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EletroquEletroquíímicamica
Prof. Dr. OdonProf. Dr. Odoníírio Abrahão rio Abrahão JrJr..
CURSO DE FCURSO DE FÍÍSICOSICO--QUQUÍÍMICAMICA
• O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g).
• O número de oxidação do Zn aumentou de 0 para 2+.
• O número de oxidação do H reduziu de 1+ para 0.
• O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ é reduzido a H2.
• O H+ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente de oxidação.
• O Zn faz com que o H+ seja reduzido e é o agente de redução.
• Observe que o agente de redução é oxidado e o agente de oxidaçãoé reduzido.
ReaReaççõesões de de oxireduoxireduççãoão
CobreCobre + + ÍÍonsons PrataPrata
• Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elementopresente no início da reação deve estar presente no final.
• Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em umareação química.
Semi-reações
• As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução.
EquaEquaççõesões de de oxirreduoxirreduççãoão
Semi-reações
• As semi-reações para
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe3+(aq)
são:
Sn2+(aq) → Sn4+(aq) +2e-
2Fe3+(aq) + 2e- → 2Fe2+(aq)
• Oxidação: os elétrons são produtos.
• Redução: os elétrons são reagentes.
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
• Considere a titulação de uma solução ácida de Na2C2O4 (oxalatode sódios, incolor) com KMnO4 (violeta escuro).
• O MnO4- é reduzido a Mn2+ (rosa claro) enquanto o C2O4
2- éoxidado a CO2.
• O ponto de equivalência é dado pela presença de uma cor rosaclaro.
• Se mais KMnO4 é adicionado, a solução passa para púrpuradevido ao excesso de KMnO4.
BalanceamentoBalanceamento de de equaequaççõesões de de oxirreduoxirreduççãoão • Qual é a equação química balanceada?
1. Escreva as duas semi-reações.
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação:
a. Primeiro com elementos diferentes de H e O.
b. Depois faça o balanceamento do O adicionando água.
c. Depois faça o balanceamento do H adicionando H+.
d. Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionandoelétrons.
3. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons seja igual.
4. Adicione as reações e simplifique.
5. Confira!
• Para KMnO4 + Na2C2O4:
As duas semi-reações incompletas sãoMnO4
-(aq) → Mn2+(aq)C2O4
2-(aq) → 2CO2(g)2. A adição de água e H+ produz
8H+ + MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
• Existe uma carga 7+ à esquerda e 2+ à direita. Conseqüentemente, precisam ser adicionados 5 elétrons à esquerda :
5e- + 8H+ + MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O
• Na reação do oxalato, existe uma carga 2- à esquerda e uma carga0 à direita, logo, precisamos adicionar dois elétrons:
C2O42-(aq) → 2CO2(g) + 2e-
3. Para fazer o balanceamento dos 5 elétrons para o permanganato e 2 elétrons para o oxalato, precisamos de 10 elétrons para ambos. A multiplicação fornece :
10e- + 16H+ + 2MnO4-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O
5C2O42-(aq) → 10CO2(g) + 10e-
4. A adição fornece:
16H+(aq) + 2MnO4-(aq) + 5C2O4
2-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)
5. Que está balanceada!
• Em meio Básico, usamos OH- e H2O, em vez de H+ e H2O.
• A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea éusada para executar trabalho elétrico.
• Céluas voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo.
• As células voltaicas são espontâneas.
• Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO4, o Cu édepositado no Zn e o Zn dissolve-se formando Zn2+.
CCéélulaslulas voltaicasvoltaicas• À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn2+ e
2e-. Os elétrons fluem no sentido do anodo onde eles sãousados na reação de redução.
• Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e que o eletrodode Cu ganhe massa.
• “Regras” para células voltaicas:
1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação).
2. No catodo os elétrons são reagentes (redução).
3. Os elétrons não podem nadar.• Os elétrons fluem do anodo para o catodo.• Conseqüentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo.• Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm
que ser transportados por um fio externo. (Regra 3.)
• Os ânios e os cátions movimentam-se através de uma barreiraporosa ou ponte salina.
• Os cátions movimentam-se dentro do compartimento catódicopara neutralizar o excesso de íons carregados negativamente(Catodo: Cu2+ + 2e- → Cu, logo, o contra-íon do Cu está emexcesso).
• Os ânions movimentam-se dentro do compartimento anódico paraneutralizar o excesso de íons de Zn2+ formados pela oxidação.
RepresentaRepresentaçção de uma ão de uma CCéélula Eletroqulula Eletroquíímicamica
Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s)
• Um eletrodo é representado por |
• A ponte salina é representada por ||
Outro exemplo:
Pt(s)|H2(g)|H+(aq)||Fe3+(aq)|Fe2+(aq)|Pt(s)
• Corresponde a uma célula que tem um eletrodo de hidrogênio à esquerda, e um eletrodo ferro(II)-ferro(III) à direita.
Visão molecular dos processos do eletrodo
• Considere a reação espontânea de oxi-redução entre o Zn(s) e o Cu2+(aq).
• Durante a reação, o Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e o Cu2+(aq) éreduzido a Cu(s).
• No nível atômico, um íon de Cu2+(aq) entra em contanto com um átomo de Zn(s) na superfície do eletrodo.
• Dois elétrons são transferidos diretamente do Zn(s) (formandoZn2+(aq)) para o Cu2+(aq) (formando Cu(s)).
• O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo.
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo.
• A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico. Émedida em volts.
• Um volt é a diferença potencial necessária para conceder um joule de energia para uma carga de um coulomb:
Fem de Fem de pilhaspilhas
C 1J 1
V 1 =
• A força eletromotiva (fem) é a força necessária para empurrar oselétrons através do circuito externo.
• Potencial de célula: Ecel é a fem de uma célula.
• Para soluções 1 mol/L a 25 °C (condições padrão), a fem padrão(potencial padrão da célula) é denominada E°cel.
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Os dados eletroquímicos são convenientemente colocados em umatabela.
• Os potenciais padrão de redução, E°red são medidos em relação aoeletrodo padrão de hidrogênio (EPH).
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• O EPH é um catodo. Ele consiste de um eletrodo de Pt em um tubocolocado em uma solução 1 mol/L de H+. O H2 é borbulhadoatravés do tubo.
• Para o EPH, determinamos
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e- → H2(g, 1 atm)
• O E°red de zero.
• A fem de uma célula pode ser calculada a patir de potenciaispadrão de redução:
Movimento de cargas CMovimento de cargas Céélula Eletroqulula Eletroquíímica mica
e- e-
K+
K+
Cl-
Cl-
e-e-
e-
e-
e-
Cu2+
Cu2+
Cu2+
SO42-
SO4
2-
-Ag+
Ag+
NO3
NO3
NO3
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Oxidação
Interface Eletrodo/solução Interface Eletrodo/solução
Redução
AgNO3CuSO4
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Considere Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-. Podemos medir o Ecell emrelação ao EPH (catodo):
E°cell = E°red(catodo) - E°red(anodo)
0,76 V = 0 V - E°red(anodo).
• Conseqüentemente, o E°red(anodo) = -0,76 V.
• Os potenciais padrão de redução devem ser escritos como as reações de redução:
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s), E°red = -0,76 V.
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Uma vez que o E°red = -0,76 V, concluímos que a redução do Zn2+
na presença do EPH não é espontânea.
• A oxidação do Zn com o EPH é espontânea.
• A variação do coeficiente estequiométrico não afeta o E°red.
• Portanto,
2Zn2+(aq) + 4e- → 2Zn(s), E°red = -0,76 V.
• As reações com E°red > 0 são reduções espontâneas em relação aoEPH.
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• As reações com E°red < 0 são oxidações espontâneas em relação aoEPH.
• Quanto maior a diferença entre os valores de E°red, maior é o E°cell.
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o E°red(catodo) émais positivo do que E°red(anodo).
• Lembre-se
Agentes oxidantes e redutores
• Quanto mais positivo o E°redc mais forte é o agente oxidante àesquerda.
• Quanto mais negativo o E°red , mais forte é o agente redutor àdireita.
• Uma espécie na parte esquerda superior da tabela de potenciaispadrão de redução oxidará espontaneamente uma espécie que estána parte direita inferior da tabela.
• Isto é, o F2 oxidará o H2 ou o Li; o Ni2+ oxidará o Al(s).
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o E°red (catodo) émais positivo do que o E°red(anodo) uma vez que
• Um E° positivo indica um processo espontâneo (célula galvânica).
• Um E° negativo indica um processo não-espontâneo.
EspontaneidadeEspontaneidade de de reareaççõesões redoxredox
Fem e variação de energia livrePodemos demonstrar que: nFEG −=∆
• O ∆G é a variação da energia livre, n é a quantidade de matéria de elétrons transferidos, F é a constante de Faraday e E é a fem da célula.Podemos definir:
J/V·mol 96,500Cmol 500,961 ==F
• Já que n e F são positivos, se ∆G > 0 logo E < 0.
Equação de Nernst
• Uma célula voltaica é funcional até E = 0, ponto no qual o equilíbrio é alcançado
QRTGG ln+°∆=∆
QRTnFEnFE ln+°−=−
EfeitoEfeito dada concentraconcentraççãoão nana fem fem dada pilhapilhaA equação de Nernst
• Isso se reordena para fornecer a equação de Nernst:
• A equação de Nernst pode ser simplificada coletando todas as
constantes juntas usando uma temperatura de 298 K:
• (Observe a mudança do logaritmo natural para o log na base 10.)
• Lembre-se que n é quantidade de matéria de elétrons.
QnF
RTEE ln−°=
Qn
EE ln0592.0
−°=
• Diferença de Potencial em uma Célula Eletroquímica
Diferença de Potencial é a medida da tendência da reação ocorrer em direção ao equilíbrio
2 Ag+ + Cu(s) Ag(s) + Cu2+
Para a concentração de Ag+ e Cu2+ igual a 1 mol L-1 a diferença de potencial na célula eletroquímica é igual a 0,462 V.
[Ag+] = [Cu2+] = 1 mol L-1
EcelV
0 Tempo
Início da Reação
Equilíbrio
0,462
0
K =[Cu2+]
[Ag+]2= 4,1x 1015
Equilíbrio da Reação
e- e-
2 Ag+ + Cu(s) Ag(s) + Cu2+
[Cu2+] = 1,00 mol L-1 [Ag+] = 1,00 mol L-1
Início da
Reação
[Cu2+] = 1,50 mol L-1 [Ag+] = 1,9 x 10-8 mol L-1
Equilíbrio
Pilhas de concentração• Podemos usar a equação de Nernst para produzir uma célula que
tem uma fem baseada apenas na diferença de concentração.• Um compartimento consistirá de uma solução concentrada,
enquanto o outro tem uma solução diluída.• Exemplo: Ni2+(aq) 1,00 mol/L e Ni2+(aq) 1,00 ×10-3 mol/L.• A célula tende a igualar as concentrações do Ni2+(aq) em cada
compartimento.• A solução concentrada tem que reduzir a quantidade de Ni2+(aq)
(para Ni(s)), logo, deve ser o catodo.
Fem da célula e equilíbrio químico
• Um sistema está em equilíbrio quando ∆G = 0.
• A partir da equação de Nernst, no equilíbrio e a 298 K (E = 0 V e Q = Keq):
0592.0log
ln0592.0
0
°=
−°=
nEK
Kn
E
eq
eq
BateriasBaterias ouou pilhaspilhas
• Uma bateria é um recipientecontendo uma fonte de forçaeletroquímica com uma oumais células voltaicas.
• Quando as células sãoconectadas em série, maioresFEMs podem ser alcançadas.
Bateria de chumbo e ácido
• Uma bateria de carro de 12 V consiste de 6 pares de catodo/anodo, cada um produzindo 2 V.
• Catodo: PbO2 em uma grade de metal em ácido sulfúrico:
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)
• Anodo: Pb:
Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e-
Bateria de chumbo e ácido
• A reação eletroquímica global é
PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) + 4H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
para a qual
E°cell = E°red(catodo) - E°red(anodo)
= (+1,685 V) - (-0,356 V)
= +2,041 V.
• Espaçadores de madeira ou fibra de vidro são usados para evitarque os eletrodos se toquem.
Pilhas alcalinas
• Anodo: tampa de Zn:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
• Catodo: pasta de MnO2, NH4Cl e C:
2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + 2H2O(l)
• O bastão de grafite no centro é um catodo inerte.
• Em uma bateria alcalina, o NH4Cl é substituído por KOH.
• Anodo: o pó de Zn é misturado em um gel:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
• Catodo: redução do MnO2.
Células de combustível
• A produção direta de eletricidade a partir de combustíveisocorre em uma célula de combustível.
• Nos vôos à lua da Apollo a célula de combustível H2 - O2
era a fonte primária de eletricidade.
• Catodo:
redução de oxigênio:
2H2O(l) + O2(g) + 4e- → 4OH-(aq)
• Anodo:
2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e-
Corrosão do ferro
• Uma vez que E°red(Fe2+) < E°red(O2), o ferro pode ser oxidadopelo oxigênio.
• Catodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l).
• Anodo: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-.
• O oxigênio dissolvido em água normalmente provoca a oxidaçãode ferro.
• O Fe2+ inicialmente formado pode ser ainda mais oxidado a Fe3+, que forma a ferrugem, Fe2O3
. xH2O(s).
• A oxidação ocorre no local com a maior concentração de O2.
CorrosãoCorrosão
Prevenindo a corrosão do ferro
• A corrosão pode ser impedida através do revestimento do ferrocom tinta ou um outro metal.
• O ferro galvanizado é revestido com uma fina camada de zinco.
• O zinco protege o ferro uma vez que o Zn é o anodo e Fe é o catodo:
Zn2+(aq) +2e- → Zn(s), E°red = -0,76 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s), E°red = -0,44 V
• Com os potenciais padrão de redução acima, o Zn é mais facilmenteoxidável do que o Fe.
• O zinco funciona como uma “VITAMINA” para o ferro !
• As vitaminas são antioxidantes, ou seja, “oxidam antes”, para prevenir (ou controlar) a oxidação de alimentos e de substâncias organógenas. Nos organismos vivos atuam principalmente ao impedir a formação de radicais livres.
• Vários alimentos são ricos em outras substâncias antioxidantes, como os flavonóides em chás e vinho.