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.

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Aurélio da Rocha Tomé
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1 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 elétrons entre o eletrodo e o eletrólito.

2 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.

3 2- Oxidação e redução Oxidação é a perde elétrons. Redução é o ganho elétrons.

4 2- Oxidação e redução O agente oxidante sofre redução. O agente redutor sofre oxidação. Assim, o zinco cede elétrons para o íon H +, sofrendo oxidação e o íon H + recebe os elétrons sofrendo então redução.

5 3 Regras para o número de oxidação Elementos na sua forma elementar têm um número de oxidação igual a 0 (zero). O número de oxidação de um íon monoatômico é o mesmo que a sua carga elétrica. Não-metais tendem a ter números de oxidação negativos, embora alguns são positivas em certos compostos ou íons. A soma dos números de oxidação em um composto neutro é 0 (zero). A soma dos números de oxidação de um íon poliatômico é a carga do íon. O oxigênio tem um número de oxidação do -2, exceto no íon peróxido em que tem um número de oxidação de -1. O hidrogênio é -1 quando ligado a um metal, e é +1 quando ligado a um Não-metais. Os halogênios têm um número de oxidação de -1, e podem ter números de oxidação positivos, nos oxiânions. Os íons de Nox fixos: Metais alcalinos (+1), alcalinos terrosos (+2), Ag +1, Al +3.

6 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas As reações de oxidação-redução (redox) são espontâneas, os elétrons são transferidos e a energia é liberada.

7 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas Nós podemos fazer o fluxo de elétrons através de um dispositivo externo e gerar energia capaz de realizar um trabalho. Essa configuração é uma célula eletrolítica (pilha).

8 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas Uma célula típica se parece com isso. - A oxidação ocorre no ânodo. - A redução ocorre no cátodo.

9 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas Uma vez que o mesmo um fluxo de elétrons do anodo para o catodo, as cargas em cada copo não seria equilibrado e o fluxo de elétrons iria parar.

10 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas Portanto, podemos usar uma ponte salina, normalmente um tubo em forma de U que contém uma solução de sal, para manter as cargas equilibrada. Os cátions se mover em direção ao cátodo. Ânions mover em direção ao ânodo.

11 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas Na célula, em seguida, os elétrons deixam o ânodo e o fluem através do fio para o cátodo. À medida que os elétrons deixar o ânodo, os cátions formado dissolvem-se na solução no compartimento do ânodo.

12 4- Pilhas (Células) Eletrolíticas À medida que os elétrons atingem o cátodo, cátions da solução são atraídos para o cátodo agora negativo. Os elétrons são tomadas pelo cátions, e o metal neutro é depositada sobre o cátodo.

13 5- Força eletromotriz (fem) A água só flui espontaneamente de uma em uma cachoeira da parte superior para a inferior de menor energia potencial. Da mesma forma, os elétrons fluem espontaneamente em uma reação de redox.

14 5- Força eletromotriz (fem) A diferença de potencial entre o ânodo e o cátodo de uma célula é chamado a força eletromotriz (fem). É também chamado o potencial da célula, e é designada E célula. Potencial de célula é medido em volts (V). 1 V = 1 J C

15 6- Potenciais padrão de redução

16 6.1- Elétrodo padrão de hidrogênio Os valores são referenciados para um elétrodo padrão de hidrogênio (SHE). E por definição, o potencial de redução do hidrogênio é de 0 V: 2 H + (aq, 1M) + 2 e H 2 (g, 1 atm)

17 6.2- Potenciais padrão das células (pilhas) O potencial da célula em condições padrão pode ser encontrado através desta equação: E cell = E red (oxidante/catodo) E red (redutor/anodo) Devido potencial de célula é baseado na energia potencial por unidade de carga, é uma propriedade intensiva.

18 6.3- Potenciais da célula Para a oxidação neste célula E red = 0,76 V Para a redução E red = +0,34 V E cell = E red (catodo) E red (anodo) = V ( 0.76 V) = V

19 6.4- Agentes oxidantes e redutores Os mais fortes oxidantes tem o potencial de redução mais positivos. Os mais fortes redutores têm potencial de redução mais negativos

20 6.4- Agentes oxidantes e redutores Quanto maior for a diferença entre os dois, o maior a tensão da célula.

21 7- Energia Livre A energia livre de reação é o trabalho máximo sem expansão que uma reação à pressão e temperatura constante: G = w e O trabalho realizado quando n mols de elétrons atravessam uma diferença de potencial E é a sua carga é diretamente proporcional a diferença de potencial. Como a carga de um elétron é -e e a carga de um mol de elétrons é en A assim a carga de n mols de é -nen A. Então o trabalho será: w e = -nen A E Como 1Faraday (F) é a carga contida em um mol de elétrons, temos F= en A

22 7- Energia Livre E a carga de um elétron será 1,602177X F = 96,485 C/mol = 96,485 J/V-mol ΔG para uma reação redox pode ser encontrado usando a equação: ΔG = nfe Onde n é o número de mols de elétrons transferidos e E é o potencial

23 7- Energia Livre Sob condições normais (padrão): G = nfe Lembre-se que: Isto significa G = G + RT ln Q, onde Q=K nfe = nfe + RT ln Q Dividindo ambos os lados por -nf, temos a equação de Nernst.

24 8-Equação de Nernst E = E RT nf ln Q ou, usando logaritmos na base 10 E = E 2,303 RT nf ln Q À temperatura ambiente (298K) RT F = 0,0592 V

25 8-Equação de Nernst Assim, a equação é a seguinte E = E Lembre-se que temos: 0,0592 n ln Q ΔG o = RTlnK

26 9- Pilhas de concentração Observe que a equação de Nernst implica que uma célula pode ser criadas com as mesma substância em ambos os eletrodos. Para tal célula E cel seria 0, mas Q não Portanto, enquanto as concentrações são diferentes, E não será 0.

27 Baterias 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução

28 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução

29 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução Ânodo: 2H2 => 4H+ + 4e- Cátodo: O2 + 4H+ + 4e- => 2H2O Reação Global: 2H2 + O2 => 2H2O

30 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução Reformador de Metanol CH 3 OH => CO + 2H 2 H 2 O + CO => CO 2 + H 2 Reformador de gás natural CH 4 + H 2 O => CO + 3H 2 H 2 O + CO => CO 2 + H 2

31 Corrosão 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução

32 10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução Prevenção de Corrosão

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