O documento descreve os principais conceitos de eletroquímica, incluindo: 1) oxidação e redução como transferência de elétrons entre oxidante e redutor; 2) potenciais de redução e oxidação e sua relação com a capacidade de sofrer redução ou oxidação; 3) pilhas eletroquímicas, células eletrolíticas e fatores que afetam a condução de corrente elétrica.
2.
São as reações de transferência de elétrons
Esta transferência se produz entre um conjunto
de espécies químicas, um oxidante e um redutor
▪ O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder
elétrons.
▪ O Oxidante é a espécie que tende a captar esses
elétrons.
3.
4.
Oxidação
Em cada oxidação há uma perda de elétrons, o que
equivale a dizer que um elemento aumentou
seu número de oxidação.
▪ 2Cl– → 2 Clo + 2 e–
Redução
Em toda redução há um ganho total de elétrons, o
que significa que um elemento diminui seu número de
oxidação:
▪ Na+ + e– → Nao
5.
6.
7. Eletrodo ") é formado por um metal, mergulhado numa solução contendo cátions desse
metal.
Exemplo
8.
9.
Ponte Salina
Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a
ponte salina, que une os dois compartimentos do
eletrodo e completa, o circuito elétrico. A ponte
salina é formada por um gel contendo solução
salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A
solução salina mais utilizada é o KCl, pois os íons
K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas
células.
10.
Capacidade de sofrer redução é chamada
de Potencial de Redução (Ered).
Capacidade de sofrer oxidação é chamado de
Potencial de Oxidação (Eóxi),
Visto que esses valores depende da
pressão, temperatura e concentração da
solução, determinou-se um potencialpadrão
Normal,
em 25°C, pressão
concentração de 1,0 mol/L
Identificado pelo símbolo E0.
de
1atm,
e
11.
12.
Quanto menor o potencial-padrão de
redução, maior a capacidade que o metal
possui de doar elétrons e vice-versa. De
maneira similar, quanto menor o potencialpadrão de oxidação, maior a capacidade que
o metal possui de receber os elétrons e viceversa.
Maior Ered sofre redução
Maior Eóxi, sofre oxidação
13. ou
Medida da voltagem ou intensidade de corrente
elétrica de uma pilha
Condições para Condução da Corrente Elétrica
Uma diferença de potencial (ddp);
Um meio condutor
ddp ou ∆E
14.
Pode ser expressa em termos de potencial de
redução ou de oxidação
Esses potenciais têm o mesmo valor, porém
possuem sinais contrários.
∆E0 = E0red (cátodo) - E0 red
∆E0 = E0oxi (ânodo) - E0 oxi
(ânodo)
(cátodo)
15. No interior de um tubo invertido é colocada
uma lâmina de platina ligada a um fio também
de platina. O sistema é mergulhado numa
solução aquosa 1,0 M de H2SO4. Injeta-se na
abertura lateral do tubo gás hidrogênio sob
pressão de 1 atm, a 25 °C. Parte do gás
hidrogênio
adere
à
superfície
da
platina, fenômeno este chamado de adsorção.
O gás adsorvido na placa forma uma película de
H2 sobre a platina e o conjunto funciona como
se fosse uma placa de hidrogênio, mergulhada
numa solução contendo cátions (eletrodo de
hidrogênio).
Reações no eletrodo de Hidrogênio:
– Perda de e-: H
2 + 2e E = 0,00 V
– Ganho de e : 2 + 2e H E = 0,00 V
–
2(g)
–
–
2(g)
0
0
16.
No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e hidrogênio , a ddp registrada foi de 0,34 V.
Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do
metal na placa, donde concluímos que houve redução do íon , como mostra a equação:
O do eletrodo de hidrogênio (= zero) é menor que o do eletrodo de cobre.
Como:
O sinal positivo indica que o eletrodo de cobre possui um Ered maior que o do eletrodo de
hidrogênio, ou seja, o íon Cu2+ é capaz de oxidar o H2: H2 2H+ + 2eComo percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de hidrogênio pode ser o cátodo ou o
ânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo de hidrogênio com eletrodos dos mais variados
metais, perceberemos que alguns se comportam como o eletrodo de cobre , já outros como o
eletrodo de zinco .
17.
Para sabermos se a reação é espontânea ou
não, devemos adotar a seguinte conduta;
verificar, no sentido indicado da reação, a espécie
que sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofre
redução (ganha e–);
se a espécie que sofre redução apresentar
um maior que o da espécie que sofre oxidação, a
reação é espontânea; caso contrário, não.
19.
Formação da Ferrugem
Temos que a superfície do metal é o catodo e o
centro da gota é o anodo. Onde a gota está
presente existirá a oxidação do ferro e a superfície
reduzirá. Na verdade ocorrerá um fluxo de
elétrons saindo do anodo e se espalhando para
toda superfície metálica.
20.
Formação da Ferrugem – Continuação
As reações ocorridas são:
Anôdo, ocorre a oxidação do ferro: Fe0 → Fe2+ + 2e Cátodo, ocorre a redução do oxigênio para formação da hidroxila, OH- (que
participará da formação do óxido): O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OHSomando as semi-equações, temos: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2
O Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH)3 pelo oxigênio atmosférico, pois o Fe3+ é
mais estável do que o Fe2+.
Fe(OH)3 = ferrugem
Quanto mais íons existirem na água da gota, mais fácil ocorrerá a reação.
É comum que o ferro seja recoberto por película de tinta (ou zarcão) ou de
outro metal, como estanho, zinco ou crômio, a fim de ser protegido contra
corrosão.
▪ A folha de aço usada nas latas para bebidas ou alimentos é revestida por películas de
estanho, seja pela imersão em estanho fundido, seja por galvanoplastia. O estanho
protege o ferro desde que a película seja contínua.
▪ Metal de Sacrifício: associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como o
zinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim
21.
Consiste em uma reação de oxirredução não
espontânea.
É o inverso de uma pilha.
Na eletrólise há a necessidade de uma fonte
externa de corrente elétrica (contínua) para
que uma reação não espontânea ocorra.
O recipiente em que se realiza a eletrólise
recebe o nome de célula eletrolítica ou cuba
eletrolítica.
22. O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve
ser um composto iônico líquido (fundido), ou então em
solução. Pode ser um composto molecular, desde que este
se ionize quando em solução.
Os íons negativos são atraídos pelo pólo (ânodo), onde
irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos ao
pólo
migram através do circuito externo até o
pólo (cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íons
positivos (redução).
24.
Para que ocorra uma eletrólise é necessária a
presença de íons livres.
Um composto iônico, no estado sólido, não
deve sofrer eletrólise, já que não possui íons
livres.
Uma forma de liberar os íons deste composto
é aquecê-los até a fusão (fundir).
25.
Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl
Observação
– Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite.
- O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos
no cátodo, em qualquer instante da eletrólise
26. Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou
dissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar a
ionização da própria água.
Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas
um tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto ele
estiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O
mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo.
27.
Exemplo
Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na
solução serão:
A+(aq) e B-(aq) provenientes do eletrólito AB
H+(aq) e OH-(aq) provenientes da água
Consultando a tabela de E0red e, verificarmos que o possui H+(aq)
maior que o A+(aq) (hipotético), o H+(aq) vai se reduzir mais
facilmente.
Assim, a reação que ocorre, neste caso, é a descarga do H+(aq) e
não a do A+(aq).
No caso dos ânions em solução, podemos dizer que, quanto maior
a eletronegatividade do ânion, maior será sua tendência de atrair
os elétrons e, portanto, mais difícil será doá-los.
Suponha, no exemplo anterior, que B– seja menos eletronegativo
que OH–. Logo, B– perderá elétrons mais facilmente (descarrega
primeiro).
28.
Ordem crescente de facilidade de descarga
para cátions e ânions.
Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes
(atraídos pelo pólo –).
Ânions: F–, ânions oxigenados,
,