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eletroquimica
Tipologia: Notas de estudo
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Eletroquímica .................................................................................................................................
Exercícios ...........................................................................................................................................
Gabarito.............................................................................................................................................
Aplicação de reações que ocorrem com transferência de elétrons de um regente para outro (reações de óxido – redução).
Potenciais de redução em Volt (V): M +^ + e–^ → M E (^0) redução
As reações de óxido – redução podem ser:
Trecho da Tabela, segundo a IUPAC
.................................................................. Zn 2+^ + 2e–^ ⋅⋅⋅ Zn^0 ⋅⋅⋅⋅E 0 = – 0,76 V 2H +^ + 2e–^ H 2 E^0 = 0 (referência) Cu2+^ + 2e–^ Cu 0 E 0 = +0,34 V ..................................................................
I. Reação espontânea ⇒ Há desprendimento de energia
Pilha: sistema montado para gerar energia elétrica.
Pilha de Daniell
oxidação: Zn → Zn 2+^ + 2 e– E 0 = +0,76 V redução: Cu 2+^ + 2 e–^ → Cu E^0 = +0,34 V
reação global:
Zn + Cu 2+^ → Zn2+^ + Cu ∆E^0 = +1,10 V
∆E 0 > 0 Pilha (reação espontânea)
Ponte salina ⇒ qualquer sal solúvel
Ânodo = oxidação (^) Cátodo = redução
Fe → Fe 2+^ + 2e– 2H2O + 2e–^ → 2OH–^ + H (^2)
Fe + 2H (^) 2O → Fe2+^ + 2OH–^ + H (^2) Fe 2+^ + 2OH–^ → Fe(OH)
Corrosão
Zn(s)
e –
v
e– PONTE SALINA Cu(s)
H O 2
Ferro – Fe
a. Cu + 2AgNO 3 → 2Ag + Cu(NO 3 ) 2 b. 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H (^2) c. Mg + FeSO 4 → Fe + MgSO 4 d. Zn + 2NaCl → 2Na + ZnCl 2 e. 2Na + H 2 O → 2NaOH + H 2
São corretas apenas: a. I, III e IV b. I e III c. II e IV d. I e II e. III e IV
a. cobre e prata são metais mais duros que ferro e zinco b. HCl é um ácido fixo e HNO 3 é um ácido volátil. c. HNO 3 é um ácido mais oxidante que HCl d. cobre e prata são metais que se oxidam mais facilmente do que ferro e zinco e. ferro e zinco são metais mais nobres do que cobre e prata
pilha E* (volt) * diferença de potencial elétrico cobre-alumínio 2,00 nas condições padrão cobre-chumbo 0, cobre-magnésio 2, cobre-níquel 0,
solução aquosa com Cu2+^
solução aquosa com íons de metal
Cu metal
Nas condições padrão e montagem análoga, a associação que representa uma pilha em que os eletrodos estão indicados corretamente é: Cátodo ânodo
a. níquel chumbo b. magnésio ⋅⋅chumbo c. magnésio ⋅⋅alumínio d. alumínio níquel e. chumbo ⋅⋅alumínio
Considerando as reações que podem acontecer nos eletrodos, assinale a opção correta. a. O garfo vai funcionar como ânodo b. O processo é espontâneo c. No garfo ocorrerá redução dos íons prata d. A placa de prata aumentará sua massa durante o processo e. A concentração dos íons nitrato na solução diminuirá durante o processo.
a. a concentração da solução não se altera b. a solução fica mais diluída c. a solução torna-se mais concentrada d. ocorre desprendimento de SO (^3) e. ocorre deposição de magnésio metálico
placa de prata metálica
bateria e–
solução aquosa de nitrato de prata
Ag + NO– 3
I. Falsa – o “enferrujamento”, é um processo de oxidação do ferro, portanto, é um fenômeno químico. II. Verdadeira – a formação da ferrugem se dá devido à oxidação do ferro. III. Falsa – a ferrugem é o resultado da reação do ferro com o oxigênio. IV.Verdadeira – o zarcão forma uma camada sobre o ferro e, assim, impede que este seja atacado pelo oxigênio.
As afirmações II e IV são verdadeiras.
As equações químicas dos processos são:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Ag + 2HNO 3 → AgNO 3 + NO 2 + H 2 O
Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Isso ocorre porque HNO 3 é um ácido mais oxidante que HCl, isto é, reage com metais pouco reativos como Ag e Cu.
Vamos construir este diagrama que compara o potencial de redução do cobre com os demais metais. Na pilha de chumbo (Pb) e alumínio (Al) o chumbo tem maior potencial de redução, será o cátodo e o alumínio, o ânodo.
No cátodo temos uma semi-reação de redução ( recebimento de elétrons)
Ag + 2 S 2–^ + 2e → 2Ag^0 + S2–
redução
E (^0) red(volt)
E^
aumentared ∆E=2,00 ∆E=2,
∆E=0,
∆E^0 = 0, 0 0
0 0
Cu Pb Ni Al Mg
Polo negativo: cátodo : deverá ocorrer a redução dos íons prata Ag+^ + e Agº
As demais afirmações estão erradas porque: a. o garfo funcionará como cátodo (polo negativo) b. o processo não é espontâneo pois se trata de uma eletrólise (reação de oxido-redução possível graças ao fornecimento de energia elétrica por um gerador elétrico) d. a placa de prata não terá sua massa alterada e. como a água sofrerá oxidação, haverá um ligeiro aumento na concentração de íons nitrato, pela diminuição da quantidade de água (volume diminui).
À medida que a eletrólise se processa, a solução torna-se mais concentrada, pois o volume diminui.
Al3+^ + 3e → Alº 3F → 27g 3600F → x x = 32400g ou 32,4kg
Corrosão de alumínio em meio básico: I. Al(c) Al 3+(aq) + 3e II. O 2 (aq) + 2H 2 O(l) + 4e 4OH –^ (aq) (x 3)
4Al(c) + 3O 2 (aq) + 6H 2 O(l) 4Al 3+^ (aq) + 12OH–^ (aq)
Corrosão do alumínio em meio ácido:
I. Al(c) Al 3+^ (aq) + 3e (x2) II. 2H+(aq) + 2e H 2 (g) (x3)
2Al(c) + 6H+^ (aq) 2Al 3+^ (aq) + 3H 2 (g)
A semi-equação I representa a semi-reação de oxidação, portanto, funciona como anodo. A semi-equação II ou III representa a semi-reação de redução, portanto, funciona como catodo Cálculo da quantidade de carga elétrica na corrosão de 1 mol de alumínio em meio alcalino: Al(c) Al 3+(aq) + 3e 29,86g 3F x 3/2 F x = 13,49g aproximadamente 13g
Cálculo do volume de hidrogênio nas CNTP produzido na corrosão de 1 mol de alumínio em meio ácido:
2Al(c) + 6H+^ (aq) 2Al 3+^ (aq) + 3H 2 (g) 2 mol 3.22,4L 1 mol x x = 33,6L aproximadamente 34L
