Óxido-reduÇÃo -...

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ÓXIDOÓXIDO--REDUÇÃOREDUÇÃO

REAÇÕES REDOX : CONCEITO E IMPORTÂNCIA

PILHAS E BATERIAS

POTENCIAL DE ELETRODO

CORROSÃO E PROTEÇÃO

ELETRÓLISE

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POR QUE ESTUDAR AS REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO ?

• -DESENVOLVIMENTO DE NOVAS BATERIAS

• -PREVENÇÃO À CORROSÃO

• -PRODUÇÃO INDUSTRIAL DE• (Cl2, F2, Al, Cu, NaOH, etc.)

• -REAÇÕES REDOX DE INTERESSE BIOLÓGICO

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IMPORTÂNCIA

• ECONÔMICA

• AMBIENTAL

• SEGURANÇA

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DESCARTE DE BATERIAS !

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CORROSÃO DO CONCRETO

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TERMINOLOGIA UTILIZADA NO ESTUDO DAS REAÇÕES REDOX

• OXIDAÇÃO - perda de e- por uma espécie; aumento do Nox

Fe Fe2+ + 2e• REDUÇÃO - ganho de e- ; diminuição do Nox

Fe3+ + e Fe2+

AG.OXIDANTE – aceptor de e- ; quem sofre reduçãoAG.REDUTOR – doador de e- ; quem sofre oxidação

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CÉLULAS GALVÂNICAS –PRODUÇÃO DE ENERGIA!

K+ Cl-

ANODO /

OXIDAÇÃOCÁTODO/

REDUÇÃO

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OXIDAÇÃO–REDUÇÃO: processos simultâneos

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BATERIA DE BACTÉRIAS !

Membrana de troca iônica

ânodo cátodo

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Rhodoferax ferrireducensaderido ao eletrodo de grafita

Fritz Scholz and Uwe SchröderNature Biotechnology, 21, 1151-1152 (2003)

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PREPARANDO UMA PILHA EM CASA

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PREPARANDO UMA BATERIA

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POR QUE 1,10 Volts ?

• Cu2+(aq) + 2e Cu(s) (redução)

• Zn(s) Zn2+(aq) + 2e (oxidação)

• Zn(s) + Cu2(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s) Eº = 1,10V

Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu

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POTENCIAL DE ELETRODO – Uma medida relativa e arbitrária

CuCu++++((aqaq)) + 2e Cu+ 2e Cu(s)(s)

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DETERMINANDO O POTENCIAL DE ELETRODO DO ZINCO

ELETRODO DE

REFERÊNCIA

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POTENCIAIS PADRÕES A 25 ºC

FORÇA OXIDANTE• F2(g) + 2e 2F-

(aq) E = +2,87 V• Au+

(aq) + e Au(s) E = +1,69 V• Cu++

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

• 2H+(aq) + 2e H2(g) E = 0,00 V

• Zn2+(aq) + 2e Zn(s) E = -0,76 V

• Al3+(aq) + 3e Al(s) E = -1,66 V

• Li+(aq) + e Li(aq) E = -3.05 V

FORÇA REDUTORA

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VARIAÇÃO DA ENERGIA LIVRE DE GIBBS (T, P ctes)

VARIAÇÃO DA ENERGIA LIVRE DE GIBBS (T, P ctes)

• ∆G = - n F E

• n = elétrons transf.na reação• F = 96.500 C/mol

E = potencial

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CRITÉRIO DE EQUILÍBRIO E ESPONTANEIDADE

• ∆G > 0 transf. não espontânea

• ∆G = 0 equilíbrio

• ∆G < 0 transf. espontânea

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EFEITO DA CONCENTRAÇÃO na fem da PILHA – Equação de Nernst

• ∆G = ∆Gº + RT ln Q

• Sabendo-se que ∆G = - n F E • e ∆Gº = - n F Eº

• E = Eº - 0,059/n log Q

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CALCULANDO a Keq a partir de medidas da fem

• NO EQUILÍBRIO, E = 0 e Q = Keq

• ln Keq = n F Eº / RT

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Zn(s) + Cu2+ Zn2+ + Cu(s) Eº = 1,10 V

• E = 1,10 – 0,059/2 log [Zn2+] / [Cu2+]

• Qdo, [Zn2+] = 0,01M e [Cu2+] = 0,5M

• E = 1,05 V

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PILHA DE CONCENTRAÇÃO

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CORROSÃO DO FERRO

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1- MEIO sem O2

2- MEIO com O2

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CORROSÃO DO FERRO

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PREVENINDO A CORROSÃO DO FERRO

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PROTEÇÃO CATÓDICA POR ANODO DE SACRIFÍCIO

H2O + NaCl +

Fenolftaleína

Zn Zn2+ + 2e

H2O +1/2 O2+ 2e

2OH-

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PILHA SECA

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BATERIA ALCALINA

Cátodo: 2MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e-

→ 2MnO(OH)(s) + 2OH-(aq)

Ânodo: Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-

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PILHAS RECARREGÁVEISBaterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio

Cátodo: 2NiO(OH)2(s) + 2H2O(l) + 2e-→ 2Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

Ânodo: Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-

APLICAÇÃO: telefones celulares, computadores “notebooks” e gravadores de vídeos

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CÉLULAS DE COMBUSTÍVEL

Entrada de H2

Entrada

de O2

Exaustão de H2

Exaustão de O2 e H2O

1,23 V

ÂnodoCátodo

Membrana porosa

Cátodo: 4e- + O2(g) + 2H2O(l) → 4OH- (aq)

Ânodo: 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) +4e-

2H2(g) + O2(g) → 2H2O

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Pb + PbOPb + PbO22 + H+ H22SOSO4 4 PbSOPbSO44 + H+ H22OOeletróliseeletrólise

pilha

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Cátodo: PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e- →

PbSO4(s) + 2H2O(l)

Ânodo: Pb(s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2e-

PbO2(s) + Pb(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) →

PbSO4(s) + 2H2O(l)

E°cel = E°red (cátodo) – E°red (ânodo) = (+1,685V) – (-0,356V) = +2,041V

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ELETRÓLISE – UM PROCESSO NÃO ESPONTÂNEO!

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Obtenção de sódio metálico e gás cloro

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ELETRÓLISE DA ÁGUA EM MEIO DE Na2SO4

Solução de Na2SO4 + extrato repolho roxo

cátodo ânodo

2H2O + 2e- 2OH- + 1 H2 H2O 2H+ + ½ O2 + 2e-

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ORDEM DE PRIORIDADE DOS ÂNIONS NA DESCARGA NO ÂNODO (+)

S2-, , I- , Br- , Cl- > F- , SO42-, NO3

-

F- bastante eletronegativo, sustenta bem a carga

Os ânions oxigenados estabilizam bem a carga

Os cátions que têm baixo potencial de ionização, perdem elétrons com facilidade (famílias IA e IIA), numa eletrólise em solução aquosa perdem para o H+, que descarrega preferencialmente.

Cu++, Ag+, descarregam preferencialmente ao H+.

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ELETRÓLISE – Produção de Alumínio

CÁTODO COBRE

Ânodo carbono

Alumina/criolita

Al2O3

Na3AlF6

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ELETRÓLISE – PRODUÇÃO DE COBRE ELETROLÍTICO

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Quando o ânodo é constituido pelo metal que se quer revestir a peça, o processo eletrolítico ocorre com uma transferência do metal

deste eletrodo para a peça, através da solução eletrolítica.

Revestimento de uma peça com prata, utilizando ânodo de prata (prateação ):

Ânodo: Ag ---> Ag + + e -Cátodo: Ag + + e - ---> Ag

O metal do ânodo se oxida. O cátion formado vai para a solução, e o cátion da solução se reduz no cátodo ficando aderido na forma metálica.

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Quando o ânodo é um material inerte ocorre nele a descarga da água da solução. O cátion da solução se

reduz no cátodo, ficando aderido a peça.

Revestimento de uma peça com cromo, utilizando ânodo inerteinerte( cromação ):

Ânodo: H2O ---> 2 H + + 1/2 O2 + 3 e -Cátodo: Cr 3+ + 3 e - ---> Cr

Dependendo do metal que é revestido a peça ou objeto a galvanização recebe nomes especiais: douração ( ouro ), cromação ( cromo ), prateação ( prata ), niquelação ( níquel ) e outros.

OBS: eletrodo inerte: platina ou grafite

Retirado de "http://pt.wikipedia.org/wiki/Galvanoplastia