Química: Reações Redox em Células Eletroquímicas, Notas de estudo de Química

Baixe Química: Reações Redox em Células Eletroquímicas e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity!

Química - Bacharelado

PILHA

Reações redox

Envolvem a transferência de elétrons de uma espécie para outra: Perde elétrons – sofre oxidação (corrosão) Ganha elétrons – sofre redução (eletrodeposição) Agente oxidante  se reduz e promove a oxidação da outra espécie. Agente redutor  se oxida e promove a redução da outra espécie. Ex.: Zn o (s) + Cu 2+ ⇄ Zn 2+

• Cu o (s) Células Eletroquímicas

Reações Redox Zn^0 Cu2+ Zn^0 2e- Cu^0 Zn2+ Zn^0 Transferência direta Transferência indireta: circuito elétrico (CÉLULA ELETROQUÍMICA). Ponte salina e

Zn^0 Zn2+ Cu^0 Cu2+ Zno^  Zn2+^ + 2e-^ Cu2+^ + 2e-^  Cuo Pode ocorrer por dois caminhos fisicamente diferentes

Células Eletroquímicas Cátodo: Cu 2+

• 2e-  Cu 0 (semi-reação catódica) Ânodo: Zn 0  Zn 2+
• 2e

(semi-reação anódica) Global: Zn^0 + Cu2+^  Zn2+^ + Cu Cu2+ Zn Zn 2+ Cátodo Ânodo e- + -

Ponte Salina : Com o passar do tempo, a transferência de elétrons fará com que ambas as soluções percam sua neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando as soluções instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha. Assim, para eliminar esses excessos, usa-se a ponte salina ou uma placa de porcelana porosa, que permite a migração dos íons de uma solução para a outra. Desse modo, os íons permanecem em equilíbrio e a pilha continua funcionando. PONTE SALINA

Notação esquemática de células eletroquímicas

Ânodo  esquerda Cátodo  direita |  interface ||  Ponte salina Ex.: Zn 0

• Cu 2+  Zn 2+
• Cu 0

é representada por: Zn

0 (s)

|Zn

2+ (aq)

||Cu

2+ (aq)

|Cu

0 (s) (diagrama de célula) Concentrações especificadas:

Zn

0 (s)

|Zn

2+ (aq)

(0,01 mol L

)||Cu

2+ (aq)

(0,01 mol L

Cu

0 (s) Células Eletroquímicas

Metal-ânion de sal insolúvel : Neste eletrodo, um metal se encontra em contato com um dos seus sais insolúveis e, ao mesmo tempo, com uma solução que contém o ânion do sal. Cl

• (aq) | AgCl(s) | Ag(s) “Óxido-redução" inertes : Este eletrodo é na realidade tanto de óxido-redução quanto qualquer outro eletrodo. Consiste em um pedaço de fio metálico inerte, digamos, platina, em contato com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo caracteriza-se por não participar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seus próprios íons. Neste eletrodo, ambos os reagentes e produtos se encontram em solução. Fe 3+ , Fe 2+ (aq) | Pt(s)

Potenciais em células eletroquímicas Questões: Como determinar valores de Ecélula? Como prever a direção espontânea de uma célula eletroquímica? Ecélula: medida da tendência da reação a prosseguir para a condição de equilíbrio. Ecélula = 0  célula “descarregada

2H

• 2e- ⇄ H 2 E o = 0,0 V Pt(s)|H2(g),H

Estabeleceu a escala de potenciais padrão. ERHERH Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) Potenciais padrão de eletrodo (E 0 ) Como é construído o EPH ou ENH?

pH2 = 1,0 atm Lâmina de platina Bolhas de hidrogênio Cu^0 **Cu2+

• 0,337 V** Ponte Salina Potenciômet ro pH2 = 1,0 atm Lâmina de platina Bolhas de hidrogênio -0,763 V Ponte Salina Potenciômet ro Zn^0 Zn2+ Zn^0 E o

0  Espécie tem maior tendência a se reduzir do que o H+. E o < 0  Espécie tem menor tendência a se reduzir do que o H

. Zinco metálico se dissolve em meio ácido!! Potenciais padrão de eletrodo (E 0 )

Potenciais padrão de eletrodo (E 0 ) Zn 2+

• 2e- ⇄ Zn 0 E o Zn2+/Zno = -0,763 V Cu 2+
• 2e- ⇄ Cu o E o Cu2+/Cuo =^ +0,337 V Previsão dos agentes oxidantes e redutores:

Qualitativamente: E

o Zn 2+ /Zn o

< E

o Cu 2+ /Cu o

, portanto, Zn tem

menor tendência em sofrer redução do que o cobre. Assim, Zn será o agente redutor (doa seus elétrons para o Cu). Quantitativamente: Qual a diferença de potencial gerada por esta célula? E 0 célula = E 0 direita – E 0 esquerda E 0 célula = E 0 cátodo – E 0 ânodo

E

o célula

= E

o Cu2+/Cu

• E o Zn2+/Zn

= 0,337 – (- 0,763) = +1,10 V

(+) espontânea no sentido em que foi escrita!!

Efeito das atividades nos valores de potencial O potencial de uma célula é também dependente da concentração* das espécies. À medida que a reação se procede as concentrações se alteram e, consequentemente, o potencial também varia. Como relacionar estas variações de concentração com os potenciais de eletrodo e de célula? Equação de Nernst!!! gorosamente falando E depende das atividades das espécies

aA + bB + n e

• ⇄ cC + dD a b c d o [A] [B] [C] [D] ln RT nF E  E  a b c d o [A] [B] [C] [D] log 0, n E  E  (a T = 25 oC)

Equação de Nernst!!!

(forma mais conhecida) Equação de Nernst a b c d o (a ) (a ) (a ) (a ) ln RT A B C D nF E  E 

Considerações quanto ao emprego de atividades:

1. Para íons ou moléculas em soluções diluídas a atividade é aproximadamente igual a concentração molar.
2. Para o solvente em soluções diluídas a atividade é aproximadamente igual a fração molar, a qual é aproximadamente igual a 1,0.
3. Para sólidos ou líquidos puros em equilíbrio na solução a atividade é exatamente igual a 1,0.
4. Para gases em equilíbrio com a solução a atividade é igual a pressão parcial do gás.
5. Para misturas de líquidos a atividade é aproximadamente igual a sua fração molar. Equação de Nernst