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 (CuSO 4 ) 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 (CuSO 4 ) 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.

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Page 1: Eletroquímica

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?

Page 2: Eletroquímica

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

Page 3: Eletroquímica

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 :

Page 4: Eletroquímica

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.

Page 5: Eletroquímica

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: