 0,68)/2 = 1,06 V 2

33 REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+! adição de 25,10 ml de sol. Ce 4+ (após p.e.: [Fe ] é muito pequena; cálculo usando o par Ce 4+ /Ce 3+ é mais conveniente Fe 25,00 ml x 0,100 M [Ce 3+ ] = - [Fe ] = 2,50/75,10 75,10 ml 25,10 ml x 0,100 M 50,00 ml x 0,0500 M [Ce 4+ ] = + [Fe ] 75,10 ml = 0,01/75,10

34 REAÇÃO: Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ Ce 4+ E = E 0 Ce4+ - 0,0592 log ([Ce3+ ]/[Ce 4+ ]) = 1,44-0,0592 log [(2,50/75,10) / (0,01/75,10)] = 1,30 V Fe curvas de titulação redox não dependem da concentração dos reagentes, exceto quando as soluções são muito diluídas

35 CURVAS DE TITULAÇÃO: titulação de 50,00 ml de sol. U 4+ 0,02500 M com sol. Ce 4+ 0,1000 M em meio ácido 1M REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+ UO 2 + 4H + + 2e- D U H 2 O Ce 4+ + e- D Ce 3+ E0 UO2 = 0,334 V (H + =1M) E0 Ce4+ = 1,44 V (H + =1M) U 4+! potencial inicial: solução não contém espécies de cério; potencial indeterminado

36 REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+! adição de 5,00 ml de sol. Ce 4+ (antes do p.e.): [Ce 4+ ] é muito pequena; cálculo usando o par UO 2 /U 4+ é mais conveniente neste estágio da titulação) quantidade original de U 4+ : 50,00 ml x 0,02500 M = 1,250 mmol quantidade de Ce 4+ adicionada: 5,00 ml x 0,1000 M = 0,500 mmol 1 mol UO 2 quantidade de UO 2 formada: 0,500 mmol Ce 4+ = 0,250 mmol 2 mol Ce 4+ quantidade de U 4+ remanescente: 1,250 mmol 0,250 mmol = 1,000 mmol volume total da solução = 50,00 + 5,00 = 55,00 ml U 4+

37 Equação de Nernst REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+ UO 2 + 4H + + 2e- D U H 2 O E0 UO2 = 0,334 V (H + =1M) U 4+ E = E 0 UO2-0,0592/2 log ([U4+ ] / [UO 2 ] / [H + ] 4 ) 1,000/55,00 = 0,334 0,0592/2 log = 0,316 V 0,250/55,00 x 1 4

38 Ponto de equivalência REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+ E eq = 2/3 E 0 UO2 + 1/3 E0 Ce4+ - 0,0592/3 log (1/ [H+ ] 4 ) = 2/3 x 0, /3 x 1,44 0,0592/3 log 1 = 0,782 V U 4+ Obs. equação derivada no exemplo anterior, Ex.16-11

39 REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+! adição de 25,10 ml de sol. Ce 4+ (após o p.e.): [U 4+ ] é muito pequena; cálculo usando o par Ce 4+ /Ce 3+ é mais conveniente quantidade original de U 4+ : 50,00 ml x 0,02500 M = 1,250 mmol quantidade de Ce 4+ adicionada: 25,10 ml x 0,1000 M = 2,510 mmol (excesso) 2 mol Ce 3+ quantidade de Ce 3+ formada: 1,250 mmol U 4+ = 2,500 mmol 1 mol U 4+ quantidade de Ce 4+ remanescente: 2,510 mmol 2,500 mmol = 0,010 mmol volume total da solução = 75,10 ml U 4+

40 Equação de Nernst REAÇÃO: U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + Ce 4+ Ce 4+ + e- D Ce 3+ E 0 Ce4+ = 1,44 V (H+ =1M) E = E 0 Ce4+ - 0,0592 log ([Ce3+ ]/[Ce 4+ ]) = 1,44-0,0592 log [(2,50/75,10) / (0,01/75,10)] = 1,30 V U 4+

41 POTENCIAL DE ELETRODO versus SHE NAS TITULAÇÕES DE Ce 4+ 0,1000 M VOLUME do REAGENTE, ml 50,00 ml 0,0500 M Fe 50,00 ml 0,0250 M U 4+ p.e. 5,00 15,00 20,00 24,00 24,90 25,00 25,10 26,00 30,00 0,64 0,69 0,72 0,76 0,82 1,06 1,30 1,36 1,40 0,316 0,339 0,352 0,375 0,405 0,703 1,30 1,36 1,40 Após o p.e., as curvas são idênticas; curva do Fe é simétrica (estequiometria 1:1), curva do U 4+ é assimétrica

42 CURVAS DE TITULAÇÃO DE Ce 4+ 0,1000 M 1,5 E, V 1,3 1,1 p.e. Fe Fe + Ce 4+ D Fe 3+ + Ce 3+ U Ce H 2 O D UO 2 + 2Ce H + 0,9 0,7 0,5 0,3 A p.e. U 4+ B 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0 30,0 VOLUME Ce 4+, ml A: 50,00 ml Fe 0,0500 M B: 50,00 ml U 4+ 0,02500 M

43 EFEITO DAS VARIÁVEIS DO SISTEMA NAS CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX CONCENTRAÇÃO DO REAGENTE:! E SISTEMA é independente da diluição, portanto as curvas de titulação redox são em geral independentes das concentrações do analito e titulante (exceção quando as soluções forem muito diluídas) AVANÇO DA REAÇÃO:! variação de E SISTEMA no p.e. é tão maior quanto mais completa for a reação curva anterior: reação Ce 4+ com Fe : K = 7 x reação Ce 4+ com U 4+ : K = 2 x 10 37

44 EFEITO DAS VARIÁVEIS DO SISTEMA NAS CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX VELOCIDADE DE REAÇÃO E POTENCIAIS DE ELETRODO:! os potenciais padrão revelam se uma reação procede em direção ao equilíbrio, mas não revelam a velocidade com que o equilíbrio é alcançado! uma reação pode ser extremamente favorável termodinamicamente, mas ser totalmente inaceitável do ponto de vista cinético Exemplo: reação de As(III) com Ce(IV) em H 2 SO 4 : H 3 AsO 3 + 2Ce 4+ + H 2 O D H 3 AsO 4 + 2Ce H + Ce 4+ + e- D Ce 3+ E 0 = 1,44 V H 3 AsO 4 + 2H + + 2e- D H 3 AsO 3 + H 2 O E 0 = 0,56 V e constante igual a Apesar de favorável do ponto de vista termodinâmico, esta reação leva horas se não for usado um catalisador.

45 TITULAÇÃO DE MISTURAS UMA SOLUÇÃO CONTENDO 2 AGENTES OXIDANTES (ou 2 agentes redutores):! curva de titulação apresentará 2 pontos de inflexão se os potenciais padrão dos dois analitos diferirem por 0,2 V.! situação análoga à titulação de 2 ácidos de diferentes Ka ou 2 íons formando precipitados com diferentes Ksp COMPORTAMENTO DE ALGUNS SISTEMAS REDOX É ANÁLOGO AO DOS ÁCIDOS POLIPRÓTICOS: VO + 2H + + e- D V 3+ + H 2 O E 0 = +0,359 V V(OH) H + + e- D VO + 3H 2 O E 0 = +1,00 V! a curva de titulação do V 3+ com um agente oxidante forte, como permanganato, possui 2 pontos de inflexão, o primeiro correspondendo à oxidação de V 3+ a VO e o segundo à oxidação de VO a V(OH) 4+.

QUI201 (QUI145) QUÍMICA ANALÍTICA B (Química Industrial) Prof. Mauricio X. Coutrim

QUI201 (QUI145) QUÍMICA ANALÍTICA B (Química Industrial) Prof. Mauricio X. Coutrim QUI201 (QUI145) QUÍMICA ANALÍTICA B (Química Industrial) Prof. Mauricio X. Coutrim (mcoutrim@iceb.ufop.br) Exemplo: EQUILÍBRIOS DE OXI-REDUÇÃO Reações de oxidação/redução são reações que ocorrem com transferência

Leia mais

Química Analítica Avançada

Química Analítica Avançada Química Analítica Avançada Volumetria de Óxido-redução Profa. Lilian Silva LMBRANDO Reações de Oxi-redução Oxidação e redução 0 0 +1-1 0 0 +1-1 Reações redox e semi-células Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 semi-célula

Leia mais

QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim

QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim (mcoutrim@iceb.ufop.br) Reações de oxidação/redução são reações que ocorrem com transferência de elétrons BALANCEAMENTO DE REAÇÕES DE OXI REDUÇÃO

Leia mais

Reações de oxirredução

Reações de oxirredução LCE-108 Química Inorgânica e Analítica Reações de oxirredução Wanessa Melchert Mattos 2 Ag + + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu 2+ Baseada na transferência de elétrons de uma substância para outra Perde oxigênio e

Leia mais

Trataremos da lei limite de Debye-Hückel e definiremos as células

Trataremos da lei limite de Debye-Hückel e definiremos as células Aula: 4 Temática: Células Eletroquímicas eletroquímicas. Trataremos da lei limite de Debye-Hückel e definiremos as células. Lei limite de Debye-Hückel O modelo proposto do fim da aula passada acerca da

Leia mais

CÉLULAS ELETROLÍTICAS

CÉLULAS ELETROLÍTICAS QUÍMICAELETROANALÍTICA CÉLULAS ELETROLÍTICAS REPRESENTAÇÃOESQUEMÁTICA dois limites, um em cada extremidade da ponte salina Cu Cu 2+ (0,0200 mol L -1 ) Ag + (0,0200 mol L -1 ) Ag limite entres fases, ou

Leia mais

LISTA DE EXERCÍCIOS Eletroquímica

LISTA DE EXERCÍCIOS Eletroquímica DISCIPLINA: Química Geral e Inorgânica PERÍODO: LISTA DE EXERCÍCIOS Eletroquímica CURSO: Engenharia de Produção e sistemas 1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo: a) CO; C:

Leia mais

TEMA: TITULAÇÕES REDOX

TEMA: TITULAÇÕES REDOX Universidade Federal do Paraná (UFPR) Programa de Pós-Graduação em Química Departamento de Química Química Analítica Avançada CQ 827 TEMA: TITULAÇÕES REDOX Prof. Luiz Humberto Marcolino Júnior Valores

Leia mais

TEMA: EQUILÍBRIO REDOX

TEMA: EQUILÍBRIO REDOX Universidade Federal do Paraná (UFPR) Programa de Pós-Graduação em Química Departamento de Química Química Analítica Avançada CQ 827 TEMA: EQUILÍBRIO REDOX Prof. Luiz Humberto Marcolino Júnior Equilíbrio

Leia mais

CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX

CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX CUVAS D TITULAÇÃO DOX Variação do potencial do eletrodo em função do volume gasto do titulante. Considere a titulação de 5, ml de Fe(II),5 mol L -1 com Ce(IV), mol L -1 em um meio de H 2 SO 4 1, mol L

Leia mais

ELETROQUÍMICA OU. Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II

ELETROQUÍMICA OU. Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II ELETROQUÍMICA OU REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II 1 Objetivo Compreender: Balanceamento de equações redox em solução ácida e básica. Células galvânicas e potencial

Leia mais

QUÍMICA ELETROANALÍTICA

QUÍMICA ELETROANALÍTICA QUÍMICA ELETROANALÍTICA A química Eletroanalítica compreende um conjunto de métodos analíticos qualitativos e quantitativos baseados nas propriedades elétricas de uma solução contendo o analito quando

Leia mais

D. A.Skoog, D. M. West and F. J. Holler. Fundamentals of Analytical Chemistry (7 th edition).

D. A.Skoog, D. M. West and F. J. Holler. Fundamentals of Analytical Chemistry (7 th edition). Capítulo VI Reacções de Oxidação ão-redução D. A.Skoog, D. M. West and F. J. Holler. Fundamentals of Analytical Chemistry (7 th edition). Saunders College Publishing 1 Reacção oxidação-redução reacção

Leia mais

Química Geral e Inorgânica. QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin. Eletroquímica

Química Geral e Inorgânica. QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin. Eletroquímica Química Geral e Inorgânica QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin Eletroquímica Reações Redox Reações onde ocorre a transferência de elétrons entre átomos Fluxo de elétrons

Leia mais

Aula EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO METAS

Aula EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO METAS EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO METAS Apresentar a definição de oxidação e redução; apresentar a definição e classificação de celula eletroquímica; apresentar a equação de nernst; apresentar outros equilíbrios

Leia mais

Redox: objectivos principais

Redox: objectivos principais Redox: objectivos principais Definir reacções redox e acertar equações de reacções redox usando o método das semireacções. Escrever o diagrama de uma, dada a equação da reacção redox e viceversa. Calcular

Leia mais

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

Eletroquímica. Profa. Marcia Margarete Meier. Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier Eletroquímica 1 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

Leia mais

1 Titulação Complexométrica com EDTA (Volumetria de Complexação com EDTA)

1 Titulação Complexométrica com EDTA (Volumetria de Complexação com EDTA) 1 Titulação Complexométrica com EDTA (Volumetria de Complexação com EDTA) Considere a titulação de 25,0 ml de solução 10-2 M de Ca 2+ com uma solução de EDTA 10-2 em ph = 12 Dados: K f = 5,0 x 10 10 ;

Leia mais

EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA

EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA Aula EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA META Apresentar os conceitos relacionados a misturas de substâncias simples através da resolução de exercícios comentados. OBJETIVOS Ao nal desta aula, o aluno deverá:

Leia mais

Oxirredução IDENTIFICAÇÃO O QUE SOFRE ENTIDADE O QUE FAZ. Oxidante ganha e - ( NOX) oxida o redutor redução

Oxirredução IDENTIFICAÇÃO O QUE SOFRE ENTIDADE O QUE FAZ. Oxidante ganha e - ( NOX) oxida o redutor redução Eletroquímica Oxirredução ENTIDADE IDENTIFICAÇÃO O QUE FAZ O QUE SOFRE Oxidante ganha e - ( NOX) oxida o redutor redução Redutor perde e - ( NOX) reduz o oxidante oxidação Todas as reações que têm substâncias

Leia mais

QUIMICA I. Eletroquímica. Profa. Eliana Midori Sussuchi

QUIMICA I. Eletroquímica. Profa. Eliana Midori Sussuchi QUIMICA I Eletroquímica Profa. Eliana Midori Sussuchi Reações de oxiredução O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g). O número de oxidação do Zn aumentou

Leia mais

TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA

TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste com um reagente padrão ou padronizado. Titulante

Leia mais

Capítulo by Pearson Education

Capítulo by Pearson Education QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Eletroquímica David P. White Reações de oxiredução O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g). O número de oxidação do

Leia mais

Reacções de Redução/Oxidação. Redox

Reacções de Redução/Oxidação. Redox Reacções de Redução/Oxidação Redox Troca de iões Troca de protões Reacção Química Equilíbrio Químico Equilíbrio Ácido-Base Troca de neutrões Radioactividade Troca de electrões Reacções Redox 2.Fe 3+ +

Leia mais

Introdução à Análise Química QUI 094 VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

Introdução à Análise Química QUI 094 VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO Introdução a Analise Química - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Introdução à Análise Química QUI 094 1 semestre 2012 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 1 TITULAÇÃO BASE

Leia mais

1 Titulação Redox (Volumetria de Oxirredução)

1 Titulação Redox (Volumetria de Oxirredução) 1 Titulação Redox (Volumetria de Oxirredução) Considere a titulação de 100,0 ml de Fe 2+ 0,100 M com Ce 4+ 0,100 M; em uma solução com H 2 S0 4 0,5 M. DADOS: Fe 3+ + e Fe 2+ E = 0,700 V ; Ce 4+ + e Ce

Leia mais

Reacções de Oxidação-Redução

Reacções de Oxidação-Redução 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

Leia mais

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Introdução a Analise Química - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Universidade Federal de Juiz de Fora Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Disciplina QUIO94 - Introdução à Análise Química

Leia mais

Calcule o ph de uma solução de HCl 1x10-7 mol L-1

Calcule o ph de uma solução de HCl 1x10-7 mol L-1 Calcule o ph de uma solução de HCl 1x10-7 mol L-1 TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste

Leia mais

TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA

TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste com um reagente padrão ou padronizado. Titulante

Leia mais

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Introdução a Analise Química II sem/2015 Profa Ma Auxiliadora Universidade Federal de Juiz de Fora Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Disciplina QUIO94 - Introdução à Análise Química

Leia mais

ELETROQUÍMICA. Prof a. Dr a. Carla Dalmolin

ELETROQUÍMICA. Prof a. Dr a. Carla Dalmolin ELETROQUÍMICA Prof a. Dr a. Carla Dalmolin CONCEITOS BÁSICOS Eletroquímica Fenômenos químicos associados à transferência de cargas elétricas Duas semi-reações de transferência de carga em direções opostas

Leia mais

Colégio FAAT Ensino Fundamental e Médio

Colégio FAAT Ensino Fundamental e Médio Colégio FAAT Ensino Fundamental e Médio Conteúdo: Pilhas e baterias Eletrólise Recuperação do 4 Bimestre disciplina Química 2ºano Lista de exercícios 1- Na pilha Al/ Al 3+ // Cu 2+ / Cu é correto afirmar

Leia mais

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX)

REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) REACÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX) Reacções que envolvem variação do número de oxidação das espécies intervenientes Número de oxidação (de um átomo, isolado ou integrado numa espécie química): Nº de

Leia mais

Potenciometria. Fundamentos

Potenciometria. Fundamentos 1 Fundamentos São métodos baseados na medida de potencial de uma célula galvânica, sem consumo apreciável de corrente, para obtenção de informações químicas. ΔE > 0 ΔG < 0 Resposta Instrumental: fem ou

Leia mais

Eletroquímica. Eletroquímica: Pilhas Galvânicas. Potencial de redução. Força eletromotriz. Equação de Nernst. Electrólise.

Eletroquímica. Eletroquímica: Pilhas Galvânicas. Potencial de redução. Força eletromotriz. Equação de Nernst. Electrólise. Eletroquímica IX Eletroquímica: Pilhas Galvânicas. Potencial de redução. Força eletromotriz. Equação de Nernst. Electrólise. Eletroquímica A Eletroquímica estuda a relação entre a eletricidade e as reações

Leia mais

E cel = E catodo - E anodo E cel = 0,337 ( 0,763) E cel = 1,100 V. ZnSO 4(aq) 1,0 mol L -1 CuSO 4(aq) 1,0 mol L -1

E cel = E catodo - E anodo E cel = 0,337 ( 0,763) E cel = 1,100 V. ZnSO 4(aq) 1,0 mol L -1 CuSO 4(aq) 1,0 mol L -1 QMC5351 Química Analítica Instrumental POTENCIOMETRIA Análise Potenciométrica Conceitos Iniciais CÉLULA ELETROQUÍMICA sistema onde dois eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica (interligadas

Leia mais

a. ( ) Zn sofre oxidação; portanto, é o agente oxidante.

a. ( ) Zn sofre oxidação; portanto, é o agente oxidante. Rua Siqueira de Menezes, 406 Centro, Capela SE, 49700000, Brasil Exercício de revisão do 2º Ano Ensino Médio 3ª UNIDADE 1. Determine o Nox do elemento cloro nas espécies: a. Cl 2 Cl = 0 b. NaCl Cl = 1

Leia mais

CÉLULAS GALVÂNICAS OU CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS

CÉLULAS GALVÂNICAS OU CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS CÉLULAS GALVÂNICAS OU CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Uma CÉLULA ELECTROQUÍMICA é um dispositivo que permite a conversão de energia química em energia eléctrica através de reacções de oxidação-redução que ocorrem

Leia mais

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 1 ETAPA Antes de iniciar a titulação A solução contém apenas base fraca e água - solução aquosa de uma base fraca. O ph da solução

Leia mais

Exercício de Revisão III Unidade. Eletroquímica

Exercício de Revisão III Unidade. Eletroquímica 1 Exercício de Revisão III Unidade Eletroquímica 1) O que difere uma célula galvânica e uma célula eletrolítica? 2) Considere a pilha: Zn(s)/Zn 2+ // Ag + /Ag(s) a) Proponha um esquema de funcionamento

Leia mais

GOVERNO DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO SECRETARIA DE ESTADO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA FUNDAÇÃO DE APOIO À ESCOLA TÉCNICA ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL REPÚBLICA

GOVERNO DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO SECRETARIA DE ESTADO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA FUNDAÇÃO DE APOIO À ESCOLA TÉCNICA ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL REPÚBLICA GOVERNO DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO SECRETARIA DE ESTADO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA FUNDAÇÃO DE APOIO À ESCOLA TÉCNICA ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL REPÚBLICA Aulas de Apoio Química 3ª Série Eletroquímica II 1.

Leia mais

Reações em Soluções Aquosas

Reações em Soluções Aquosas Reações em Soluções Aquosas Classificação Reações sem transferência de elétrons: Reações de precipitação; Reações de neutralização. Reações com transferência de elétrons: Reações de oxirredução. Reações

Leia mais

Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio

Cursos Técnicos Integrados ao Ensino Médio 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, 2005.

Leia mais

Reacções de oxidação-redução em solução aquosa. Livro Química Inorgânica Básica na página da cadeira no Moodle Capítulo 4, p.

Reacções de oxidação-redução em solução aquosa. Livro Química Inorgânica Básica na página da cadeira no Moodle Capítulo 4, p. Reacções de oxidação-redução em solução aquosa Livro Química Inorgânica Básica na página da cadeira no Moodle Capítulo 4, p. 116 até ao final REACÇÕES de OXIDAÇÃO-REDUÇÃO reacções que envolvem troca de

Leia mais

UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUIMICA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICAII

UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUIMICA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICAII UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUIMICA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICAII ALUNA: VALDICLÉA MOTA DOS SANTOS PROFESSORA: CLAUDIA BRAGA SEMINÁRIO DE FISICO

Leia mais

CORROSÃO E ELETRODEPOSIÇÃO

CORROSÃO E ELETRODEPOSIÇÃO CORROSÃO E ELETRODEPOSIÇÃO Princípios de Eletroquímica Prof. Dr. Artur de Jesus Motheo Departamento de FísicoF sico-química Instituto de Química de são Carlos Universidade de São Paulo 1 Princípios de

Leia mais

ELETROQUÍMICA Profº Jaison Mattei

ELETROQUÍMICA Profº Jaison Mattei ELETROQUÍMICA Profº Jaison Mattei ELETROQUÍMICA 1) Eletrólise: reações provocadas pela corrente elétrica. 2) Pilhas: reações que produzem corrente elétrica. Eletrólise é a reação não espontânea provocada

Leia mais

REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA CORRENTE ELÉTRICA PRODUZINDO REAÇÃO QUÍMICA PROF. RODRIGO BANDEIRA

REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA CORRENTE ELÉTRICA PRODUZINDO REAÇÃO QUÍMICA PROF. RODRIGO BANDEIRA REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA CORRENTE ELÉTRICA PRODUZINDO REAÇÃO QUÍMICA A relação entre as reações químicas e a corrente elétrica é estudada por um ramo da química chamado ELETROQUÍMICA

Leia mais

CQ049 FQ Eletroquímica.

CQ049 FQ Eletroquímica. CQ049 FQ Eletroquímica prof. Dr. Marcio Vidotti LEAP Laboratório de Eletroquímica e Polímeros mvidotti@ufpr.br www.quimica.ufpr.br/mvidotti A Eletroquímica pode ser dividida em duas áreas: Iônica: Está

Leia mais

ANÁLISE DE MANGANÊS NA PIROLUSITA

ANÁLISE DE MANGANÊS NA PIROLUSITA Fase Condensada: matéria em estado líquido ou sólido ANÁLISE DE MANGANÊS NA PIROLUSITA OBJETIVO: Determinar o teor de dióxido de manganês (MnO 2 ) em uma amostra de pirolusita, minério de manganês Impurezas:

Leia mais

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

Eletroquímica. Profa. Marcia Margarete Meier. Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier Eletroquímica 1 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

Leia mais

Olimpíada Brasileira de Química Fase III (Etapa 1 nacional)

Olimpíada Brasileira de Química Fase III (Etapa 1 nacional) Page 1 of 5 Olimpíada Brasileira de Química - 2001 Fase III (Etapa 1 nacional) Questão 1 (48 th Chemistry Olympiad - Final National Competition - 2001 - Estonia) Exame aplicado em 01.09.2001 Os compostos

Leia mais

É a perda de elétrons. É o ganho de elétrons

É a perda de elétrons. É o ganho de elétrons 1 É a perda de elétrons 2 É o ganho de elétrons 3 Na + Cl É o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química Nox = + 1 Nox = 1 4 Na + Cl É a perda de elétrons ou aumento do Nox 5 É o ganho

Leia mais

Química A MESTRADO INTEGRADO EM ENGENHARIA DO AMBIENTE. 1º Semestre /2013. Doutor João Paulo Noronha.

Química A MESTRADO INTEGRADO EM ENGENHARIA DO AMBIENTE. 1º Semestre /2013. Doutor João Paulo Noronha. Química A MESTRADO INTEGRADO EM ENGENHARIA DO AMBIENTE 1º Semestre - 2012/2013 Doutor João Paulo Noronha jpnoronha@fct.unl.pt UNIVERSIDADE NOVA DE LISBOA Faculdade de Ciências e Tecnologia Solubilidade

Leia mais

1- Números de oxidação (Nox) Indicam a espécie que perde elétrons e a que ganha elétrons, ou seja, é a carga elétrica da espécie química.

1- Números de oxidação (Nox) Indicam a espécie que perde elétrons e a que ganha elétrons, ou seja, é a carga elétrica da espécie química. Eletroquímica É um ramo da Química que estuda as reações químicas que ocorrem, em um meio envolvendo um condutor (um metal ou um semicondutor) e um condutor iônico (o eletrólito), envolvendo trocas de

Leia mais

TITULAÇÃO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

TITULAÇÃO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO TITULAÇÃO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Aula 10 METAS Apresentar o princícipio da titulação de oxidação e redução; apresentar os indicadores do ponto de equivalência; apresentar uma típica titulação redox; apresentar

Leia mais

Aula 20 Eletrodeposição

Aula 20 Eletrodeposição Universidade Tecnológica Federal do Paraná Departamento Acadêmico de Química e Biologia Aula 20 Eletrodeposição Dr. Tiago P. Camargo Eletrólise Eletroquímica Processo inverso das pilhas. Células galvânicas

Leia mais

PROFESSORA: Núbia de Andrade. DISCIPLINA: Química SÉRIE: 3º. ALUNO(a): Ba 0 / Ba 2+ // Cu + / Cu 0

PROFESSORA: Núbia de Andrade. DISCIPLINA: Química SÉRIE: 3º. ALUNO(a): Ba 0 / Ba 2+ // Cu + / Cu 0 GOIÂNIA, / / 2017 PROFESSORA: Núbia de Andrade DISCIPLINA: Química SÉRIE: 3º ALUNO(a): Lista de exercícios No Anhanguera você é + Enem 1. Com base no diagrama da pilha: E nos potenciais-padrão de redução

Leia mais

14ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS - Eletroquímica

14ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS - Eletroquímica Pg. 1/7 1 a Questão Considere a seguinte pilha, a 25 C. Sn(s) Sn 2+ (0,150 mol L -1 ) Pb 2+ (0,550 mol L -1 ) Pb(s) a) Calcule a variação de potencial, E, inicial da pilha. b) O que deve acontecer com

Leia mais

ELETROQUÍMICA. 1. Introdução

ELETROQUÍMICA. 1. Introdução ELETROQUÍMICA 1. Introdução Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica o fluxo de elétrons através de um circuito é produzida por uma reação química espontânea ou

Leia mais

Físico-Química II CONTEÚDO. Soluções Eletrolíticas. Transformações Físicas (Substâncias Puras). Soluções Não-Eletrolíticas (Misturas Simples).

Físico-Química II CONTEÚDO. Soluções Eletrolíticas. Transformações Físicas (Substâncias Puras). Soluções Não-Eletrolíticas (Misturas Simples). Físico-Química II Este material está disponível no endereço: http://otaviosantana.cjb.net/ Programa da Disciplina: Conteúdo CONTEÚDO Transformações Físicas (Substâncias Puras). Soluções Não-Eletrolíticas

Leia mais

Análise Química Aplicada

Análise Química Aplicada Análise Química Aplicada Fundamentos de Potenciometria Profº Msc. Wesley de Paula Análise Química Aplicada Introdução Técnica baseada na medida dos potenciais desenvolvidos em uma célula eletroquímica,

Leia mais

01) O elemento X reage com o elemento Z, conforme o processo: Nesse processo: Z 3 + X Z 1 + X 2. b) X ganha elétrons de Z. d) X e Z perdem elétrons.

01) O elemento X reage com o elemento Z, conforme o processo: Nesse processo: Z 3 + X Z 1 + X 2. b) X ganha elétrons de Z. d) X e Z perdem elétrons. SECRETARIA DE SEGURANÇA PÚBLICA/SECRETARIA DE EDUCAÇÃO POLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE GOIÁS COMANDO DE ENSINO POLICIAL MILITAR COLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR NADER ALVES DOS SANTOS SÉRIE/ANO: TURMA(S): 2º anos

Leia mais

Aula 13: Prof. Rafael Sousa

Aula 13: Prof. Rafael Sousa Analítica V: Aula 13: 20-08-13 POTENCIOMETRIA Prof. Rafael Sousa Departamento de Química - ICE rafael.arromba@ufjf.edu.br Notas de aula: www.ufjf.br/baccan 1 A TÉCNICA DE POTENCIOMETRIA Baseada na medida

Leia mais

NOX EXERCÍCIOS QUÍMICA PROF- LEONARDO. 01)Quais são os números de oxidação do iodo nas substâncias l 2, Nal, NalO 4 e Al I 3?

NOX EXERCÍCIOS QUÍMICA PROF- LEONARDO. 01)Quais são os números de oxidação do iodo nas substâncias l 2, Nal, NalO 4 e Al I 3? NOX EXERCÍCIOS QUÍMICA PROF- LEONARDO 01)Quais são os números de oxidação do iodo nas substâncias l 2, Nal, NalO 4 e Al I 3? 02. O número de oxidação do manganês no permanganato de potássio (KMnO4) é:

Leia mais

MÉTODOS ELETROANALÍTICOS. Potenciometria e Condutimetria

MÉTODOS ELETROANALÍTICOS. Potenciometria e Condutimetria MÉTODOS ELETROANALÍTICOS Potenciometria e Condutimetria Introdução aos Métodos Eletroanalíticos CONJUNTOS DE MÉTODOS ANALÍTICOS QUANTITATIVOS BASEADOS NAS PROPRIEDADES ELÉTRICAS DE UMA SOLUÇÃO DO ANALITO

Leia mais

SISTEMAS REDOX. OXIDAÇÃO: perda de elétrons por parte de uma espécie REDUÇÃO : fixação (ganho) de elétrons por parte de uma espécie

SISTEMAS REDOX. OXIDAÇÃO: perda de elétrons por parte de uma espécie REDUÇÃO : fixação (ganho) de elétrons por parte de uma espécie SISTEMAS REDOX REAÇÃO REDOX: são aqueles processos químicos que envolvem TRANSFERÊNCIA (troca) DE ELÉTRONS de uma molécula, átomo ou íon para outro reagente. OXIDAÇÃO: perda de elétrons por parte de uma

Leia mais

MÉTODOS COULOMÉTRICOS

MÉTODOS COULOMÉTRICOS MÉTODOS COULOMÉTRICOS São realizados por meio da medida de quantidade de carga elétrica requerida para converter uma amostra de um analito quantitativamente a um diferente estado de oxidação. A coulometria

Leia mais

EleELETROQUÍMICA (Parte I)

EleELETROQUÍMICA (Parte I) EleELETROQUÍMICA (Parte I) I INTRODUÇÃO A Eletroquímica é responsável pela explicação dos fenômenos que envolvem a transferência de elétrons. Esses fenômenos são de grande importância cotidiana, pois através

Leia mais

(MACK-SP) Na eletrólise ígnea de NaCl, verificase

(MACK-SP) Na eletrólise ígnea de NaCl, verificase (MACK-SP) Na eletrólise ígnea de NaCl, verificase que: a) no cátodo, deposita-se sódio metálico. b) no ânodo, ocorre redução. c) no cátodo, ocorre oxidação. d) no ânodo, há deposição de NaCl. e) no cátodo,

Leia mais

PAGQuímica Eletroquímica

PAGQuímica Eletroquímica Atenção: detectamos que em diversos exercícios a resolução escaneada e colada após o enunciado não corresponde à resolução correta. Agradecemos que tais exercícios nos sejam comunicados via fórum e, se

Leia mais

Eletroquímica: construção de uma célula galvânica

Eletroquímica: construção de uma célula galvânica Eletroquímica: construção de uma célula galvânica 1. Introdução Uma corrente elétrica é o fluxo de elétrons por um circuito. Quando a corrente é gerada quimicamente, os elétrons saem de uma região em que

Leia mais

Velocidade inicial (mol L -1 s -1 ) 1 0,0250 0,0250 6,80 x ,0250 0,0500 1,37 x ,0500 0,0500 2,72 x 10-4.

Velocidade inicial (mol L -1 s -1 ) 1 0,0250 0,0250 6,80 x ,0250 0,0500 1,37 x ,0500 0,0500 2,72 x 10-4. P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 31/05/14 Nome: Nº de Matrícula: GABARITO Turma: Assinatura: Dados gerais: G = - n F E G = G o + RT Q ΔE RT ΔE nf Questão Valor Grau Revisão 1 a,5 a,5 3 a,5 4 a,5 Total 10,0

Leia mais

VO VO V 3+ - V 2+

VO VO V 3+ - V 2+ DISCIPLINA: MÉTODOS INSTRUMENTAIS DE ANÁLISE TÓPICO 1: NOÇÕES DE REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO E APLICAÇÃO EM ANÁLISES QUÍMICAS Reações de Oxirredução são aquelas onde ocorre transferência de elétrons com favorecimento

Leia mais

Capítulo by Pearson Education

Capítulo by Pearson Education QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Aspectos adicionais dos equilíbrios aquosos David P. White O efeito do íon comum A solubilidade de um sal parcialmente solúvel diminui quando um íon comum é adicionado.

Leia mais

Introdução à Análise Química QUI semestre 2011 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

Introdução à Análise Química QUI semestre 2011 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO Introdução à Análise Química QUI 094 2 semestre 2011 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 1 TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO Volumetria de precipitação envolve a titulação com

Leia mais

9. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

9. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Departamento de Química Inorgânica IQ / UFRJ IQG 18 / IQG 31 9. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO I. INTRODUÇÃO As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Estão envolvidas

Leia mais

Química Analítica Avançada: Volumetria de precipitação

Química Analítica Avançada: Volumetria de precipitação Universidade Federal de Juiz de Fora (UFJF) Instituto de Ciências Exatas Depto. de Química Química Analítica Avançada: Volumetria de precipitação Lilian Silva Juiz de Fora, 2011 Definição de solubilidade

Leia mais

ELETROQUÍMICA OU. Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II

ELETROQUÍMICA OU. Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II ELETROQUÍMICA OU REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II 1 Objetivo Compreender: Balanceamento de equações redox em solução ácida e básica. Células galvânicas e potencial

Leia mais

QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim

QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim QUI219 QUÍMICA ANALÍTICA (Farmácia) Prof. Mauricio X. Coutrim (mcoutrim@iceb.ufop.br) SOLUÇÃO TAMPÃO Tampão Ácido Qual o ph de uma solução de ácido fórmico 1,00.10-1 mol.l -1 e formiato de sódio 1,00 mol.l

Leia mais

REVISÃO DE QUÍMICA CEIS Prof. Neif Nagib

REVISÃO DE QUÍMICA CEIS Prof. Neif Nagib REVISÃO DE QUÍMICA CEIS 2017 Prof. Neif Nagib CÁLCULO DO ph e do poh EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 01. O estômago produz suco gástrico constituído de ácido clorídrico, muco, enzimas e sais. O valor de ph no

Leia mais

Nome.. nº Sala... Responder às perguntas 1, 2, 3, 4 na folha do enunciado

Nome.. nº Sala... Responder às perguntas 1, 2, 3, 4 na folha do enunciado Química II 1º Exame A 30 de Maio de 2014 Mestrado Integrado Eng. Química Mestrado Integrado Eng. Biológica Nome.. nº Sala... 1: 2: 3: 4: 5: 6: Total: Responder às perguntas 1, 2, 3, 4 na folha do enunciado

Leia mais

ELETROQUÍMICA. paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs. Profª Loraine Jacobs DAQBI

ELETROQUÍMICA. paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs. Profª Loraine Jacobs DAQBI lorainejacobs@utfpr.edu.br paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs Profª Loraine Jacobs DAQBI BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES Equações de Oxi-Redução contendo íons: Balancear a equação: Semi-Reações Utilizadas

Leia mais

08/04/2016. Aulas 8 12 Setor B

08/04/2016. Aulas 8 12 Setor B Aulas 8 12 Setor B 1 Eletroquímica estuda os fenômenos envolvidos na transferência de elétrons ocorrida nas reações de oxirredução. ELETROQUÍMICA PILHAS E BATERIAS ELETRÓLISE REAÇÃO ESPONTÂNEA CORRENTE

Leia mais

Química Analítica IV TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

Química Analítica IV TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO Química Analitica IV - I sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Química Analítica IV 1 semestre 2012 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO Química Analitica IV - I sem/2012 Profa

Leia mais

Reações com transferência de elétrons: oxirredução

Reações com transferência de elétrons: oxirredução Reações com transferência de elétrons: oxirredução Química Geral Prof. Edson Nossol Uberlândia, 09/09/2016 Número de oxidação: número de cargas que um átomo teria em uma molécula (em um composto iônico)

Leia mais

REAÇÕES QUÍMICAS. É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s).

REAÇÕES QUÍMICAS. É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s). REAÇÕES QUÍMICAS É o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s). Nessas reações chamamos de produtos as substâncias que são produzidas a partir de uma ou mais substâncias

Leia mais

ELETROQUÍMICA. paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs. Profª Loraine Jacobs DAQBI

ELETROQUÍMICA. paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs. Profª Loraine Jacobs DAQBI lorainejacobs@utfpr.edu.br paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs Profª Loraine Jacobs DAQBI Semi-Reações Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução: Maneira conceitual de representação

Leia mais

Físico-Química. Eletroquímica Prof. Jackson Alves

Físico-Química. Eletroquímica Prof. Jackson Alves Físico-Química Eletroquímica Prof. Jackson Alves 1. Pilhas Processo espontâneo de conversão de energia química em energia elétrica. Observe o esquema a seguir: Lâmina de zinco Semicela Zn / Zn 2+ ponte

Leia mais

3º Trimestre Sala de Estudo - Química Data: 28/09/17 Ensino Médio 2º ano classe: A_B_C Profª Danusa Nome: nº

3º Trimestre Sala de Estudo - Química Data: 28/09/17 Ensino Médio 2º ano classe: A_B_C Profª Danusa Nome: nº 3º Trimestre Sala de Estudo - Química Data: 28/09/17 Ensino Médio 2º ano classe: A_B_C Profª Danusa Nome: nº Conteúdo: Eletroquímica (pilhas) Questão 01 - (Mackenzie SP/2017) Um estudante de química colocou,

Leia mais

Química Analítica IV INTRODUÇÃO A VOLUMETRIA

Química Analítica IV INTRODUÇÃO A VOLUMETRIA Química Análítica IV - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Química Analítica IV 1 semestre 2012 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos INTRODUÇÃO A VOLUMETRIA VOLUMETRIA Química Análítica IV - II sem/2012

Leia mais

QUI 070 Química Analítica V Análise Instrumental. Aula 8 Química Eletroanalítica

QUI 070 Química Analítica V Análise Instrumental. Aula 8 Química Eletroanalítica Universidade Federal de Juiz de Fora (UFJF) Instituto de Ciências Exatas Depto. de Química QUI 070 Química Analítica V Análise Instrumental Aula 8 Química Eletroanalítica Julio C. J. Silva Juiz de Fora,

Leia mais

RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS PROPOSTOS AULA 28 TURMA ANUAL

RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS PROPOSTOS AULA 28 TURMA ANUAL RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS PROPOSTOS AULA 28 TURMA ANUAL 01. Item [C] Análise das alternativas; a) Incorreta. Durante a descarga, o número de oxidação do cobalto passa de +4 para +3. ( + 4)( 4) + + + ( 1)(

Leia mais

PMT AULA 3. Curvas de Polarização. Pilhas e Corrosão. A. C. Neiva

PMT AULA 3. Curvas de Polarização. Pilhas e Corrosão. A. C. Neiva PMT-3130-2017 AULA 3 Curvas de Polarização Pilhas e Corrosão A. C. Neiva Quero falar de corrosão, mas vou começar com pilhas Co Co 2+ + 2e - Ni 2+ + 2e - Ni e - e - - + Figura 1 Esquema de uma pilha Co

Leia mais

LOUCOS POR QUÍMICA. Prof. Neif Nagib

LOUCOS POR QUÍMICA. Prof. Neif Nagib LOUCOS POR QUÍMICA Prof. Neif Nagib DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO 01. A equação química abaixo representa um sistema gasoso em equilíbrio: 2SO 2 (g) + O 2 (g) ------ 2 SO 3 (g) H < 0 Em relação ao

Leia mais

01) (CESGRANRIO-RJ) Considere a pilha representada abaixo. Cu(s) Cu 2+ Fe 3+, Fe 2+ Pt(s) Assinale a afirmativa falsa.

01) (CESGRANRIO-RJ) Considere a pilha representada abaixo. Cu(s) Cu 2+ Fe 3+, Fe 2+ Pt(s) Assinale a afirmativa falsa. 01) (CESGRANRIO-RJ) Considere a pilha representada abaixo. Cu(s) Cu 2+ Fe 3+, Fe 2+ Pt(s) Assinale a afirmativa falsa. a) A reação de redução que ocorre na pilha é: Cu2+ + 2 e Cu(s) b) O eletrodo de cobre

Leia mais

Eletroquímica: Pilha e Eletrólise

Eletroquímica: Pilha e Eletrólise Eletroquímica: Pilha e Eletrólise Enem 15 semanas 1. O trabalho produzido por uma pilha é proporcional à diferença de potencial (ddp) nela desenvolvida quando se une uma meia-pilha onde a reação eletrolítica

Leia mais

P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 19/11/11

P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 19/11/11 P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 19/11/11 Nome: Nº de Matrícula: GABARITO Turma: Assinatura: Questão Valor Grau Revisão 1 a,5 a,5 3 a,5 4 a,5 Total 10,0 Dados gerais: G = - n F E G = G o + RT ln Q F = 96500

Leia mais