CIEP-386- GUILHERME DA SILVEIRA FILHOCIEP-386- GUILHERME DA SILVEIRA FILHO

Prof. JABFelicio

Eletroquímica

A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de óxido-redução, mas também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em duas partes: Pilhas e Eletrólise

1) Pilhas São dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução produz corrente elétrica.

Revisão de Reações de oxi-redução

Uma reação eletroquímica sempre é uma reação de oxi-redução.

Ex.:

Podemos verificar que de acordo com a reação acima, temos:

1- elemento que sofre oxidação........ Zn (existe a perda de elétrons, logo o seu nox. aumenta)

2- elemento que sofre redução.......... Cu (existe o ganho de elétrons, logo o seu nox diminui).

3- agente oxidante ............Cu2+ ( é a espécie que se reduz ou é a espécie com que faz o zinco metálico se oxidar)

4- agente redutor................Zn 0 ( é a espécie que se oxida ou a espécie com que faz o íon cobre se reduzir).

Em uma reação eletroquímica sempre uma espécie se reduz e outra se oxida. Nunca as duas podem oxidar ou se reduzir.

Ordem de Reatividade de Metais

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Pilhas de Daniell

A montagem da pilha de Daniell consiste em:

1- uma placa metálica de cobre (eletrodo) 2- uma placa metálica de zinco (eletrodo)3- uma solução de sulfato de cobre ( CuSO4) cor azul.4- uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4)5- um tubo de vidro em forma de U contendo( K2SO4), chamada de ponte salina.6- um fio condutor externo7- uma lâmpada ou voltímetro (Teste da passagem de elétrons)

O tubo U funciona como uma ponte salina para o equilíbrio eletrolítico e funcionamento da pilha, fornecendo: a) ânions (SO4

-2) para onde ocorreu oxidação, onde há falta deles; por isso esse lado da pilha é chamado de ânodo;

b) cátions (K+) para onde ocorreu redução, onde há falta deles; por isso esse lado da pilha é chamado de cátodo. Tem a finalidade de manter as duas semicelas neutras através da migração de íons (corrente elétrica)

Obs. O eletrodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo (pólo positivo), onde chegam os elétrons. O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo (pólo negativo), de onde partem os elétrons

Ânodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2é

Cátodo: Cu2+ (aq) + 2é → Cu(s) ______________________________________

reação global Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

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Representação oficial por convenção mundial de uma pilha

A pilha estudada pode ser representada por:

Zn0 / Zn2+ // Cu2+ / Cu0

Potencial das Pilhas

Na pilha de Daniell, os eletrodos são de zinco( Zn) e cobre (Cu). Tanto os íons de zinco (Zn2+) como os de cobre (Cu2+) têm uma certa tendência de receber elétrons; porém, os íons de cobre são os que sofrem redução. Podemos concluir, então, que a tendência do íon cobre em sofrer redução é maior que a do íon zinco. Assim, dizemos que os íons Cu2+ tem maior potencial de redução. E red Cu2+ > E red Zn2+

Logo, o zinco sofrerá oxidação, o que nos permite concluir que ele apresenta maior potencial de oxidação. E oxi Zn > E oxi Cu

Obs. Em uma pilha, a espécie que apresenta maior E red sofre redução e, portanto, a outra espécie, de maior E oxi, sofre oxidação

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Tabela de Potenciais de Oxidação e Redução

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‘

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Cálculo do Potencial de uma Pilha

A diferença de potencial ou ddp ( ΔE) de uma pilha depende das espécies envolvidas, das suas concentrações e da sua temperatura. Por esse motivo, o ΔE é medido na chamada condição padrão, que corresponde a espécies com concentração 1mol/L e possíveis gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25°C. Nessa condições, a diferença de potencial da pilha será representada por ΔE0.

ΔE0 = (E0red maior) – ( E0

red menor )

ou

ΔE0 = (E0oxi maior) – ( E0

oxi menor )

No nosso exemplo podemos então calcular a ddp de nossa pilha, de acordo com os potenciais de oxidação e redução de cada espécie dada:

ΔE0 = (E0oxi maior) – ( E0

oxi menor )

ΔE0 = + 0,76V – ( - 0,34V)

ΔE0 = + 1,10 V

Obs. Para saber se uma reação ocorre ou não devemos observar o potencial padrão (E°) de cada espécie envolvida na reação. A soma dos Eo deve ser positiva, ou seja ΔE0 >O. Eletrólise Ígnea

Na Eletrólise Ígnea, uma Substância Iônica, geralmente um Sal, é colocada em uma cuba ou célula eletrolítica e é aquecida até atingir a sua temperatura de fusão. No estado líquido ou fundido, as substâncias iônicas se dissociam e seus íons se movimentam livre na cuba eletrolítica.

EQUAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO IÔNICA DO NaCl FUNDIDO

NaCℓ → Na + + Cℓ -

Você já sabe que, quando ligamos o gerador de corrente elétrica ou a pilha, a mesma transporta os elétrons dos ânions para os cátions, provocando a migração dos ânions para o pólo positivo e a migração dos cátions para o pólo negativo.

Assim,se a substância iônica utilizada eletrólise ígnea for NaCℓ, teremos:

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Assim teremos as seguintes reações: a) Migração do ânion Cℓ- para o ânodo (+):ocorre oxidação: 2 Cℓ- → Cℓ2 + 2 e- (geração de gás cloro)

b) Migração do cátion Na+ para o cátodo (-):ocorre redução: 2 Na+ + 2 e- → Nao ( sódio metálico)

Reação total da célula: 2 NaCℓ → 2Na(s) + Cℓ2(g)

OBS.1 Quando os ânions F-1, Cl-1, Br-1, I-1, N-3, O-2 se oxidam, formam substâncias simples biatômicas , logo, são necessários 2 ânions de cada espécie para que a molécula biatômica possa ser formada. Ex. 2 F-1 → F2 + 2é

OBS.2 Quando cátions de Metais se Reduzem, formam substância simples Monoatômicas

Ex: Nao, Ko, Mgo, Ago, Nio, Ko, etc.

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ELETRÓLISE AQUOSA

Na Eletrólise em Solução Aquosa, coloca-se em uma cuba ou célula eletrolítica ma solução formada pelo solvente água e por um soluto que pode ser um sal, um ácido ou uma base. A característica mais importante deste tipo de eletrólise é que, neste caso, além dos íons provenientes da dissociação iônicas ou então, da ionização do soluto, encontramos também os íons da ionização da água.

Ex. Eletrólise aquosa do sal NaCl.

NaCℓ→ Na+ + Cℓ -

H2O → H+ OH -

Observe que temos um total de dois íons cátions e dois íons ânions, porém somente um cátion um ânion poderão migrar para cada eletrodo.Preferência de descarga no catodo

Quando o hidrogênio ganha a competição, teremos a redução do mesmo no catodo

2H+ + 2é → H2

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Preferência de descarga no anodo

Quando a hidroxila ganha a competição, teremos a oxidação da mesma no anodo

2OH- → H2O + ½ O2 + 2éNo nosso exemplo, teremos

2NaCℓ→ 2Na+ + 2Cℓ -

2H2O → 2H+ + 2OH -

Catodo: 2H+ + 2é → H2

Anodo: 2Cℓ- → Cℓ2 + 2é

Somando-se as semi-equações, acharemos a equação global:

2NaCℓ + 2 H2O → H2 + Cℓ2 + 2Na+ + 2OH-

Obteremos os seguintes produtos:Gás cloro no anodo, gás hidrogênio no catodo. Vamos obter também a soda cáustica ( NaOH). Essa eletrólise é usada para obtenção industrial de soda cáustica.

Estequiometria da Eletrólise

Se em 1 mol de elétrons possui 6,02 x 10 23 elétrons, podemos então calcular a carga de 1 mol de é.

1 é..........................1,6 x 10 -19 coulombs6,02 x 10 23.................x

x = 96500 C ou 1 Faradays ( F)

Podemos dizer que 1 mol de é transporta 96500 C = 1 F

Michael Faradays descobriu experimentalmente que a massa depositada nos eletrodos, para determinado eletrólito, é diretamente proporcional à carga que passa pela solução.

m α ∆Q ......... sendo ∆Q = i∆t então m α i∆t

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∆Q = carga elétricai = corrente elétrica∆t = intervalo de tempo, em segundos.

Exercícios:

1)Escreva as equações que representam a redução dos seguintes íons:

a) Ni2+

b) Al 3+

c) Cu+

d) Pb+4

2) Consultando a série de reatividade acima, indique se as reações abaixo representadas por seus reagentes ocorrem ou não.

a) Mn + Fe2+ →

b) Mg + Ni2+ →

c) Cu + Zn2+ →

d) Pt + H+ →

e) Ag + Hg+ →

PILHAS

1)Dada a célula eletroquímica ilustrada, considere os seguintes potenciais-padrão de redução. E° E° Zn2+/Zn0 = - 076V Au3+/ Au0 = + 1,50V

A partir dessas informações, responda:a) qual a reação catódica? b) qual a reação anódica? c) qual a reação global da pilha?d) a ddp da pilha é ?e) a célula é espontânea ? Justifique

2) Considere as montagens abaixo, onde temos uma placa de zinco dentro de uma solução contendo íons Zn2+ ( recipiente A) e uma placa de prata dentro de uma solução

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contendo íons Ag+. As duas soluções são unidas por um tubo em U contendo solução de KCℓ.

Considerando os seguintes potenciais

Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) Eo = -0 76 V

Ag+(aq) + e- → Ag (s) Eo = + 0,80 V

Ao unirmos as placas metálicas com um fio, a pilha começa a funcionar. Com base nesses dados, responda:a) Qual dos eletrodos é o anodo?b) Qual dos eletrodos é o catodo?c) Qual espécie química é oxidada e qual é reduzida?d) Qual a ddp da pilha?e) Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e da reação global.

3) A fantástica proliferação de telefones celulares provocou uma discussão quanto ao destino a ser dado para as baterias na hora do descarte. Constituídas pelos metais níquel e cádmio, o seu depósito em lixões causa contaminação ambiental. Hoje, o destino dessas baterias é de responsabilidade do fabricante e a ele devem ser devolvidas para reciclagem. A reação global de descarga de uma bateria de NiCd pode ser representada por

Cd + NiO2 + 2 H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2

Analisando essa equação, responda:

a) Durante a descarga, quem oxida? Quem reduz?

b) Qual material constitui o anodo dessa pilha?

3A) De acordo com a pilha do exercício 1 responda:

a)Quem é o anodo?

b) Quem é o catodo?

c) De onde partem os elétrons?

d) Qual a placa que sofre oxidação?

e) Qual a placa que sofre redução?

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f) Qual a solução que vai ficar diluída ?

g) Qual a solução que vai ficar concentrada?

h) Qual a semi reação de oxidação?

i) Qual a semi reação de redução?

j) Qual a reação global da pilha?

k)Qual a DDP da pilha ?

l)Qual o pólo negativo da pilha?

m) Qual o pólo positivo da pilha ?

5) De acordo com a pilha abaixo, responda as mesmas perguntas conforme o exercício 4:

Al Al 3+ + 3é Pot. De Oxidação E0 = 1,66 V Cu Cu 2+ + 2é Pot. De Oxidação E0 = - 0,34 V

4) Uma bandeja de prata perde o lustre ao reagir com o enxofre presente em certos alimentos como ovos, ou com substâncias presentes no ar atmosférico (SO2 e também H2S). Quando isso ocorre, forma-se um revestimento escuro de sulfeto de prata, Ag2S. Esse revestimento pode ser removido colocando-se a bandeja em uma panela de alumínio com água quente e um pouco de detergente.A reação que ocorre nesse processo é a seguinte:

3 Ag2S + 2 Aℓ → Aℓ2S3 + 6 Ag

a) Podemos considerar que se formou uma pilha entre a prata e o alumínio?

b) Escreva as semi-reações de oxidação e de redução.c) Escreva a equação global

5) Dados os potenciais-padrão de oxidação.

A0 A3+ + 3é E0 = + 1,50V

B0 B1+ + 1é E0 = - 0,80V

C0 C 2+ + 2é E0 = - 2,05V

D0 D 2+ + 2é E0 = + 0,76V

a) Escolha as espécies que formarão a pilha de maior ddp

b) Melhor agente redutor.

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c) Melhor agente oxidante.

ELETRÓLISE ÍGNEA

1) Equacione as semi-reações envolvidas na eletrólise ígnea do NiCl2, indicando os produtos no cátodo e no ânodo, bem como a reação global da eletrólise.

2) A corrosão de ferro metálico envolve a formação de íons Fe3+. Para evitá-la, chapas de ferro são recobertas por uma camada de outro metal. Em latas de alimentos a camada é de estanho metálico e em canos d’água, de zinco metálico. Explique por que:

a) a camada de zinco evita a corrosão de canos d’água;b) quando a camada de estanho é danificada, expondo a superfície do ferro, a corrosão

acontece mais rapidamente do que quando a referida camada está ausente.(Dado: potenciais - padrão de redução a 25ºC )

Zn2+ + 2é Zn (s) E0 = - 0,763 V

Fe2+ + 2é Fe(s) E0 = -0,409 V

Sn2+ + 2é Sn(s) E0 = -0,136 V

3) Ferro zincado é o ferro que contém pequena quantidade de zinco metálico. A partir dos potenciais-padrão de redução, listados a seguir, explique os seguintes fatos observados no cotidiano. E0 (V) Fe2+ + 2é = Fe - 0,440 Zn2+ + 2é = Zn - 0,763 Al3+ + 3é = Al - 1,663

a) Rebites de ferro em esquadrias de alumínio causam corrosão do alumínio.

b) Pregos de ferro zincado são resistentes à ferrugem.

ELETRÓLISE AQUOSA

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1) Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa das substâncias a seguir, indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução. Diga também qual o caráter da solução formada a) CuBr2

b) CaCℓ2

c) Na2SO4

d) AgNO3

e) NaI

2) Por uma solução aquosa de H2SO4 contida em uma cuba eletrolítica, fez se passar durante 965s uma corrente de 10A. Calcule o volume de O2(g) na cNTP, produzido no anodo e o volume de H2(g), nas CNTP, produzido no catodo

3) Qual o tempo necessário para obtermos 3,175g de cobre a partir de uma solução sulfato de cobre, sabendo que a corrente elétrica é de 100A?

4) Por uma solução aquosa de um sal sulfato de cobre II, contida em uma cubra eletrolítica faz-se passar, durante 4.825s, uma corrente de 2A. Qual é a massa de cobre depositada no catodo?

5) Calcular a massa de alumínio produzida na eletrólise ígnea da alumina (Aℓ2O3), quando se faz passar,por uma cuba eletrolítica uma corrente de 96,5A durante 1min.e 40seg.

6) Em uma determinada eletrólise usando solução de CuSO4 para deposição de Cu em uma peça, a quantidade de cargas envolvidas foi igual a 19 300C. Qual amassa de cobre que se depositou?

7) Escreva a equação global que representa a eletrólise do NaCl em meio aquoso.

Sabendo que são produzidos 7.200g de hidrogênio, calcule

a) a massa de NaCl consumido;

b) a massa de cloro produzido;

c) o volume de cloro produzido em C.N.T.P.

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