Transformações Químicas e Energia · Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday Na prática, ... Na tabela, os elementos (ou substâncias) ... Eletrólise e Leis de Faraday Exemplo:

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.


- 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.


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-


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


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.


Fonte:Educação Globo.


O uso da tabela nos permite:

- Calcular a diferença de potencial das pilhas;

- Prever a espontaneidade das reações de oxirredução.


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


Exemplo: Pilha de Daniell

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Sofre oxidação: Zn0

Sofre redução: Cu2+

Agente oxidante: Cu2+

Agente redutor: Zn0


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.




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.


Logo:

Cu2+ + 2e- Cu0 E° = + 0,34V

Zn2+ + 2e- Zn0 E° = - 0,76V


Agente redutor: Zn0

ΔE° = E°oxidante – E°redutor

ΔE° = + 0,34 – (- 0,76)

ΔE° = + 0,34 + 0,76

ΔE° = + 1,10VÉ espontâneo


Previsão da espontaneidade:

Todo elemento ou substância que está mais acima na

tabela age como redutor em relação aos que estão

mais abaixo.


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




Reações de metais com ácidos:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

Cu + HCl não reage




Reações de deslocamento entre ametais:

Na2S + Br2 S + 2 NaBr

2 KI + Cl2 I2 + 2 KCl

NaF + Cl2 não reage


Exercício:

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

espontânea:

a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu

b) Sn4+ + Hg Sn2+ + Hg2+


a) Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu

Sofre oxidação: Pb0

Sofre redução: Cu2+

Agente redutor: Pb0


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


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

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