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Oxirredução
Muitas reações ocorrem por transferência de
elétrons;
Redução
Oxidação
Reação de oxirredução
Agente oxidante
Agente redutor
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EXEMPLO
)(2)(2)()( 2 gaqaqs HZnClHClZn
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NOX
Na Cl + -
Número de oxidação (nox) é a carga real (compostos
iônicos) ou virtual (compostos covalentes) que um átomo apresenta dentro de uma estrutura química.
O átomo de Sódio perdeu um elétron Nox = +1
O átomo de Cloro ganhou um elétron Nox = -1
+ Na Cl
- - Compostos iônicos -
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- compostos covalentes -
• Metano (CH4)
- Eletronegatividade: C > H
• Clorometano (CH3Cl)
- Eletronegatividade: Cl > C > H
Carbono: NOX = -4
Hidrogênio: NOX = +1
Cloro: NOX = -1
Carbono: NOX = -2
Hidrogênio: NOX = +1
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Regras de determinação do NOX
I - O Nox de qualquer elemento sob forma simples
é igual a zero.
Nox do O no O2 = 0.
Nox do O no O3 = 0.
Nox do C no diamante = 0.
Nox do C no Grafite = 0.
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II - Alguns elementos possuem Nox fixo em seus
compostos:
• Metais alcalinos - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (Família IA) e
Ag: tem seu Nox = +1.
• Metais alcalino-terrosos (família IIA – Be, Mg, Ca, Sr,
Ba, Ra) e Zn: tem seu Nox = +2.
• Al: tem seu Nox = +3.
• F: tem seu Nox = -1 por ser o mais eletronegativo de
todos os elementos, sempre terá a tendência de
receber um elétron
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IV - O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos
compostos, é igual a -2 . Ex: H2O.
• Nos peróxidos (O – O), o Oxigênio tem Nox = -1. Ex: H2O2.
• No Fluoreto de Oxigênio (OF2), o Oxigênio tem Nox = +2.
III- O nox do hidrogênio (H) pode ser +1 ou -1.
O nox do hidrogênio será +1 quando ligado a um elemento mais
eletronegativo e será -1 quando ligado a um elemento mais
eletropositivo.
Ex.: HCl NaH
V- Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita
da fórmula) possuem nox = -2.
Halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da
fórmula) possuem nox = -1.
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VI – Em uma molécula ∑nox = 0.
• nox do fósforo na substância H3PO4(ácido fosfórico)?
3· (nox H) + x + 4 · (nox O) = 0
3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0
x = + 5
Em um íon ∑nox = carga do íon. • nox do cromo da substância Cr2O7-2 (dicromato)?
2 · x + 7 (nox O) = -2 2 · x + 7 (-2) = -2 x = +6
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Reações de oxirredução
Semi-reações
𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑒−
Equação redox
2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑍𝑛 𝑠 → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)
2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐻2(g)
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Células voltaicas ou galvânicas
Célula eletroquímica
Célula galvânica (pilhas)
Pilha de Daniel
Inventada por Jonh Daniel em 1836
Ainda não se conhecia a natureza dos elétrons
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Células voltaicas simples
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Células eletroquímicas
Ex 01. Descreva como montar uma célula
voltaica para gerar corrente elétrica usando a
reação:
Fe(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Fe2+
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Célula voltaica com eletrodos
inertes
É utilizada quando reagentes e produtos não
podem ser usados como material de
eletrodo.
Os eletrodos inertes são construídos com
materiais que conduzem eletricidade, mas
que não são oxidados nem reduzidos na
célula.
2Fe3+(aq) + H2 (g) 2 Fe2+(aq) + 2H+(aq)
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Notação para as células O diagrama de célula é escrito representando-
se os eletrodos com uma | para expressar as
interfaces entre as fases. A ponte salina é
indicada com ||.
Para facilitar a interpretação das convenções
para as células galvânicas, podemos também
fazer as seguintes assimilações:
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Potencial da célula
O potencial da célula, E, é uma medida da habilidade da reação da célula de empurrar e puxar elétrons através de um circuito.
Uma reação com muito poder de puxar e empurrar elétrons gera um alto potencial de célula (uma alta voltagem).
Uma reação com pequeno poder de puxar e empurrar elétrons gera somente um baixo potencial (baixa voltagem).
Uma bateria descarregada é uma célula na qual a reação está no equilíbrio, de modo que perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a 0.
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Potencial da célula
Existem milhares de células galvânicas possíveis, e assim muitos milhares de potenciais-padrão de células. Ao invés de imaginar todas essas diferentes células, é muito mais simples imaginar cada eletrodo como fazendo uma contribuição característica chamada potencial padrão, Eº.
Cada potencial padrão é a medida do poder de puxar elétrons de uma semi-reação de redução em um único eletrodo.
Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da celula, medido através do potencial-padrão da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.
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Potencial da célula
O potencial-padrão para um eletrodo de
hidrogênio é igual a zero em todas as
temperaturas: Eº (H+,H2)=0.
O eletrodo de hidrogênio é, então, usado
para definir o potencial-padrão de qualquer
outro eletrodo.
Por exemplo, para determinar o potencial
padrão de um eletrodo de Zinco:
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Eletrodo padrão de hidrogênio
É impossível medir o potencial absoluto de
um eletrodo metálico. Sendo assim, tornou-
se necessário adotar um padrão.
O padrão escolhido foi o denominado
eletrodo-padrão (ou eletrodo normal) de
hidrogênio. E por que de hidrogênio?
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Potencial da célula
Potenciais-padrão podem ser tanto positivos
como negativos.
Quanto mais positivo o potencial, maior será
o poder de puxar da semi-reação de
redução, e então será maior a tendência da
espécie adquirir elétrons.
Em contraste, um potencial-padrão negativo
indica a tendência espontânea em descartar
elétrons
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Potencial padrão de eletrodo
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Como prever reações espontâneas
Ao comparar duas diferentes semi-reações
de redução, a previsão da espontaneidade
das semi-reações se dá pela análise dos
respectivos potenciais de redução.
A semi-reação com valor de potencial de
redução mais positivo irá acontecer como
redução e a outra semi-reação será de
oxidação.
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Exemplo:
Logo, será espontâneo:
Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E
0 = - 0,25 V (oxidação)
Cd(s) Cd2+(aq) + 2e- E0 = + 0,40 V (redução)
Eq. Global: Ni2+(aq) + Cd(s) Ni(s) + Cd2+
(aq) E0 = + 0,15 V
mais positivo
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Para previsões a partir do
potencial da pilha
REGRA PRÁTICA
Reação espontânea
Reação não
espontânea
00 E
ânodored
cátodoredred EEE )( 000
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Potencial da célula e energia livre
1ª. Lei da termodinâmica: ΔU = q + w
F=
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Eletrólise
É um processo não-espontâneo, em que a
passagem de uma corrente elétrica através
de um sistema líquido, no qual existam íons,
produz reações químicas.
As eletrólises são realizadas em cubas
eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é
produzida por um gerador (pilha).
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Eletrólise ígnea
Na eletrólise ígnea, a substância pura está
no estado líquido (fundida), e não existe
água no sistema.
Ex: cloreto de sódio (NaCl), utilizando
eletrodos de platina.
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Eletrólise em meio aquoso
Nesse tipo de eletrólise devemos considerar
não só os íons provenientes do soluto, mas
também os da água, provenientes de sua
ionização.
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Eletrólise aquosa do cloreto de
sódio NaCl
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Comparativo
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Produtos da eletrólise
Qtde de eletricidade
Mols de e-
Mols de produtos
Massa de produto
F
Estequiometria
Massa molar
𝑸 = 𝑰𝒕 𝐐 = 𝐧𝐅 𝐧 = 𝑸
𝑭 =
𝑰𝒕
𝑭