Transformações Químicas e Energia · Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday Na prática, ... Na...

QUÍMICA

Prof ª. Giselle Blois

Transformações Químicas e Energia

Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday - Parte 3

Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday

A pilha pode ser construída com vários metais, logo cada

pilha oferece uma diferente voltagem, força eletromotriz

(fem) ou diferença de potencial (ddp).

Fatores que influem nessa diferença:

- A natureza dos metais formadores das pilhas;

- As concentrações das soluções empregadas;

- A temperatura da pilha.

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- Natureza: quanto maior for a tendência do metal do anodo

em doar elétrons e o do catodo em receber esses elétrons,

maior será a diferença de potencial exibida pela pilha.

- Concentração: 1 mol/L é a concentração padrão de

qualquer meia-célula.

- Temperatura: 25°C é a temperatura padrão de qualquer

meia-célula.

* Pressão = 1 atm.

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OBS: é impossível medir o potencial absoluto do eletrodo de

qualquer metal, então é necessário a escolha arbitrária de

um padrão que recebe um valor também arbitrário. Dessa

forma, escolheu-se como eletrodo padrão o de hidrogênio.

* H+ é o íon mais comum em soluções aquosas por se

formar pela dissociação da água.

H2O H+ + OH-

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Na prática, usa-se uma placa de platina esponjosa que tem

a propriedade de reter o gás hidrogênio, uma vez que a

platina funciona apenas como um suporte inerte.

Reação do eletrodo de hidrogênio: H2 + 2e- 2H+

- C = 1 M;

- T = 25 °C;

- P = 1 atm

* E° = 0

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Confrontando o hidrogênio com os outros metais e,

também, com os ametais, pode-se organizar uma tabela

dos seus potenciais padrão de eletrodo.

* IMPORTANTE: se multiplicarmos as semirreações por

qualquer número, os valores de E° não se alteram.

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Fonte:Educação Globo.

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O uso da tabela nos permite:

- Calcular a diferença de potencial das pilhas;

- Prever a espontaneidade das reações de oxirredução.

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Na tabela, os elementos (ou substâncias) que estão

mais acima funcionam como redutores em relação aos

elementos (ou substâncias) que estão mais abaixo, que

funcionam como oxidantes.

ΔE° = E°oxidante – E°redutor

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Exemplo: Pilha de Daniell

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Sofre oxidação: Zn0

Sofre redução: Cu2+

Agente oxidante: Cu2+

Agente redutor: Zn0

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Semirreação de redução:

Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V

Semirreação de oxidação:

Zn0 Zn2+ + 2e- E° = + 0,76V

OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e

Aplicada), recomenda escrever todas as equações no

sentido da redução.

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Fonte:Educação Globo.

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Semirreação de redução:

Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V

Semirreação de oxidação:

Zn0 Zn2+ + 2e- E° = + 0,76V

OBS: A IUPAC (União Internacional da Química Pura e

Aplicada), recomenda escrever todas as equações no

sentido da redução.

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Logo:

Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V

Zn2+ + 2e- Zn0 E° = - 0,76V

Agente oxidante: Cu2+

Agente redutor: Zn0

ΔE° = E°oxidante – E°redutor

ΔE° = + 0,34 – (- 0,76)

ΔE° = + 0,34 + 0,76

ΔE° = + 1,10VÉ espontâneo

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Previsão da espontaneidade:

Todo elemento ou substância que está mais acima na

tabela age como redutor em relação aos que estão

mais abaixo.

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Exemplos:

Reações de deslocamento entre metais:

3 Mg + Cr2(SO4)3 3 MgSO4 + 2 Cr

Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu

Sn + 2 AgNO3 Sn(NO3)2 + 2 Ag

Hg + Al2(SO4)3 não reage

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Fonte:Educação Globo.

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Reações de metais com ácidos:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

Cu + HCl não reage

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Fonte:Educação Globo.

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Reações de deslocamento entre ametais:

Na2S + Br2 S + 2 NaBr

2 KI + Cl2 I2 + 2 KCl

NaF + Cl2 não reage

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Exercício:

1. Das equações abaixo, aponte a espontânea e a não-

espontânea:

a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu

b) Sn4+ + Hg Sn2+ + Hg2+

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a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu

Sofre oxidação: Pb0

Sofre redução: Cu2+

Agente redutor: Pb0

Agente oxidante: Cu2+

Pb Pb2+ + 2e- E° = - 0,13V

Cu2+ + 2e- Cu E° = + 0,34V

Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu

ΔE = + 0,34 – (- 0,13)

ΔE = + 0,34 + 0,13 = + 0,47VÉ espontâneo

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b) Sn4+ + Hg Sn2+ + Hg2+

Sofre oxidação: Hg0

Sofre redução: Sn4+

Agente redutor: Hg0

Agente oxidante: Sn4+

Hg Hg2+ + 2e- E° = + 0,85V

Sn4+ + 2e- Sn2+ E° = + 0,15V

Hg + Sn4+ Hg2+ + Sn2+

ΔE = + 0,15 – (+ 0,85)

ΔE = + 0,15 - 0,85 = - 0,70VNão é espontâneo