eletroquímica
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C.E. Dom Pedro ii.QUÍMICA 2º Bimestre – Eletroquímica
Você já imaginou como o mundo seria sem o uso de pilhas e baterias?
A reportagem acima fala de um veículo movido a hidrogênio. Este veículo funciona porque possui um dispositivo chamado célula de hidrogênio ou célula combustível. Caro aluno, você já ouviu falar delas?
Célula de combustível ou de hidrogênio é na verdade uma pilha! Ela possui um polo positivo e um polo negativo que utiliza o gás hidrogênio que, ao se combinar com o oxigênio capturado do ar, produz energia elétrica e vapor d’água.
Os veículos movidos a H2 tem como grande desvantagem o fato de o gás hidrogênio ser um combustível muito caro. Mas a tendência é que esses ônibus circulem pelo mundo todo, pois permitem a produção de limpa energia, diminuindo a emissão de gases poluentes.
A célula a combustível é um dispositivo eletroquímico que converte a energia química contida no hidrogênio em energia elétrica e água. O hidrogênio irá gerar energia para movimentar o motor elétrico do veículo, da mesma forma que ocorre dentro de uma pilha comum. A grande diferença é que, nessas células, os reagentes são continuamente repostos a partir de um reservatório externo, diferente das pilhas e baterias comuns, que quando os reagentes terminam, param de funcionar, restando apenas o seu descarte.
E as baterias recarregáveis como as de celular e de computadores portáteis? Qual a diferença? As baterias são recarregáveis quando todas as suas semi-reações são reversíveis, ou seja, reações que ocorrem nos dois sentidos. Dentro dessas baterias, os reagentes são consumidos, gerando corrente elétrica para o funcionamento do celular, por exemplo. Quando a recarregamos, precisamos ligá-la a uma fonte de eletricidade para que a reação reversa ocorra, regenerando os reagentes necessários ao seu funcionamento. Assim, podemos utilizá-las novamente para a produção de energia.
A invenção da pilha foi muito importante para a sociedade. Você já imaginou como as baterias são importantes para o uso da tecnologia ao nosso redor? É o avanço da ciência que descobre artefatos que facilitam muito o nosso cotidiano. Você consegue imaginar o mundo sem as pilhas e baterias? Agora que já sabemos da sua importância, vamos realizar uma atividade onde observaremos que através de uma reação química é capaz de transferir elétrons.
Para descobrir como ocorre esta transferência de elétrons vamos realizar um experimento no qual você precisará de: - água; - um frasco transparente ou um tubo de ensaio- solução de sulfato de cobre (CuSO4) que pode ser comprado em loja de material de piscina; - um pedaço de esponja de aço ou um prego; - um bastão de vidro ou plástico, ou um canudo plástico.
Observação importante: O sulfato de cobre (CuSO4) é utilizado como pesticida, germicida e aditivo para solo, entre outras coisas. Também é conhecido como azul de vitríolo e pode ser encontrado em casas de produtos agropecuários ou em lojas de material de piscina.
Cuidado ao manuseá-lo! Ele pode ser tóxico em determinadas concentrações. Use luvas, óculos de proteção e máscara contra pó.
Realizando o experimento: Dissolva um pouco de sulfato de cobre em água até a obtenção de uma coloração azulada e anote o aspecto inicial da solução. Em seguida, mergulhe a palha de aço na solução preparada. Se tiver dificuldade, use o bastão. Preste bastante atenção durante a realização desse experimento e relate, na tabela abaixo, as modificações ocorridas durante a transformação química.
Ao realizar o experimento da atividade 1, você deve ter percebido as seguintes ocorrências, durante o experimento:
- Sobre o pedaço de palha de aço se deposita um material sólido castanho avermelhado;
- A intensidade da cor da solução diminui depois de um tempo; a palha de aço vai se “desmanchando”.
Agora, Responda as seguintes questões com base no experimento realizado:
1. Por que ocorre a diminuição da intensidade da cor azul na solução de sulfato de cobre? Resposta: A intensidade da cor azulada da solução de sulfato de cobre é devido à presença de íons cobre II (Cu2+). Então, a diminuição da coloração , significa que esses íons “desaparecem” da solução.
2. O que ocorre com a palha de aço? Resposta: ocorre a deposição de um sólido castanho-avermelhado sobre o pedaço da palha de aço, essa cor é característica de materiais formados por átomos de cobre. 3. Você acredita que esta reação de oxido redução seja espontânea?
4. O que caracteriza uma reação espontânea?
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Reação de oxiredução espontâneas
1.) Número de oxidação (nox):
Nox é definido como a carga elétrica teórica que o átomo adquiriria se a ligação covalente fosse rompida.
Determinação do nox:
Nox mais comunsM.A. +1
Hidrogênio+1(moleculares-HCl)
MAT +2 -1 (iônicos - NaH)Halogênios -1
Oxigênio-2 ( maioria)
Calcogênios -2 +1 (peróxidos – H2O2)S. Simples 0 +2 (com flúor – OF2)
2.) Reações de oxirredução:
São reações onde há transferência de elétrons. Também são chamadas de reação redox. A oxidação e redução são processos simultâneos.
Agente redutor: cede elétron. Sofre oxidação. Seu nox aumenta.Agente oxidante: recebe elétron. Sofre redução. Seu nox diminui.
0-2
Ex.: F2 + 2 K 2 F-1 + 2 K+1
0+1
Agente redutor: F2 ganha 1 e- F-1
Agente oxidante: K perde 1 e- K+1
3.) Potenciais de redução e oxidação:
Potencial de redução (Ered) e potencial de oxidação (Eox) correspondemà tendencia de um composto se oxidar (perder elétron) ou se reduzir (receber elétron). Estes potenciais são determinados experimentalmente a partir do hidrogênio, que recebeu o valor padrão de 0,00V.
As reações que aparecem na tabela representam apenas um aparte da reação total. Assim, elas são conhecidas como equação de semi-reação.
4.) Utilizando a tabela de oxirredução:
Vamos comparar duas semi-reações:
F2 + 2e- ↔ 2 F-1 Eºred = +2,87 V
Na + 1e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 V
Observando o potencial destas duas semi-reações, observamos que o F é o melhor agente de oxidação, pois seu potencial de redução é o maior. Assim a representação desta reação será:
Redução: F2 + 2e- ↔ 2 F-1
Oxidação: 2Na+1↔ 2Na + 2e-
Reação Global: F2 + 2Na ↔ 2 F-1 + 2Na+1
É possível calcular geração de energia de uma reação de oxirredução através da diferença de potencial (ddp), utilizando a equação abaixo:
∆E = Eºred - Eºox ou ∆E = Eºox + Eºred
Assim, a ddp (∆E) para a equação entre F e Na é:
∆E = Eºred - Eºox ↔ ∆E = +2,87 – (- 2,71) = 5,58 V
ddp (∆E) >0 = processo espontâneoddp (∆E) <0 = processo não espontâneo
5.) Pilha:
Em uma pilha, o oxidante e o redutor são mantidos em compartimentos (semicélulas eletroquímicas) separados. Para a geração de eletricidade, são necessários dois contatos elétricos entre os compartimento, que ão feitos por um condutor (como um fio metálico) e por uma ponte salina, como representado a seguir:
Zn+2 + 2e- ↔ Znº Eºred = - 0,76V oxida (agente redutor)
Catodo
Cu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 V reduz (agente oxidante)
Anodo
Esta pilha é chamada de pilha de Danell, em homenagem ao seu inventor.
A representação desta pilha é dada da seguinte forma:
Zn+2 / Znº || Cu+2 / Cuº
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Anodo ponte Catodo salina
Exercício resolvido
Observem a figura a seguir,:
A partir das semi-reações, mostre o anodo, o catodo, a reação global, sua representação e calcule a ddp.
Cu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 V AnodoAg+ + e- ↔ Agº Eºred = +0,80 V Catodo
Calculando a ddp
Anodo: Cuº ↔ Cu+2 + 2e- Eºred = +0,34 V Catodo: 2 Ag + + 2 e - ↔ 2 Agº Eºred = +0,80 V E. Global: 2Ag+ + Cuº ↔ 2Agº + Cu+2 ∆E = 0,46 V
Representação: Cu+2 / Cuº || Ag+ / Agº
6.) Exercícios:
01. Na pilha eletro-química sempre ocorre:
a) oxidação do cátodo.b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.c) reação com diminuição de calor.d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo.e) reação de neutralização.
02. Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com circuito fechado, ocorre:
a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre aumenta;b) o potencial do dois eletrodos diminui;c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre diminui;d) o potencial dos dois eletrodos aumenta;e) o potencial dos dois eletrodos não se altera.
03. (USP) Considere as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais normais de redução (E0):
Ni+2 + 2e- ↔ Niº Eº = -0,25 VAu+3 + 3e- ↔ Auº Eº= 1,50 V
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-reações será:
a) +1,25 V d) –1,75 Vb) –1,25 V e) +3,75 Vc) +1,75 V
04. A reação que ocorre em uma pilha é representada pela seguinte equação: Mn + Cu++ ® Mn++ + Cu Sabendo-se que o potencial de óxido-redução do manganês é igual a +1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35 volts, e admitindo-se que a concentração dos íons é unitária, a voltagem da pilha será:
a) 0,70 volts d) –0,70 voltsb) –1,40 volts e) n.d.a.c) 1,40 volts
05. Dentre as espécies químicas representadas abaixo através de semi-reações:
Na + 1e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 VCu+2 + 2e- ↔ Cuº Eºred = +0,34 VCl2 + 2e- ↔ 2 Cl-1 Eºred = +1,36 V
Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante?
a) Na b) Cu c) Na+ d) Cu+ e) Cl2
06. Considere os potenciais padrões de redução:
semi-reação (em solução aquosa) potencial (volt)Ce4+ + 1e- ↔ Ce3+ +1,61Sn4+ + 2e- ↔ Sn2+ +0,15
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente?
a) Ce4+ + Sn4+ ↔ Ce3+ + Sn2+
b) 2Ce4+ + Sn2+ ↔ 2Ce3+ + Sn4+
c) Sn4+ + Ce3+ ↔ Ce4+ + Sn2+
d) Ce3+ + Sn2+ ↔ Ce4+ + Sn4+
07. (FUVEST) Na reação espontânea do exercício anterior, o oxidante e o redutor são, respectivamente:
a) Ce4+ e Sn+2 d) Sn2+ e Ce4+
b) Ce4+ e Sn4+ e) n.d.a.c) Ce3+ e Sn2+
08. (PUC) Conhecendo-se as seguintes equações de meia-célula e os respectivos potenciais padrão do eletrodo (E0):
Sn2+ + 2e- ↔ Snº Eº = -0,14 voltsAg+ + e- ↔ Agº Eº= +0,80 volts
Podemos concluir que a pilha eletroquímica que funciona segundo a reação: Snº + 2 Ag+ ↔ Sn2+ + 2 Agº. Apresentará, nas condições padrões, a seguinte diferença de potencial:
a) 0,54 volts d) 1,46 voltsb) 0,66 volts e) 1,74 voltsc) 0,94 volts
09. (MACK) Uma cela eletroquímica é constituída pelas semi-celas Crº/Cr+3 e Ag/ Ag+ cujos valores potenciais Eº são:Crº ↔ Cr+3+ 3e- Eº = +0,75 voltsAgº ↔ Ag+ + e- Eº = -0,80 volts
Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a afirmação de que:a) O eletrodo, onde ocorre oxidação é o ânodo da cela.b) A voltagem da cela é de 1,55 volts.c) O cromo metálico reage e forma Cr+3.d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da solução, mas em direções opostas.e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para o cromo.
Gabarito :
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Eletrólise: fluxo não expontõaneo de elétrons
A energia elétrica pode ser produzida por meio de uma pilha. Mas, quando a intenção é recarregar uma pilha, haverá o consumo de nergiaelétrica, uma vez que o elétron deverá ser forçado a fluir em sentido contrário.
1.) Eletrólise ígnea:
É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente elétric. Neste caso, a fonte de elétron, o polo negativo, deve ser externa ao sitema (um gerador, por exemplo).
Catodo (-): Na+1 + 1e- ↔ Naº Eºred = -2,71 VAnodo (+): 2 Cl -1 ↔ Cl 2 + 2e - Eºred = -1,36VEq. Global Na+1 + 2 Cl-1 ↔ Naº + Cl2 ∆E = 4,07 V
De maneira geral os cátions sofrem redução, originando os metais, e os ânions originam ametais na sua forma elementar, como Cl(g), O2(g), I2(s) e S(s). A eletrólise ígnea do KF, por exemplo, dá origem ao Kº (metálico) e F2 gasoso. 2.) Eletrólise em solução aquosa:
Na eletrolise aquosa os íons livres, alguns compostos são hidrolisados. Alguns íons não sofrem esse tipo de eletrólise pois, pois competem com a água pela redução ou oxidação.
Vejamos o exemplo da eletrólise aquosa do NaCl.No catodo temos 3 semi-reações, pois além dos íons
Na+, há a água e os íons H+ da sua autoionização.
Catodo:Na+
(aq) + e- ↔ Na+1 Eºred = -2,71 V2 H2O(l) + 2e- ↔ H2(g) + 2 OH-
(aq) Eºred = -1,36 V2 H2(aq) + 2e- ↔ H2(g) Eºred = -4,07 V
O potencial dos íons Na+1 é mais baixo do que a da água. Assim é possível obter sódio metálico. A espécie reduzida, nesse caso, sempre será a água, sendo o gás H2, o produto catódico.
Anodo:2 Cl-1(l)
↔ Cl2(g) + 2e- Eºred = -1,36 V
2 H2O(l) ↔ 4 H+(aq) + O2(g) + 4e- Eºred = -1,23 V
4 OH- (aq) ↔ 2 H2O(l) + O2(g) + 4e- Eºred = -0,40 V
Por meio dos potenciais, vemos que o gás cloro é o produto anódico, em virtude de um fator cinético: a oxidação do cloreto é mais rápida do que a da água.
Uma ordem de prioridade de descarga na eletrólise, respsita a atabela abaixo:
Metais alcalinos H2O ou H+
demais metais
Metais alcalino-terrosos Mn2+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Au3+,...Alumínio (Al3+)
Prioridade da descarga Ânions oxigenados( NO3
-1, SO4-2, ClO3
-1,...)H2O ou H+
Ânions não oxigenados( Br-1, I-1, Cl-1,...)
Fluoreto (F1) Hidrogenossulfato (H2SO4)
3.) Corrosão e galvanoplastia:
Corrosão é um desgaste provocado por reações de oxirredução. Ocorre a formação de uma pilha entre a parte do metal que funciona como anôdo e outra ´parte da superfície do objeto metálico que funciona como catodo.
Fatores que aceleram o processo corrosivo: Presença de ar e umidade Presença de substâncias ácidas no ar, como CO2 e SO2. Ambientes salinos que possam aumentar a condutibilidade elétrica.
Um exemplo desse processo vemos com facilidade nas latas de conserva. Se a lata estiver amassada ou após aberto, o metal entra em contato com a solução salina da conserva criando uma deterioriazação do metal, que poderá causar danos à sua saude.
Combate contra corrosão: Impedir o contato do metal com os meios corrosivos; Utilizar o metal de sacrifício (anodo de sacrifício);
Diversos objetos de metal são recobertos por uma camada de metal nobre. Esse revestimento pode ser produzido mergulhando o objeto em questão no metal de revestimento líquido ou por eletrolise. Esse processo de revestimento é conhecido como galvanosplastia.
4.) Exercícios:
01. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea das substâncias: a) KI; b) NiCl2.
02. (Fuvest-SP) Escreva a equação global das reações que ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido,em cadinho de platina e com eletrodos de platina.
03. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa das substâncias a seguir, indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução:
a) CuBr2. b) AgNO3. c) CaCl2. d) Na2SO4.
04. Um importante ramo da Química é aquele em que se faz a eletrólise de soluções aquosas de NaCl. Cite quatro importantes substâncias produzidas por este processo e escreva as equações químicas correspondentes.
05. Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre:
a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio.
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d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio.
06. Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente:
a) S e Li. d) O2 e H2.b) O2 e Li. e) SO2 e Li.c) SO2 e H2.
Gabarito: