Apostila de Química- 3º ano

1. CIEP-386- GUILHERME DA SILVEIRA FILHOCIEP-386- GUILHERME DA SILVEIRA FILHO
Prof. JABFelicio
Eletroquímica
A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos
na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em
reações de óxido-redução, mas também a utilização de corrente elétrica na
produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em duas partes: Pilhas e
Eletrólise
1) Pilhas
São dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução produz corrente
elétrica.
Revisão de Reações de oxi-redução
Uma reação eletroquímica sempre é uma reação de oxi-redução.
Ex.:
Podemos verificar que de acordo com a reação acima, temos:
1- elemento que sofre oxidação........ Zn (existe a perda de elétrons, logo o seu nox.
aumenta)
2- elemento que sofre redução.......... Cu (existe o ganho de elétrons, logo o seu nox
diminui).
3- agente oxidante ............Cu2+
( é a espécie que se reduz ou é a espécie com que faz
o zinco metálico se oxidar)
4- agente redutor................Zn 0
( é a espécie que se oxida ou a espécie com que faz
o íon cobre se reduzir).
Em uma reação eletroquímica sempre uma espécie se reduz e outra se oxida. Nunca as
duas podem oxidar ou se reduzir.
Ordem de Reatividade de Metais
1

2. Pilhas de Daniell
A montagem da pilha de Daniell consiste em:
1- uma placa metálica de cobre (eletrodo)
2- uma placa metálica de zinco (eletrodo)
3- uma solução de sulfato de cobre ( CuSO4) cor azul.
4- uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4)
5- um tubo de vidro em forma de U contendo( K2SO4), chamada de ponte salina.
6- um fio condutor externo
7- uma lâmpada ou voltímetro (Teste da passagem de elétrons)
O tubo U funciona como uma ponte salina para o equilíbrio eletrolítico e funcionamento
da pilha, fornecendo:
a) ânions (SO4
-2
) para onde ocorreu oxidação, onde há falta deles; por isso esse lado
da pilha é chamado de ânodo;
b) cátions (K+
) para onde ocorreu redução, onde há falta deles; por isso esse lado da
pilha é chamado de cátodo.
Tem a finalidade de manter as duas semicelas neutras através da migração de
íons (corrente elétrica)
Obs. O eletrodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo (pólo positivo), onde
chegam os elétrons. O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo (pólo
negativo), de onde partem os elétrons
Ânodo: Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2é
Cátodo: Cu2+
(aq) + 2é → Cu(s)
______________________________________
reação global Zn (s) + Cu2+
(aq) → Zn2+
(aq) + Cu(s)
2

3. Representação oficial por convenção mundial de uma pilha
A pilha estudada pode ser representada por:
Zn0
/ Zn2+
// Cu2+
/ Cu0
Potencial das Pilhas
Na pilha de Daniell, os eletrodos são de zinco( Zn) e cobre (Cu). Tanto os íons de
zinco (Zn2+
) como os de cobre (Cu2+
) têm uma certa tendência de receber elétrons; porém,
os íons de cobre são os que sofrem redução.
Podemos concluir, então, que a tendência do íon cobre em sofrer redução é maior
que a do íon zinco.
Assim, dizemos que os íons Cu2+
tem maior potencial de redução.
E red Cu2+ > E red Zn2+
Logo, o zinco sofrerá oxidação, o que nos permite concluir que ele apresenta maior
potencial de oxidação.
E oxi Zn > E oxi Cu
Obs. Em uma pilha, a espécie que apresenta maior E red sofre redução e, portanto, a outra
espécie, de maior E oxi, sofre oxidação
3

4. Tabela de Potenciais de Oxidação e Redução
4

5. ‘
5

6. Cálculo do Potencial de uma Pilha
A diferença de potencial ou ddp ( ΔE) de uma pilha depende das espécies envolvidas, das
suas concentrações e da sua temperatura. Por esse motivo, o ΔE é medido na chamada
condição padrão, que corresponde a espécies com concentração 1mol/L e possíveis
gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25°C. Nessa condições, a diferença de
potencial da pilha será representada por ΔE0
.
ΔE0
= (E0
red maior) – ( E0
red menor )
ou
ΔE0
= (E0
oxi maior) – ( E0
oxi menor )
No nosso exemplo podemos então calcular a ddp de nossa pilha, de acordo com os
potenciais de oxidação e redução de cada espécie dada:
ΔE0
= (E0
oxi maior) – ( E0
oxi menor )
ΔE0
= + 0,76V – ( - 0,34V)
ΔE0
= + 1,10 V
Obs. Para saber se uma reação ocorre ou não devemos observar o potencial padrão (E°)
de cada espécie envolvida na reação. A soma dos Eo
deve ser positiva, ou seja ΔE0
>O.
Eletrólise Ígnea
Na Eletrólise Ígnea, uma Substância Iônica, geralmente um Sal, é colocada em
uma cuba ou célula eletrolítica e é aquecida até atingir a sua temperatura de fusão. No
estado líquido ou fundido, as substâncias iônicas se dissociam e seus íons se
movimentam livre na cuba eletrolítica.
EQUAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO IÔNICA DO NaCl FUNDIDO
NaCℓ → Na +
+ Cℓ -
Você já sabe que, quando ligamos o gerador de corrente elétrica ou a pilha, a
mesma transporta os elétrons dos ânions para os cátions, provocando a migração dos
ânions para o pólo positivo e a migração dos cátions para o pólo negativo.
Assim,se a substância iônica utilizada eletrólise ígnea for NaCℓ, teremos:
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7. Assim teremos as seguintes reações:
a) Migração do ânion Cℓ-
para o ânodo (+):
ocorre oxidação: 2 Cℓ-
→ Cℓ2 + 2 e- (geração de gás cloro)
b) Migração do cátion Na+
para o cátodo (-):
ocorre redução: 2 Na+
+ 2 e- → Nao
( sódio metálico)
Reação total da célula: 2 NaCℓ → 2Na(s) + Cℓ2(g)
OBS.1 Quando os ânions F-1
, Cl-1
, Br-1
, I-1
, N-3
, O-2
se oxidam, formam substâncias simples
biatômicas , logo, são necessários 2 ânions de cada espécie para que a molécula
biatômica possa ser formada.
Ex. 2 F-1
→ F2 + 2é
OBS.2 Quando cátions de Metais se Reduzem, formam substância simples
Monoatômicas
Ex: Nao
, Ko
, Mgo
, Ago
, Nio
, Ko
, etc.
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8. ELETRÓLISE AQUOSA
Na Eletrólise em Solução Aquosa, coloca-se em uma cuba ou célula eletrolítica
ma solução formada pelo solvente água e por um soluto que pode ser um sal, um ácido
ou uma base.
A característica mais importante deste tipo de eletrólise é que, neste caso, além
dos íons provenientes da dissociação iônicas ou então, da ionização do soluto,
encontramos também os íons da ionização da água.
Ex. Eletrólise aquosa do sal NaCl.
NaCℓ→ Na+
+ Cℓ -
H2O → H+
OH -
Observe que temos um total de dois íons cátions e dois íons ânions, porém somente um
cátion um ânion poderão migrar para cada eletrodo.
Preferência de descarga no catodo
Quando o hidrogênio ganha a competição, teremos a redução do mesmo no catodo
2H+
+ 2é → H2
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9. Preferência de descarga no anodo
Quando a hidroxila ganha a competição, teremos a oxidação da mesma no anodo
2OH-
→ H2O + ½ O2 + 2é
No nosso exemplo, teremos
2NaCℓ→ 2Na+
+ 2Cℓ -
2H2O → 2H+
+ 2OH -
Catodo: 2H+
+ 2é → H2
Anodo: 2Cℓ-
→ Cℓ2 + 2é
Somando-se as semi-equações, acharemos a equação global:
2NaCℓ + 2 H2O → H2 + Cℓ2 + 2Na+
+ 2OH-
Obteremos os seguintes produtos:
Gás cloro no anodo, gás hidrogênio no catodo. Vamos obter também a soda cáustica
( NaOH).
Essa eletrólise é usada para obtenção industrial de soda cáustica.
Estequiometria da Eletrólise
Se em 1 mol de elétrons possui 6,02 x 10 23
elétrons, podemos então calcular a carga
de 1 mol de é.
1 é..........................1,6 x 10 -19
coulombs
6,02 x 10 23
.................x
x = 96500 C ou 1 Faradays ( F)
Podemos dizer que 1 mol de é transporta 96500 C = 1 F
Michael Faradays descobriu experimentalmente que a massa depositada nos
eletrodos, para determinado eletrólito, é diretamente proporcional à carga que passa pela
solução.
m α ∆Q .........
sendo ∆Q = i∆t
então m α i∆t
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10. ∆Q = carga elétrica
i = corrente elétrica
∆t = intervalo de tempo, em segundos.
Exercícios:
1)Escreva as equações que representam a redução dos seguintes íons:
a) Ni2+
b) Al 3+
c) Cu+
d) Pb+4
2) Consultando a série de reatividade acima, indique se as reações abaixo
representadas por seus reagentes ocorrem ou não.
a) Mn + Fe2+
→
b) Mg + Ni2+
→
c) Cu + Zn2+
→
d) Pt + H+
→
e) Ag + Hg+
→
PILHAS
1)Dada a célula eletroquímica ilustrada, considere os seguintes potenciais-padrão de
redução.
E° E°
Zn2+/Zn0
= - 076V Au3+/ Au0
= + 1,50V
A partir dessas informações, responda:
a) qual a reação catódica?
b) qual a reação anódica?
c) qual a reação global da pilha?
d) a ddp da pilha é ?
e) a célula é espontânea ? Justifique
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11. 2) Considere as montagens abaixo, onde temos uma placa de zinco dentro de uma
solução contendo íons Zn2+ ( recipiente A) e uma placa de prata dentro de uma solução
contendo íons Ag+. As duas soluções são unidas por um tubo em U contendo solução de
KCℓ.
Considerando os seguintes potenciais
Zn2+
(aq) + 2 e- → Zn(s) Eo
= -0 76 V
Ag+
(aq) + e- → Ag (s) Eo
= + 0,80 V
Ao unirmos as placas metálicas com um fio, a pilha começa a funcionar. Com base
nesses dados, responda:
a) Qual dos eletrodos é o anodo?
b) Qual dos eletrodos é o catodo?
c) Qual espécie química é oxidada e qual é reduzida?
d) Qual a ddp da pilha?
e) Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e da reação global.
3) A fantástica proliferação de telefones celulares provocou uma discussão quanto ao
destino a ser dado para as baterias na hora do descarte. Constituídas pelos metais níquel
e cádmio, o seu depósito em lixões causa contaminação ambiental. Hoje, o destino
dessas baterias é de responsabilidade do fabricante e a ele devem ser devolvidas para
reciclagem. A reação global de descarga de uma bateria de NiCd pode ser representada
por
Cd + NiO2 + 2 H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
Analisando essa equação, responda:
a) Durante a descarga, quem oxida? Quem reduz?
b) Qual material constitui o anodo dessa pilha?
3A)
De acordo com a pilha do exercício 1 responda:
a)Quem é o anodo?
b) Quem é o catodo?
c) De onde partem os elétrons?
d) Qual a placa que sofre oxidação?
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12. e) Qual a placa que sofre redução?
f) Qual a solução que vai ficar diluída ?
g) Qual a solução que vai ficar concentrada?
h) Qual a semi reação de oxidação?
i) Qual a semi reação de redução?
j) Qual a reação global da pilha?
k)Qual a DDP da pilha ?
l)Qual o pólo negativo da pilha?
m) Qual o pólo positivo da pilha ?
5) De acordo com a pilha abaixo, responda as mesmas perguntas conforme o exercício 4:
Al Al 3+
+ 3é Pot. De Oxidação E0
= 1,66 V
Cu Cu 2+
+ 2é Pot. De Oxidação E0
= - 0,34 V
4) Uma bandeja de prata perde o lustre ao reagir com o enxofre presente em certos
alimentos como ovos, ou com substâncias presentes no ar atmosférico (SO2 e também
H2S). Quando isso ocorre, forma-se um revestimento escuro de sulfeto de prata, Ag2S.
Esse revestimento pode ser removido colocando-se a bandeja em uma panela de
alumínio com água quente e um pouco de detergente.
A reação que ocorre nesse processo é a seguinte:
3 Ag2S + 2 Aℓ → Aℓ2S3 + 6 Ag
a) Podemos considerar que se formou uma pilha entre a prata e o alumínio?
b) Escreva as semi-reações de oxidação e de redução.
c) Escreva a equação global
5) Dados os potenciais-padrão de oxidação.
A0
A3+
+ 3é E0
= + 1,50V
B0
B1+
+ 1é E0
= - 0,80V
C0
C 2+
+ 2é E0
= - 2,05V
D0
D 2+
+ 2é E0
= + 0,76V
a) Escolha as espécies que formarão a pilha de maior ddp
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13. b) Melhor agente redutor.
c) Melhor agente oxidante.
ELETRÓLISE ÍGNEA
1) Equacione as semi-reações envolvidas na eletrólise ígnea do NiCl2, indicando os
produtos no cátodo e no ânodo, bem como a reação global da eletrólise.
2) A corrosão de ferro metálico envolve a formação de íons Fe3+
. Para evitá-la, chapas de
ferro são recobertas por uma camada de outro metal. Em latas de alimentos a camada é
de estanho metálico e em canos d’água, de zinco metálico. Explique por que:
a) a camada de zinco evita a corrosão de canos d’água;
b) quando a camada de estanho é danificada, expondo a superfície do ferro, a corrosão
acontece mais rapidamente do que quando a referida camada está ausente.
(Dado: potenciais - padrão de redução a 25ºC )
Zn2+
+ 2é Zn (s) E0
= - 0,763 V
Fe2+
+ 2é Fe(s) E0
= -0,409 V
Sn2+
+ 2é Sn(s) E0
= -0,136 V
3) Ferro zincado é o ferro que contém pequena quantidade de zinco metálico. A partir dos
potenciais-padrão de redução, listados a seguir, explique os seguintes fatos observados
no cotidiano.
E0
(V)
Fe2+
+ 2é = Fe - 0,440
Zn2+
+ 2é = Zn - 0,763
Al3+
+ 3é = Al - 1,663
a) Rebites de ferro em esquadrias de alumínio causam corrosão do alumínio.
b) Pregos de ferro zincado são resistentes à ferrugem.
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14. ELETRÓLISE AQUOSA
1) Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa das substâncias a seguir,
indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução. Diga também qual o caráter
da solução formada
a) CuBr2
b) CaCℓ2
c) Na2SO4
d) AgNO3
e) NaI
2) Por uma solução aquosa de H2SO4 contida em uma cuba eletrolítica, fez se passar durante
965s uma corrente de 10A. Calcule o volume de O2(g) na cNTP, produzido no anodo e o volume
de H2(g), nas CNTP, produzido no catodo
3) Qual o tempo necessário para obtermos 3,175g de cobre a partir de uma solução sulfato de
cobre, sabendo que a corrente elétrica é de 100A?
4) Por uma solução aquosa de um sal sulfato de cobre II, contida em uma cubra eletrolítica faz-
se passar, durante 4.825s, uma corrente de 2A. Qual é a massa de cobre depositada no
catodo?
5) Calcular a massa de alumínio produzida na eletrólise ígnea da alumina (Aℓ2O3), quando se
faz passar,por uma cuba eletrolítica uma corrente de 96,5A durante 1min.e 40seg.
6) Em uma determinada eletrólise usando solução de CuSO4 para deposição de Cu em uma
peça, a quantidade de cargas envolvidas foi igual a 19 300C. Qual amassa de cobre que se
depositou?
7) Escreva a equação global que representa a eletrólise do NaCl em meio aquoso.
Sabendo que são produzidos 7.200g de hidrogênio, calcule
a) a massa de NaCl consumido;
b) a massa de cloro produzido;
c) o volume de cloro produzido em C.N.T.P.
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