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A) IntroduçãoA) Introdução à Eletroquímicaà Eletroquímica
Unidade IV
- Semi-reações
- Balanceamento de Equações Redox
- Estrutura da Célula Galvânica
- Notação das Células Galvânicas
Eletroquímica
Ramo da química que trata do uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e do uso da eletricidade para forçar reações químicas não-espontâneas a ocorrerem.
Fornece técnicas para monitorar reações químicas e medir propriedades das soluções.
Permite monitorar a atividade do nosso cérebro e do coração, o pH do nosso sangue e a presença de poluentes na água.
Reações de Oxiredução (Redox)
- O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H 2 (g).
- O número de oxidação do Zn aumentou de 0 para 2+.
- O número de oxidação do H reduziu de 1+ para 0.
- O Zn é oxidado a Zn2+^ enquanto o H+^ é reduzido a H 2.
- O H+^ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente oxidante.
- O Zn faz com que o H+^ seja reduzido e é o agente redutor.
- O agente redutor é oxidado
- O agente oxidante é reduzido.
Balanceamento das
Equações Redox
- Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente no início da reação deve estar presente no final.
- Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma reação química.
- As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução a fim de balancear as equações redox.
Balanceamento das
Equações Redox
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
são
Sn2+(aq) → Sn4+(aq) +2e- 2Fe3+(aq) + 2e-^ → 2Fe2+(aq)
- Oxidação: os elétrons são produtos.
- Redução: os elétrons são reagentes.
Balanceamento das
Equações Redox
- Considere a titulação de uma solução ácida de Na 2 C 2 O 4 (oxalato de sódio, incolor) com KMnO 4 (violeta escuro).
- O MnO 4 -^ é reduzido a Mn2+^ (rosa claro) enquanto o C 2 O 4 2-^ é oxidado a CO 2.
- O ponto de equivalência é dado pela presença de uma cor rosa claro
- Se mais KMnO 4 é adicionado, a solução passa para púrpura devido ao excesso de KMnO 4.
Balanceamento das
Equações Redox
- Na reação do oxalato, existe uma carga 2- à esquerda e uma carga 0 à direita, logo, precisamos adicionar dois elétrons:
C 2 O 4 2-(aq) → 2CO 2 (g) + 2e-
- Para fazer o balanceamento dos 5 elétrons para o permanganato e 2 elétrons para o oxalato, precisamos de 10 elétrons para ambos. A multiplicação fornece:
10e-^ + 16H+^ + 2MnO 4 - (aq) → 2Mn2+(aq) + 8H 2 O 5C 2 O 4 2-(aq) → 10CO 2 (g) + 10e-
Balanceamento das
Equações Redox
- A adição fornece:
16H+(aq) + 2MnO 4 - (aq) + 5C 2 O 4 2-(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H 2 O(l) + 10CO 2 (g)
- Que está balanceada!
Células Galvânicas
- Uma célula galvânica é um dispositivo eletroquímico em que uma reação química espontânea é usada para gerar corrente elétrica.
- As baterias são conjuntos de células galvânicas unidas em série para que a voltagem produzida – sua capacidade de forçar uma corrente elétrica através de um circuito – seja a soma das voltagens de cada célula.
- Nas células galvânicas, a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo.
- Como uma reação espontânea pode ser usada para gerar uma corrente elétrica?
Células Galvânicas
- Se uma lâmina de Zn é colocada em uma solução de CuSO 4 , o cobre é depositado na lâmina de Zn e o zinco dissolve-se formando Zn2+.
- A reação redox entre zinco metálico e íons cobre (II) pode ser escrita como:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+^ (aq) + Cu(s)
- Durante a reação, o Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e o Cu2+(aq) é reduzido a Cu(s).
Células Galvânicas
- No nível atômico, um íon de Cu2+(aq) entra em contanto com um átomo de Zn(s) na superfície do eletrodo.
- Dois elétrons são transferidos diretamente do Zn(s) (formando Zn2+(aq)) para o Cu2+(aq) (formando Cu(s)).
Células Galvânicas
- Os elétrons se transferem e a energia livre do sistema cai à medida que a reação se aproxima do equilíbrio.
- Energia é liberada na forma de calor, mas nenhum trabalho elétrico é feito.
- Suponha que separamos os reagentes mas arranjamos um caminho que permite que os elétrons passem do metal zinco para os íons cobre(II).
- Os elétrons podem agora executar trabalho, ao passar da espécie que se oxida para a espécie que se reduz.
- Isso é o que acontece quando a reação ocorre em uma célula galvânica.
Potencial de Célula e Energia
Livre de Reação
- Frequentemente, usa-se essa relação para a energia livre padrão, ∆rGo, de modo que:
onde Eo^ é a fem padrão da célula, medida quando todas as espécies estão em seu estado padrão (gases a 1 bar de pressão e íons a concentração de 1 mol.L-1).
∆ᡰ ᠳᡧ^ = −ᡦᠲᠱᡧ
Potencial de Célula e Energia
Livre de Reação
EXERCÍCIO. Calcule o ∆rGo^ a 25 0 C para a seguinte reação:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+^ (aq) + Cu(s)
O potencial padrão da célula é 1,10 V nessa temperatura.
Notação das Células
- Um Diagrama de Célula descreve simbolicamente a estrutura da célula. Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s)
Zn(s) Z n +^2 (aq) Cu+^2 ( aq) Cu(s)
anodo (oxidação)
catodo (redução) ponte salina
Cu +^2 ( aq) Cu(s) Zn(s) Zn +^2 (aq)
- O diagrama corresponde à reação particular que ocorre na célula e não à forma como a célula é montada no laboratório.
Notação das Células
- Qualquer componente metálico inerte de um eletrodo é escrito como o componente externo daquele eletrodo.
2 Pt(s) H (g) H +(aq) Zn +^2 ( aq) Zn(s)
Notação das Células
EXERCÍCIO. Dado o seguinte diagrama de célula:
Escreva uma equação balanceada para a reação total da célula.
