eleeletroquÍmica (parte i) i introduÇÃo · escola de referência em ensino médio cícero dias...

Escola de Referência em Ensino Médio Cícero Dias QQuuíímmiiccaa || Flávia Araújo

EleELETROQUÍMICA – (Parte I)

I – INTRODUÇÃO

A Eletroquímica é responsável pela explicação dos fenômenos que envolvem a transferência de elétrons. Esses fenômenos são de grande importância cotidiana, pois através de suas aplicações obtemos pilhas, baterias, acumuladores de automóveis, peças galvanizadas e eletro-purificadas, entre outros, como ilustrado na Figura 1.

Figura 1 - Bateria e Pilhas

Os fenômenos eletroquímicos que nos interessam são as Pilhas, que trata-se de um processo espontâneo, e as Eletrólises, que são processos não espontâneo.

II – PILHAS

Podemos definir pilha como, qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução ocorre espontaneamente produzindo corrente elétrica. Também são chamadas de células galvânicas ou voltaicas. Esse fenômeno transforma a energia química em energia elétrica. As pilhas são formadas por um conjunto de metal mergulhado numa solução aquosa do sal, resultando numa solução eletrolítica de íon comum*. Esse conjunto é denominado eletrodo e nele ocorre a transferência eletrônica necessária para gerar energia elétrica.

* Efeito do Íon Comum: é a aplicação do princípio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos. Entretanto, há

íons que apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, também podem deslocá-lo. Como exemplo, temos a adição de um ácido à base H4OH(aq), o H

+ do ácido reage com o OH

– da base, diminuímos a

concentração desse íon e, conseqüentemente, deslocamos equilíbrio.

Figura 2 - Experimento da pilha de Daniell

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Fluxo de elétrons

Polo negativo

Libera elétrons para o

circuito e íons cátions

para a solução.

Ocorre oxidação

(aumenta a carga) e

corrosão (diminuição

da massa) do eletrodo.

Solução concentrada.

- Polo positivo

Recebe elétrons para o

circuito e capta os íons

cátions da solução.

Ocorre redução (reduz

a carga) e corrosão

(aumento da massa) do

eletrodo.

Solução diluída

+

Na Figura 2, observamos o eletrodo de Zinco (Zn) ligado externamente ao eletrodo de Cobre (Cu) através de um fio condutor pelo qual os elétrons migram de um pólo a outro da pilha, e suas soluções entram em contato através de uma ponte salina que permite o fluxo iônico das soluções eletrolíticas, ou seja, o papel da ponte salina é permitir o escoamento de íons de uma semicela para outra, de modo que cada solução permaneça sempre eletricamente neutra. A equação a seguir descreve a pilha esquematizada acima que é conhecida como pilha de Daniell, pode-se perceber pelas equações que os elétrons partem do Zinco (Zn) em direção ao Cobre (Cu), ou seja, o eletrodo de Zinco (Zn) é oxidado, pois doa elétrons ao eletrodo de Cobre (Cu), e este por sua vez é reduzido:

Semi-reações

Representando os fenômenos separadamente, temos:

Observe que o Zn(s) doa elétrons e tem seu nox aumentado, fazendo assim o processo de oxidação. O Cu2+

(aq) recebe elétrons do Zn(s) e tem seu nox diminuído, fazendo o processo de redução. Dessa forma podemos concluir que o Zn(s) é o agente redutor e o Cu2+

(aq) é o agente oxidante. O eletrodo que sofre oxidação é chamado de Ânodo, dele os elétrons partem em direção ao eletrodo que sofre redução chamado Cátodo. O eletrodo que recebe os elétrons (Cátodo) é dito pólo positivo da pilha e o eletrodo de onde partem os elétrons (Ânodo) é dito pólo negativo da pilha.

Esquema da pilha

Semi-reação de redução:

Cu2+ (aq) + 2e- Cu(s)

Semi-reação de oxidação:

Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e-

Figura 3 - Esquema de uma pilha

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Você quer aprender como

identificar a espécie química que oxida e qual reduz em

uma pilha?

Notação oficial da pilha

III – Potenciais de Eletrodo (E°)

Cada eletrodo tem sua característica bem definida, ou seja, existem eletrodos com maior tendência de se reduzir e outros a oxidar. A medida dessa característica é observada experimentalmente pelos Potenciais de Eletrodo.

As medidas de potenciais de eletrodo se baseiam em um padrão que é o eletrodo de Hidrogênio, ao qual é atribuído E° = 0,0V tanto para redução quanto para oxidação.

H2 2H+ + 2e- E0oxi = 0,00 V

2H+ + 2e- H2 E

0red = 0,00 V

Então, vamos procurar compreender a tabela a seguir dos Potencias de Eletrodo:

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Tabela 1 - Tabela de Potenciais

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Quanto maior for o E0red, mais fácil será sua redução e a espécie química será

um forte agente oxidante. Quanto menor for o E0red, mais fácil será sua

oxidação e a espécie química será um forte agente redutor. Toda pilha gera uma determinada diferença de potencial (ddp), a qual vem expressa na unidade de Volts (V) em sua embalagem.

Cálculo de voltagem (E) das pilhas

Para calcular a ddp, representada pelo (E) de uma pilha, basta aplicarmos a relação a seguir:

E0 = (E0red >) – (E0

red <) ou E0 = (E0oxi >) – (E0

oxi <)

Assim, se ambas as semi-reações forem de redução, aplicaremos a primeira relação, mas se as duas semi-reações forem de oxidação, aplicaremos a segunda relação. Por isso, é importante diferenciar as semi-reações de redução e de oxidação. Entretanto, se forem dados os potenciais de redução e oxidação, poderemos calcular a ddp também a partir da seguinte relação:

E0 = E0oxi + E0

red

Exemplificando para a pilha de Daniell, estudada anteriormente: Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) E0

red = +0,34V Zn2+

(aq) + 2e- Zn(s) E0red = -0,76V

E0 = (E0red >) – (E0

red <)

E0 = +0,34 – (-0,76)

E0 = +1,10V

IMPORTANTE! Podemos proteger superfícies metálicas da corrosão através do uso de eletrodos ou metais de sacrifício. Basta recobrirmos a superfície metálica a proteger totalmente ou parcialmente com um metal de menor potencial de redução, ou seja, mais sensível a oxidação. Dessa forma esse metal é oxidado ou “corroído”, protegendo o outro metal que fica no estado reduzido. Exemplos: Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco), Lata (ferro revestido de estanho), Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício.

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Curiosidade

Conheça o mecanismo de uma Bateria Automotiva, na Figura 4, e, de uma Pilha Seca, na Figura 5.

Figura 4 - Bateria automotiva

Figura 5 - Pilha comum

Fonte:

DERBLY NETTO. Jorge Abdalla. Química sem mistérios. Disponível em <http://quimica10.com.br> Acesso em 20 Fev. 2010.

DERBLY NETTO. Jorge Abdalla. Apostilas de Química: Pré - Vestibular Cidadão. Curitiba: Educon, 2006, v.04. p.200.

USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química – volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.

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ATIVIDADES PROPOSTAS

01. (UFSC) Uma pilha a combustível é um dispositivo eletroquímico no qual a reação de um combustível com oxigênio produz energia elétrica. Esse tipo de pilha tem por base as semi-reações apresentadas na tabela a seguir, conforme ilustrado no esquema de uma pilha a combustível.

De acordo com as informações do enunciado e da figura acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). (01) O gás hidrogênio atua na pilha como agente oxidante. (02) A diferença de potencial elétrico padrão da pilha é + 1,23 V. (04) O oxigênio sofre redução. (08)A obtenção de energia elétrica neste dispositivo é um processo espontâneo. (16) A equação global da pilha no estado padrão é 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) (32) A diferença de potencial elétrico padrão da pilha é + 0,43 V. Soma ( ) 02. (Puc-MG) Uma pilha foi elaborada a partir das associações das meias pilhas: Fe2+/Fe e Al3+/Al. Sendo dados o E°(Fe2+/Fe) = - 0,44V e o E°(Al3+/Al) = -1,66V. Indique qual das montagens a seguir representa CORRETAMENTE a pilha em funcionamento.

Vamos lá praticar um

pouco o que aprendemos!!!

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03. (Puc-PR) Dados os seguintes potenciais: K+

(aq) + e- K(s) E0= - 2,92 V Ag+

(aq) + e- Ag(s) E0= - 0,80 V Determine o valor da carga de uma pilha envolvendo estes dois elementos.

a) E0 = +3,72 V

b) E0 = -2,12 V

c) E0 = +2,12 V

d) E0 = -3,72 V

e) E0 = +1,72 V 04. (UFPE) Podemos dizer que, na célula eletroquímica

Mg(s) / Mg2+(aq) // Fe2+

(aq) / Fe(s) a) o magnésio sofre redução. b) o ferro é o ânodo. c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro. d) há dissolução do eletrodo de ferro. e) a concentração da solução de Mg2+

diminui com o tempo. 05. (UFPR) Dados os potenciais de oxi-redução a seguir Ag+

(aq) + e- Ag(s) E0= + 0,80V Fe2+

(aq) + 2e- Fe(s) E0= - 0,44V Al3+

(aq) + 3e- Al(s) E0= - 1,66V

Cu2+(aq) + 2e-

Cu(s) E0= + 0,34V É correto afirmar que: (01) Uma pilha formada por um eletrodo de ferro em contato com uma solução contendo íons Fe2+, e um eletrodo de prata em contato com uma solução contendo íons Ag+, ligados por uma ponte salina, apresenta um potencial padrão de +1,24V. (02) Na mesma pilha da alternativa anterior ocorrerá a oxidação da prata com formação de Ag+. (04) A reação 2Ag(s) + Fe2+ 2Ag+

(aq) + Fe(s) é espontânea. (08) Uma lâmina de alumínio mergulhada em uma solução 1mol/L de CuSO4

apresentará a formação de um depósito de cobre metálico dobre ela. (16) O alumínio Al(s) é um agente redutor mais forte do que o ferro Fe(s). Soma ( ) 06. (Vunesp-SP) A corrosão de ferro metálico envolve a formação de íons Fe2+. 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 ou magnésio metálico. Responda:

a) Analise os potenciais padrão e explique qual dos metais seria mais

eficiente para proteger o ferro metálico. b) Explique por que a camada de zinco e/ou magnésio consegue evitar a

corrosão de canos d'água feitos de ferro.

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c) Por que quando a camada de estanho é danificada, expondo a camada do ferro, a corrosão acontece mais rapidamente do que quando a referida camada está ausente.

Dados: Potenciais padrões de redução a 25°C. Zn2+

(aq) + 2e- Zn(s) E0 = - 0,76 V Fe2+

(aq) + 2e- Fe(s) E0 = - 0,44 V Sn2+

(aq) + 2e- Sn(s) E0 = - 0,14 V

Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) E0 = - 2,35 V

07. (Fuvest-SP) Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag+, costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, pois a transformação abaixo é espontânea:

2Ag+(aq) + Zn(s) 2Ag(s) + Zn2+

(aq)

Então, podemos concluir que: a) Ocorre transferência de elétrons do Ag+ para o Zn. b) O Zn atua como oxidante e o Ag+ como redutor. c) O Zn é menos redutor do que Ag. d) O potencial de redução do Ag+/Ag é maior do que o do Zn2+/Zn. 08. Dados os potenciais padrão de redução:

Al3+(aq) + 3e-

Al(s) E0= -1,66 V Fe2+

(aq) + 2e- Fe(s) E0= -0,44 V A ddp da pilha Al/Fe, em condições padrão, é: a) 2,10 V b) 1,32 V c) 1,22 V d) 1,08 V e) 0,88 V

09. (Cesgranrio-RJ) O esquema adiante representa uma célula voltaica com eletrodos de alumínio e cobalto.

Observe a seguir as semi-reações e seus potenciais-padrão de redução: Al3+

(aq) + 3e- Al0(s) E° = -1,66V Co2+

(aq) + 2e- Co0(s) E° = -0,28V

No caso da célula estar em funcionamento, pode-se afirmar que:

I - A ddp, também denominada de força eletromotriz (F.E.M) da cédula será 1,38 volts. II - O agente redutor da célula será o Al0. III - O agente oxidante da cédula será o Co0.

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IV - O fluxo de elétrons na cédula se dará do eletrodo de alumínio para o cobalto. V - A solução de Co(NO3)2 sofre um aumento de concentração. Assinale a opção que indica apenas as afirmativas corretas: a) I e III b) II e III c) IV e V d) I, II e IV e) II, IV e V 10. (Uel-PR) Considere a seguinte tabela de potenciais padrão de redução: Zn2+

(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76V Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0,34V Na pilha em que ocorre a reação:

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s) prevê-se força eletromotriz, em volts, de a) +2,20 b) +1,10 c) +0,42 d) -0,42 e) -1,10

11. (UFF) Considerando as seguintes semi-reações, responda: Al3+

(aq) + 3e- Al(s) E0 = -1,66V Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) E0 = 0,34V

a) Indique qual deve ser a reação representativa da célula. b) Calcule a ddp da célula galvânica que se utiliza das semi-reações acima. c) Indique qual a semi-reação representativa do ânodo. 12. (Unesp-SP) Calcule qual a diferença de potencial (voltagem) da bateria que é formada pela ligação em série de 6 pilhas eletroquímicas internas, sabendo que ocorre as seguintes semi-reações. Em seguida, indique qual pólo ocorre cada uma das semi-reações:

Pb + SO42- PbSO4 + 2e- E0= +0,34V

PbSO4 + 2H2O PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e- E0= -1,66V

13. (UFV) A seguir são feitas algumas afirmativas sobre a célula galvânica representada abaixo:

Potenciais padrão de redução (E°): Ag+

(aq) + e- Ag(s) E0 = + 0,79 Volts

Pb2+(aq) + 2e- Pb(s) E

0 = - 0,13 Volts

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I – A ddp da pilha (E°) é 0,92 Volts. II – O eletrodo de prata será o ânodo nesta célula. III – Ocorre passagem espontânea de elétrons do eletrodo de chumbo para o de prata. IV – A reação global dessa célula é: 2Ag(s) + Pb2+

(aq) 2Ag+(aq) + Pb(s)

São afirmativas CORRETAS: a) I, II e IV b) I e III c) II e III d) II e IV e) I e IV 14. (Mackenzie-SP) Para as semi-reações a seguir:

Ni2+(aq) + 2e-

Ni(s) Ag+

(aq) + e- Ag(s)

Indique o E da pilha, o cátodo e o ânodo, respectivamente: Dados: E0

red Ag = + 0,80V; E0red Ni = - 0,24V (a 25°C e 1 atm)

a) + 1,04 V, prata, níquel. b) + 1,04 V, níquel, prata. c) - 0,56 V, prata, níquel. d) - 1,04 V, níquel, prata. e) + 0,56 V, prata, níquel.

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Respostas

--------------------------------------------------------------------------------------------------------- 1. Resposta: 02 + 04 + 08 + 16

= 30

2. Resposta: letra A

3. E0= E0maior – E0

menor

E0= -0,8 – (-2,92)

E0= 2,12V Resposta: letra C

4. Resposta: letra C 5. Resposta: 01+08+16 = 2 6. Respostas:

a) Qualquer metal que tenha menor potencial de redução que o ferro poderá agir como metal de sacrifício, a exemplo do magnésio e do zinco, porém o de maior eficiência seria o de magnésio, por apresentar menor potencial de redução.

b) Tanto o magnésio quanto o zinco por apresentar menor potencial de redução que o cano de ferro, atua como eletrodo de sacrifício, tanto um como outro é corroído enquanto o ferro fica a salvo no estado reduzido.

c) Este fato ocorre devido ao estanho ter maior potencial de redução do que o ferro, ou seja, o estanho tem maior tendência a se reduzir frente ao ferro, este último em contato com o oxigênio atmosférico terá uma rápida oxidação.

7. Resposta: letra D

8. E0 = E0maior – E0menor

E0 = -0,44 – (-1,66)

E0 = 1,22V

Resposta: letra C 9. Resposta: letra D

10. E0 = E0maior – E0

menor

E0 = 0,34 – (-0,76)

E0 = +1,10V Resposta: letra B

11. Respostas: a) 2Al(s) + 3Cu2+

(aq) 2Al3+(aq)

+ 3Cu(s)

b) E = 0,34 - (-1,66) = 2,00 V

c) 2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e-

12. E0 = E0maior – E0menor

E0 = +0,34 – (-1,66)

E0 = 2,0V x 6 = 12V Resposta: 12,0V Polo negativo: Pb + SO4

2- PbSO4 + 2e- E0= +0,34V

Polo positivo: PbSO4 + 2H2O PbO2 + SO4

2- + 4H+ + 2e-

E0= -1,66V 13. Resposta: letra B

14. E0 = E0maior – E0

menor

E0 = +0,8 – (-0,24)

E0 = +1,04V Cátodo – Ag Ânodo – Ni Resposta: letra A