Resumo de Química: Pilhas e eletrólise Número de oxidação (NOX) Nox fixo:1a(+1), 2A (+2), Al +3, Zn +2 e Ag + Nox usual: Hidrogênio (+1), exceto nos hidretos metálicos (-1) e Oxigênio (-2), exceto nos peróxidos (-1) e com flúor (+2) Reações de oxirredução Espécie que aumenta o nox sofre Oxidação perde elétrons Espécie que diminui o nox sofre redução ganha elétrons São processos simultâneos: nr de elétrons perdidos = nr de elétrons recebidos Agente oxidante substância que sofre redução e provoca a oxidação Agente redutor substância que sofre oxidação e provoca a redução Balanceamento por oxirredução Ex: HNO 3 + P 4 + H 2 O H 3 PO 4 + NO 1)Achar o nox dos elementos HNO 3 + P 4 + H 2 O H 3 PO 4 + NO N +5 P 0 P +5 N +2 2) identificar quem reduz e quem oxida N +5 reduz ep 0 oxida 3)Calcular a variação do Nox ( nox) noxn= 3 e noxp= 5 4) Multiplicar pelo maior índice noxn= 3 x1 = 3 e noxp= 5 x 4 = 20 5) Igualar o nr de elétrons recebidos e perdidos (invertendo o nox) noxn= 3 x1 = 3 noxp= 5 x 4 = 20 6) Iniciar o balanceamento pelo lado que tem o maior índice 20 HNO 3 + 3 P 4 + H 2 O H 3 PO 4 + NO 7) Balancear os outros por tentativa 20 HNO 3 + 3 P 4 +8H 2 O 12 H 3 PO 4 + 20 NO Pilhas Dispositivo onde uma reação química de oxirredução, espontânea, produz energia elétrica. Pilha de Daniel Esquema inicial Após certo tempo
À medida que a reação vai ocorrendo poderemos fazer as seguintes observações O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo. A solução de ZnSO 4 vai ficando mais concentrada em íons Zn +2. O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada. A solução de CuSO 4 vai ficando mais diluída em íons Cu +2. Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado para o outro através da ponte salina. O eletrodo da oxidação é o Ânodo Zn sofre oxidação. (pólo negativo)zn (s) Zn +2 + 2 e - massa da placa de zinco diminui. concentração de Zn +2 na solução aumenta. O eletrodo da redução é o Cátodo Cu sofre redução. (pólo positivo) Cu +2 + 2 e - Cu (s) massa da placa de cobre aumenta. concentração de Cu +2 na solução diminui. Semirreação do ânodo (oxidação): Zn (s) Zn +2 + 2 e - Semirreação do cátodo (redução): Cu +2 + 2 e - Cu (s) Reação global: Zn (s) + Cu +2 Zn +2 + Cu (s) Fluxo de elétrons: do ânodo para o cátodo. Na pilha de Daniel, os elétrons são transferidosdo Zn para os íons Cu 2+ por um fio condutor externo. Representação da pilha: Zn (s) /Zn +2 (aq)//cu +2 (aq)/cu (s) Ânodo Cátodo Onde, o símbolo/ indica mudança de fase e // ponte salina. Diferença de potencial (d.d.p.) Os metais que fazem parte de uma reação de oxirredução têm uma tendência a ceder ou receberelétrons.essa tendência é determinada pelo potencial deeletrodo (E), medido em volts (V).Quanto maior for a medida do potencial deoxidação, maior é a tendência do metal
cederelétrons.quanto maior for a medida do potencial deredução, maior é a tendência do metal ganharelétrons.este potencial, em geral, é medido nas seguintescondições: 1atm, 25 o C e solução 1 mol/l. Sendo assim, nestas condições, chamado depotencial normal de eletrodo (E 0 ). Este potencial é medido tomando-se comoreferencial um eletrodo de hidrogênio, que tem aele atribuído o potencial 0,00 V. E 0 = E 0 redução cátodo E 0 redução do ânodo Para a pilha de Daniel temos: Zn +2 + 2 e - Zn (s) Cu +2 + 2 e - Cu (s) E 0 = -0,76 V E 0 = 0,34 V E 0 = E 0 redução cátodo E 0 redução do ânodo E 0 = 0,34 (-0,76) = 1,1V Eletrólise Uma pilha é um sistema eletroquímico espontâneo que gera energia elétrica a partir de energia química. A eletrólise, porém, é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química. A eletrólise é muito utilizada na indústria, pois por meio dela é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos processos de produção, como o alumínio, o cloro, o hidróxido de sódio, etc. Além disso, também é um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais. A eletrólise se dá apenas com fornecimento de energia por meio de um gerador, como uma pilha, por exemplo. Para entender como ela acontece, observe o esquema a seguir: 1ª Semirreação: o gerador atrai os ânions A - para o polo positivo (ânodo) e os força a perder elétrons: A - A 0 + e - 2ª Semirreação: o gerador faz com que os cátions C + recebam os elétrons: C + + e - C 0 Existem dois tipos principais de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica liquefeita, isto é, fundida. Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais.
Exemplo: Eletrólise do cloreto de sódio líquido, NaCl (l) O cátion Na + descarrega no cátodo, sofre redução e o ânion Cl - descarrega no ânodo, sofre oxidação. Dissociação do NaCl: NaCl (l) Na + + Cl - (x2) Semirreação no ânodo:2 Cl - Cl 2 + 2e - Semirreação no cátodo: Na + + e - Na (x2) Reação global: 2 NaCl (l) 2 Na + Cl 2 Eletrólise Aquosa: nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. São formados dois cátions (o da substância dissolvida e H + ) e dois ânions (o da substância dissolvida e OH - ). Porém, apenas um cátion e um ânion sofrerão as descargas do eletrodo, os outros íons serão apenas espectadores nessa eletrólise. Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo: Família 1A, 2A, Al 3+, H + Demais cátions Preferência de descarga elétrica Ânions oxigenados e F -, OH -,Cl -, Br - e I - Exemplo: Eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso, NaCl (aq) Neste caso teremos dois cátions: Na + e H + e dois ânions: Cl - e OH -. Consultando a lista, vemos que o cátion H + tem mais facilidade de descarga que o Na + que é um metal alcalino (família 1A). E, com respeito aos ânions, o Cl - é um ânion não oxigenado e mais reativo que OH -. Então, o H + descarrega no cátodo e o Cl - descarrega no ânodo. Dissociação do NaCl: NaCl (aq) Na + + Cl - (x2) Autoionização da água: H 2 O H + + OH - (x2) Semirreação no ânodo:2 Cl - Cl 2 + 2e - Semirreação no cátodo:2h + + 2e - H 2 (x2) Reação global: 2 NaCl (aq) + 2H 2 O H 2 + Cl 2 + 2 Na + + 2 OH - Para saber mais:www.mundoeducacao.com.br/quimicaqeletrolise Corrosão e proteção dos metais Corrosão: deterioração de metais através de um processo eletroquímico que ocorre nas reações de oxirredução. Exemplo: Oxidação (corrosão) do ferro Ânodo: Fe (s) Fe +2 + 2 e - Redução: O 2 + 2H 2 + 4 e - 4 OH - Reação Global: 2Fe + O 2 + 2H 2 O 2Fe(OH) 2 Normalmente Fe(OH) 2 é oxidado a Fe(OH) 3 4 Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4 Fe(OH) 3 Fe 2 O 3.H 2 O (ferrugem) Proteção contra a corrosão Iremos falar dos métodos de proteção do ferro
1) Revestimento de ferro com zinco (galvanização) Zn +2 +2 e - Zn E 0 = -0,76 V Fe +2 +2 e - Fe E 0 = -0,44 V O ferro tem maior potencial de redução que o zinco, então ele reduz e o zinco oxida. Se o objeto sofre algum risco o ferro fica exposto e se oxida: Fe (s) Fe +2 + 2 e - Porém, como o zinco do revestimento tem menor potencial de redução que o ferro, ele também se oxida e provoca a redução do ferro: Zn Zn +2 + 2 e - Fe +2 +2 e - Fe Zn + Fe +2 Zn +2 + Fe O contato do Zn +2 com o ar e água forma Zn(OH) 2 que se deposita sobre o ferro exposto protegendo-o. 2) Revestimento do ferro com estanho Método usado na fabricação de folhas de flandres ou latas. Protege o ferro, porém se houver risco, o ferro irá sofrer corrosão. Fe +2 +2 e - Fe E 0 = -0,44 V Sn +2 +2 e - Sn E 0 = -0,14 V O potencial de redução do ferro é menor que o do estanho, então o estanho reduz e provoca a oxidação do ferro. 3) Proteção com eletrodo ou metal de sacrifício. Uso de metal que tem maior tendência a perder elétrons, ou seja, oxidar. Esse metal sofre oxidação no lugar do ferro. Portanto, o metal deve possuir potencial de redução menor quedo ferro. Fe +2 + 2 e - Fe Mg +2 + 2 e - Mg E 0 = -0,44 V E 0 = -2,36 V Este método de proteção é muito utilizado em oleodutos, navios e tanques de aço contendo combustíveis. Colocam-se placas de magnésio para proteger o ferro. As placas devem ser trocadas esporadicamente. Lista de exercícios do livro Pág 272 nr1 ao 5
Pág 276 nr 6, 7 e 8 Pág 288 nr 16.3, 16.4, 16.6, 16.7 e 16.8 Pág 298 nr 3, 4 e 5 Pág 303 nr 6 e 8 Pág 304 nr 17.1, 17.4, 17.6, 17.7 e 17.8 Assuntos importantes a serem revisados: 1) Nox 2) Balanceamento 3) Agente redutor, oxidante, espécie que reduz e oxida 4) Pilha: identificar as partes e fenômenos envolvidos 5) Calcular ddp 6) Semirreações e reação global 7) Representação da pilha, potencial de redução 8) Eletrólise: identificar a espécie que descarrega e qual substância é formada 9) Semirreações do cátodo e ânodo 10) Diferenciar eletrólise de pilha 11) Uso das pilhas após reciclagem 12) Corrosão do Fe, Fe e cu, estanho. 13) Reatividade dos metais pelo potencial padrão de eletrodo