Eletroquímica - pg 1. É, em palavras simples, o acúmulo e movimentação de elétrons em um material condutor, geralmente um metal

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1 ELETROQUÍMICA Eletroquímica - pg 1 Na eletroquímica estuda-se a energia elétrica e sua influência nas reações e transformações químicas. Neste estudo serão necessários alguns conhecimentos prévios e, caso haja dúvida, procure novas informações nas palavras destacadas no próprio texto e depois retorne a esta página. Eletricidade É, em palavras simples, o acúmulo e movimentação de elétrons em um material condutor, geralmente um metal Mas, de onde vem estes elétrons? Oxidação Oxidação é a situação onde um átomo perde elétrons, aumentando o potencial positivo do íon formado. A representação simbólica desta transformação é dada por: Fe Fe e - Observe como representa-se o ferro antes (Fe ) e depois ( Fe 2+ ) de perder seus 2 elétrons. Isto ocorre quando o ferro metálico oxida (reage com o oxigênio do ar), formando a ferrugem: 2 Fe + O 2 2 Fe 2+ O 2- Redução Redução é a situação onde um átomo recebe elétron (cargas negativas), reduzindo seu potencial positivo. Imagine um átomo como o de cobre, por exemplo, que esteja num composto químico como o sulfato de cobre CuSO 4. Neste caso o cobre tem valência 2+, ou seja, perdeu 2 elétrons para "entrar" no composto: Cu 2+ (SO 4 ) 2- Pode-se "forçar" o íon cobre bivalente positivo a "receber" de volta os 2 elétrons, voltando a ser um átomo "metálico": Cu e - Cu Os elementos não metálicos, quando ganham elétrons, adquirem valência negativa, como o ânion sulfato (SO 4 ) 2-, ou quando o oxigênio ganha elétrons do ferro O 2 + 4e - 2 O 2- Equações de oxi-redução Vejamos o que ocorre durante a oxidação do ferro com o oxigênio do ar:

2 Há uma semi-equação para representar a oxidação e outra para a redução: Eletroquímica - pg 2 oxidação: 2 Fe 2 Fe e - redução: O 2 + 4e - 2 O 2- A oxidação de um metal pode ocorrer na presença de um outro metal na forma de cátion. Vamos supor que um prego de ferro é colocado na presença do cátion Cu2=, em uma solução de sulfato de cobre II. O ferro metálico perde elétrons e os transfere ao íon cobre do sulfato. Como consequência, o íon cobre reduz-se a metal e o ferro oxida-se a íon, indo para a solução com o sulfato. Fe + Cu 2+ (SO 4 ) 2- Cu + Fe 2+ (SO 4 ) 2- As semi-reações, ou reações parciais, seriam: Reação de oxidação: Fe Fe e - Reação de redução: Cu e - Fe Potencial de oxidação Cada tipo de elemento químico possui um potencial, uma "força" para perder ou atrair elétrons. Esta "força" é chamada Potencial de Oxidação e é medida em Volts (V). Na tabela abaixo tem-se o potencial de oxidação de alguns elementos. No caso da reação entre o ferro e o sulfato cúprico (cobre de Nox = 2+) temos: E Fe/Fe2+ = +0,44V E Cu/Cu2+ = -0,34V Pode-se perceber que o potencial de oxidação do ferro é maior que o potencial do cobre. Portanto, somente há reação quando o ferro puder oxidar-se (metálico). Ao cobre, de menor potencial, não há opção senão reduzir-se. Numa Tabela de Redução temos valores invertidos: E Fe2+/Fe = -0,44V E Cu2+/Cu = +0,34V Isto não afeta o cálculo da d.d.p. Os demais raciocínios serão semelhantes, porém também invertidos. DIFERENÇA DE POTENCIAL - d.d.p. A diferença de potencial é a "força" total com que os elétrons são transferidos de um átomo para outro. Podemos calcular a d.d.p. pela diferença absoluta entre os

3 potenciais de oxidação (ou de redução) dos elementos. No exemplo anterior temos: Eletroquímica - pg 3 d.d.p. = maior - menor d.d.p. = (E Fe/Fe2+ ) - (E Cu/Cu2+ ) d.d.p. = (+0,44V) - (-0,34V) d.d.p. = 0,78 V (volts) Exercícios 1) Dadas as reações químicas abaixo, - identifique onde ouve oxidação e redução; - separe as semi equações de oxidação e de redução e - calcule a d.d.p. a) Ba + Mg Cl - 2 Mg + Ba Cl 2 b) 3 Co (SO 4 ) Cr 3 Co + Cr 2 (SO 4 ) 3 c) Cu + Zn (NO 3 ) - 2 Zn + Cu (NO 3 )- 2 d) Bi + Au Br - 3 Au + Bi Br - 3 2) Os pares de metais abaixo estão presentes em uma reação química onde um deles é na forma metálica, sofrendo oxidação, e o outro está na forma de um cátion, num cloreto, sofrendo redução. Considerando que sofre oxidação o elemento que possuir maior potencial de oxidação, identifique: - quem oxidará (metal) e quem reduzirá (cátion, no composto cloreto); - as equações de oxidação e de redução; - o valor da d.d.p. e - a equação total que ocorre. a) lítio e prata b) bismuto e sódio c) chumbo e zinco d) níquel e cádmio 3) Um barco de alumínio tem seu casco preso com parafusos de cobre e está na água do mar (solução eletrolítica. Explique onde e como ocorre a corrosão neste barco.

4 Pilhas Eletroquímica - pg 4 Pilhas são artefatos onde as reações de oxidação e redução acontecem em ambientes separados. Os elétrons liberados na oxidação percorrem um fio e chegam ao local da redução, proporcionando a corrente elétrica. O melhor exemplo de uma pilha foi a criada por John Frederic Daniell, em Antes de ver seu funcionamento, necessitamos conhecer algumas novas palavras. Cátodo: local onde ocorre a redução de um cátion. Ânodo: local onde ocorre a oxidação, um metal de potencial de oxidação maior que o do cátion. Eletrodo: material condutor elétrico onde ocorrem as reações. Eletrólito: solução ou "pasta" contendo um composto iônico. Ponte salina: uma ligação entre os locais de oxidação e de redução, que permite a passagem de íons. Célula: é cada uma das partes da pilha (cuba), onde existe um dos O que ocorre nesta montagem? Como funciona esta pilha? Siga os passos: 1- Oxidação no eletrodo de zinco: Zn Zn e - (E Zn/Zn2+ = +0,76V, oxida pois sua oxidação é maior que o potencial do cobre) Faltam ânions para equilibrar as cargas positivas recém formadas. 2- Os elétrons liberados pelos átomos de zinco percorrem o fio, passam pela lâmpada e chegam ao eletrodo do cátodo. Eis nossa corrente elétrica! 3- Redução do cobre iônico pelos elétrons que chegaram: Cu e - Cu (E Cu/Cu2+ = -0,34V) sobram ânions (SO 4 ) -2 pois seus cátions Cu 2+ foram reduzidos. 4- Passagem dos ânions pela ligação (ponte salina, parcialmente bloqueada por um filtro), que dirigem-se ao recipiente do ânodo, onde sobram cátions Zn 2+. A d.d.p. será (+0.76) - (-0,34) ou d.d.p. = 1,10V Representando a reação pelos seus compostos (o ânion sulfato junto com seu cátion) teremos: Zn + Cu 2+ (SO 4 ) 2- Zn 2+ (S0 4 ) 2- + Cu Quais os motivos que levam uma pilha a "parar de funcionar ou ficar descarregada"? Quando todo o cátodo tiver sido oxidadado, não existem mais átomos dando elétrons. Quando todo o eletrólito tiver sido reduzido, não há íon que receba elétrons. Quando o fio ou condutor estiver interrompido, os elétrons não circulam e as reações não ocorrem. Quando a ponte salina não permitir a passagem dos ânions, param as oxi-reduções. Exercícios 2) Uma pilha é feita com os materiais alumínio (Al ) e com nitrato de prata ( Ag 1+ NO 3 1- ) a) Quem será o ânodo? b) Quem será o cátodo? c) Faça as semi-reações de oxidação e de redução. d) Calcule a d.d.p. que esta pilha pode fornecer. e) Faça um desenho esquemático desta pilha, baseado na construção de Daniell.

5 Recarga da pilha Eletroquímica - pg 5 Vamos supor que a carga no circuito elétrico (no nosso caso a lâmpada) seja substituída por um gerador (G) de corrente elétrica cuja d.d.p. seja maior que a da pilha (no nosso caso seja maior que 1,10V). Este gerador terá "força" suficiente para "devolver os elétrons --> placa de zinco, forçando a redução dos íons Zn 2+ a metal novamente. Do outro lado, o gerador irá"tirar" os elétrons do cobre metálico, oxidando-o a Cu 2+. Os ânions deverão, portanto, voltar ao lugar onde a solução de Cu SO 4 será refeita. Observe que as posições do cátodo (redução) e do ânodo (oxidação) também inverteram. Hoje em dia temos vários tipos de pilhas, recarregáveis ou não, com materiais diferentes e tecnologias de construção diferentes. Galvanoplastia É o processo pelo qual um metal é recoberto por uma fina camada de outro metal, depositado por uma corrente elétrica. É desta maneira que os metais são cromeados, niquelados, dourados ou prateados como nas maçanetas de portas, chaves, bijuterias e acessórios de veículos. O processo de galvanoplastia é como na recarga de uma pilha, onde o cátodo é o objeto que se quer recobrir e a sua solução feita com um cátion do metal a depositar. O ânodo será uma placa do mesmo metal, que será corroída com o tempo. O metal ânodo será transferido para o cátodo. Este método é utilizado para purificar metais, como no caso do cobre eletrolítico, pois apenas os cátions do metal serão depositados no cátodo. Eletrólise É o processo no qual usamos uma corrente elétrica para quebrar uma molécula, obtendo novos produtos. Um exemplo disto é a obtenção do metal alumínio a partir do seu óxido: 2 Al 2 O 3 2 Al + 3 O 2 oxi.: 2 O 2- O e - red.: Al e - Al Respostas: 1a) Ba Ba e - 2Cl - + 2e - Cl 2 d.d.p. = 0,54V 1b) Cr Cr e - Co e - Co d.d.p. = 0,46V 1c) Cu Cu e - Zn e - Zn d.d.p. = não há reação pois o potencial do Zn é maior, ele é que deveria oxidar 1d) Bi Bi e - Au e - Au d.d.p. = 1,10V 2a) Al ; 2b) Ag 1+ ; 2c) oxi: Al Al e -, red: Ag e - Ag ; 2d) 2,46V; 2e)