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QUÍMICA
Prof ª. Giselle Blois
Transformações Químicas e Energia
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday - Parte 3
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
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.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
- 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.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
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.
H2O H+ + OH-
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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: H2 + 2e- 2H+
- C = 1 M;
- T = 25 °C;
- P = 1 atm
* E° = 0
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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.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
Fonte:Educação Globo.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
O uso da tabela nos permite:
- Calcular a diferença de potencial das pilhas;
- Prever a espontaneidade das reações de oxirredução.
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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
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Exemplo: Pilha de Daniell
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0
Sofre oxidação: Zn0
Sofre redução: Cu2+
Agente oxidante: Cu2+
Agente redutor: Zn0
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Semirreação de redução:
Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V
Semirreação de oxidação:
Zn0 Zn2+ + 2e- E° = + 0,76V
OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e
Aplicada), recomenda escrever todas as equações no
sentido da redução.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
Fonte:Educação Globo.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
Semirreação de redução:
Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V
Semirreação de oxidação:
Zn0 Zn2+ + 2e- E° = + 0,76V
OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e
Aplicada), recomenda escrever todas as equações no
sentido da redução.
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
Logo:
Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V
Zn2+ + 2e- Zn0 E° = - 0,76V
Agente oxidante: Cu2+
Agente redutor: Zn0
ΔE° = E°oxidante – E°redutor
ΔE° = + 0,34 – (- 0,76)
ΔE° = + 0,34 + 0,76
ΔE° = + 1,10VÉ espontâneo
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Previsão da espontaneidade:
Todo elemento ou substância que está mais acima na
tabela age como redutor em relação aos que estão
mais abaixo.
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Exemplos:
Reações de deslocamento entre metais:
3 Mg + Cr2(SO4)3 3 MgSO4 + 2 Cr
Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu
Sn + 2 AgNO3 Sn(NO3)2 + 2 Ag
Hg + Al2(SO4)3 não reage
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Fonte:Educação Globo.
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Reações de metais com ácidos:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
Cu + HCl não reage
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Fonte:Educação Globo.
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Reações de deslocamento entre ametais:
Na2S + Br2 S + 2 NaBr
2 KI + Cl2 I2 + 2 KCl
NaF + Cl2 não reage
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Exercício:
1. Das equações abaixo, aponte a espontânea e a não-
espontânea:
a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu
b) Sn4+ + Hg Sn2+ + Hg2+
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu
Sofre oxidação: Pb0
Sofre redução: Cu2+
Agente redutor: Pb0
Agente oxidante: Cu2+
Pb Pb2+ + 2e- E° = - 0,13V
Cu2+ + 2e- Cu E° = + 0,34V
Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu
ΔE = + 0,34 – (- 0,13)
ΔE = + 0,34 + 0,13 = + 0,47VÉ espontâneo
Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday
b) Sn4+ + Hg Sn2+ + Hg2+
Sofre oxidação: Hg0
Sofre redução: Sn4+
Agente redutor: Hg0
Agente oxidante: Sn4+
Hg Hg2+ + 2e- E° = + 0,85V
Sn4+ + 2e- Sn2+ E° = + 0,15V
Hg + Sn4+ Hg2+ + Sn2+
ΔE = + 0,15 – (+ 0,85)
ΔE = + 0,15 - 0,85 = - 0,70VNão é espontâneo