QUÍMICA Transformações Químicas e Energia Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, - Parte 3 Prof ª. Giselle Blois
A pilha pode ser construída com vários metais, logo cada pilha oferece uma diferente voltagem, força eletromotriz (fem) ou diferença de potencial (ddp). Fatores que influem nessa diferença: - A natureza dos metais formadores das pilhas; - As concentrações das soluções empregadas; - A temperatura da pilha.
- Natureza: quanto maior for a tendência do metal do anodo em doar elétrons e o do catodo em receber esses elétrons, maior será a diferença de potencial exibida pela pilha. - Concentração: 1 mol/l é a concentração padrão de qualquer meia-célula. - Temperatura: 25 C é a temperatura padrão de qualquer meia-célula. * Pressão = 1 atm.
OBS: é impossível medir o potencial absoluto do eletrodo de qualquer metal, então é necessário a escolha arbitrária de um padrão que recebe um valor também arbitrário. Dessa forma, escolheu-se como eletrodo padrão o de hidrogênio. * H + é o íon mais comum em soluções aquosas por se formar pela dissociação da água. H 2 O H + + OH -
Na prática, usa-se uma placa de platina esponjosa que tem a propriedade de reter o gás hidrogênio, uma vez que a platina funciona apenas como um suporte inerte. Reação do eletrodo de hidrogênio: H 2 + 2e - 2H + - C = 1 M; - T = 25 C; - P = 1 atm * E = 0
Confrontando o hidrogênio com os outros metais e, também, com os ametais, pode-se organizar uma tabela dos seus potenciais padrão de eletrodo. * IMPORTANTE: se multiplicarmos as semirreações por qualquer número, os valores de E não se alteram.
Fonte: Educação Globo.
O uso da tabela nos permite: - Calcular a diferença de potencial das pilhas; - Prever a espontaneidade das reações de oxirredução.
Na tabela, os elementos (ou substâncias) que estão mais acima funcionam como redutores em relação aos elementos (ou substâncias) que estão mais abaixo, que funcionam como oxidantes. ΔE = E oxidante E redutor
Exemplo: Pilha de Daniell Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 Sofre oxidação: Zn 0 Sofre redução: Cu 2+ Agente oxidante: Cu 2+ Agente redutor: Zn 0
Semirreação de redução: Cu 2+ + 2e - Cu 0 E = + 0,34V Semirreação de oxidação: Zn 0 Zn 2+ + 2e - E = + 0,76V OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), recomenda escrever todas as equações no sentido da redução.
Fonte: Educação Globo.
Semirreação de redução: Cu 2+ + 2e - Cu 0 E = + 0,34V Semirreação de oxidação: Zn 0 Zn 2+ + 2e - E = + 0,76V OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), recomenda escrever todas as equações no sentido da redução.
Logo: Cu 2+ + 2e - Cu 0 E = + 0,34V Zn 2+ + 2e - Zn 0 E = - 0,76V Agente oxidante: Cu 2+ Agente redutor: Zn 0 É espontâneo ΔE = E oxidante E redutor ΔE = + 0,34 (- 0,76) ΔE = + 0,34 + 0,76 ΔE = + 1,10V
Previsão da espontaneidade: Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela age como redutor em relação aos que estão mais abaixo.
Exemplos: Reações de deslocamento entre metais: 3 Mg + Cr 2 (SO 4 ) 3 3 MgSO 4 + 2 Cr Fe + CuCl 2 Sn + 2 AgNO 3 Hg + Al 2 (SO 4 ) 3 FeCl 2 + Cu Sn(NO 3 ) 2 + 2 Ag não reage
Fonte: Educação Globo.
Reações de metais com ácidos: Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 Fe + 2 HCl FeCl 2 + H 2 Cu + HCl não reage
Fonte: Educação Globo.
Reações de deslocamento entre ametais: Na 2 S + Br 2 S + 2 NaBr 2 KI + Cl 2 I 2 + 2 KCl NaF + Cl 2 não reage
Exercício: 1. Das equações abaixo, aponte a espontânea e a nãoespontânea: a) Pb + CuSO 4 PbSO 4 + Cu b) Sn 4+ + Hg Sn 2+ + Hg 2+
a) Pb + CuSO 4 PbSO 4 + Cu Sofre oxidação: Pb 0 Sofre redução: Cu 2+ Agente redutor: Pb 0 Agente oxidante: Cu 2+ É espontâneo Pb Pb 2+ + 2e - E = - 0,13V Cu 2+ + 2e - Cu E = + 0,34V Pb + Cu 2+ Pb 2+ + Cu ΔE = + 0,34 (- 0,13) ΔE = + 0,34 + 0,13 = + 0,47V
b) Sn 4+ + Hg Sn 2+ + Hg 2+ Sofre oxidação: Hg 0 Sofre redução: Sn 4+ Agente redutor: Hg 0 Agente oxidante: Sn 4+ Não é espontâneo Hg Hg 2+ + 2e - E = + 0,85V Sn 4+ + 2e - Sn 2+ E = + 0,15V Hg + Sn 4+ Hg 2+ + Sn 2+ ΔE = + 0,15 (+ 0,85) ΔE = + 0,15-0,85 = - 0,70V