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Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Eletroquímica É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica por meio dos processos de oxidação.

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2 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005

3 Eletroquímica É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica por meio dos processos de oxidação e redução, como também o estudo das reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de energia elétrica.

4 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Quanto às reações que produzem corrente elétrica, serão estudadas suas características por meio do funcionamento de aparelhos conhecidos como pilhas e baterias.

5 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 As pilhas e as baterias são consideradas atualmente peças fundamentais na sociedade moderna, como é o caso dos telefones celulares que devem grande parte do seu sucesso à evolução das baterias recarregáveis.

6 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A formação da ferrugem e a fotossíntese são processos importantes. O primeiro, pelo prejuízo social que acarreta, enquanto o segundo é uma das transformações centrais nas teias alimentares do nosso planeta.

7 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Há algo de comum entre duas transformações diferentes? Nas primeiras décadas do século XX constatou-se um fenômeno que abriria um enorme campo de pesquisa: tanto à formação da ferrugem como a fotossíntese eram reações apoiadas por transferências de elétrons.

8 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Tais processos foram globalmente denominados reações de oxirredução (ou oxi-red ou redox).

9 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Atualmente, as pesquisas sobre oxirredução exercem profunda influência na Bioquímica, nos estudos sobre poluição e na área da química industrial. E o ponto de partida dos modelos que investigam esse vasto campo de conhecimentos é o conceito de número de oxidação (N ox ).

10 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Oxidação Perda de elétrons Aumento do número de oxidação

11 Podemos representar uma equação de oxidação da seguinte forma: Zn Zn e Ag Ag + + 1e H 2 2H + + 2e

12 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Redução Ganho de elétrons Diminuição do número de oxidação

13 Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma: Al e Al 2H + + 2e H 2 Cl 2 + 2e 2Cl -

14 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Vejamos se você está por dentro: Classifique a reação, clicando no ícone correto: Mg Mg e oxidaçãoredução

15 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: 2H + + 2e H 2 oxidaçãoredução

16 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Zn Zn e oxidaçãoredução

17 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Cl 2 + 2e 2Cl - oxidaçãoredução

18 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Ag Ag + + 1e oxidaçãoredução

19 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Ca Ca e oxidaçãoredução

20 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Al e Al oxidaçãoredução

21 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Para que possamos refletir, observe a seguinte experiência: Preparamos uma solução aquosa de sulfato de cobre II: um sal bastante solúvel que se dissocia em íons Cu 2+ e SO Essa solução é de uma cor azul característica. A seguir, tomamos uma lâmina de zinco metálico (Zn), que é de cor cinza.

22 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Mergulhamos a lâmina de zinco na solução de sulfato de cobre II; agora, observemos o sistema atentamente durante alguns minutos. Veremos que com o passar do tempo a lâmina e a solução mudam de cor.

23 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Retirando a lâmina de zinco da solução, verificamos que a parte que estava submersa está recoberta por uma fina camada vermelho- amarelada – que podemos identificar como sendo cobre metálico – e que a solução perdeu a cor azul. Uma análise posterior mostrará a existência de íons Zn 2+ em substituição aos íons Cu 2+.

24 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 O exame dos fatos observados nos leva a concluir que houve uma reação de oxidação-redução na superfície da lâmina de zinco em contato com a solução de sulfato de cobre. Essa reação pode ser descrita pela equação: Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4

25 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Os reais participantes dessa reação foram os átomos de zinco da superfície da lâmina e os íons de Cu 2+ da solução. Os íons sulfato (SO 4 2- ) permaneceram inalterados. Portanto, a reação pode ser descrita por uma equação simplificada: Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+

26 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A equação anterior nos mostra que o zinco cede elétrons para os íons Cu 2+ da solução e estes se depositam na lâmina na forma de cobre metálico (Cu). Evidentemente, os átomos de zinco da lâmina que cederam os elétrons converteram-se em íons Zn 2+, que passam para a solução:

27 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ lâminaSolução Deposita-se na lâmina Passa para a solução Elétrons

28 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Dessa forma podemos concluir o seguinte: Zn é o redutor ou agente redutor. Cu 2+ é o oxidante ou agente oxidante. Isso quer dizer que o Zn cede elétrons ao Cu 2+.

29 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma segunda experiência: preparamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO 4 ) e mergulhando nessa solução uma lâmina de cobre, observamos que a lâmina de cobre não fica recoberta de zinco. Isso evidencia que não ocorre reação.

30 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu + Zn 2+ não ocorre a reação. Isso quer dizer que o Cu não cede elétrons ao Zn 2+.

31 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma terceira experiência: preparamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO 4 ) e mergulhando nessa solução uma lâmina de alumínio. Após algum tempo, detectamos uma fina película de zinco sobre a lâmina de alumínio e o aparecimento de íons Al 3+ na solução. Isso evidencia que ocorre a reação.

32 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Al + Zn 2+ Al 3+ + Zn Veja que os elétrons não estão em equilíbrio. Temos que balancear a equação, para que os elétrons cedidos sejam iguais aos elétrons recebidos. 2Al + 3Zn 2+ 2Al Zn A melhor forma é inverter os números. Coloque 2 no alumínio e 3 no zinco. Agora já está balanceada.

33 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT Al + 3Zn 2+ 3Zn + 2Al 3+ lâminaSolução Deposita-se na lâmina Passa para a solução Elétrons

34 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Dessa forma podemos concluir o seguinte: Al é o redutor ou agente redutor. Zn 2+ é o oxidante ou agente oxidante. Isso quer dizer que o Al cede elétrons ao Zn 2+.

35 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma quarta experiência: preparamos uma solução de sulfato de prata (Ag 2 SO 4 ) e mergulhando nessa solução uma lâmina de Cobre. Após algum tempo, notamos a formação de uma película de prata sobre a lâmina de cobre e o aparecimento de íons Cu 2+ na solução. Isso evidencia que ocorre a reação.

36 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu + Ag + Cu 2+ + Ag Veja que os elétrons não estão em equilíbrio. Temos que balancear a equação, para que os elétrons cedidos sejam iguais aos elétrons recebidos. Cu + 2Ag + Cu Ag

37 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu + 2Ag + 2Ag + Cu 2+ lâminaSolução Deposita-se na lâmina Passa para a solução Elétrons

38 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Dessa forma podemos concluir o seguinte: Cu é o redutor ou agente redutor. Ag + é o oxidante ou agente oxidante. Isso quer dizer que o Cu cede elétrons ao Ag +.

39 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências, verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par metal / cátion.

40 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Nas experiências que descrevemos, observamos que: Al cede elétrons ao Zn 2+ ; Zn cede elétrons ao Cu 2+ ; Cu cede elétrons ao Ag + ; Cu não cede elétrons ao Zn 2+.

41 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 O fornecedor de elétrons é chamado redutor ou agente redutor. Quanto maior a facilidade em fornecer elétrons, mais forte é o redutor e mais facilmente ele se oxida (ou seja, perde elétrons).

42 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 O receptor de elétrons é chamado oxidante ou agente oxidante. Quanto maior a facilidade em receber elétrons, mais forte é o oxidante e mais facilmente ele se reduz (ou seja, ganha elétrons).

43 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A maior ou menor capacidade de fornecer elétrons é dada por uma medida chamada potencial de oxidação, com a qual podemos estabelecer a seguinte relação: Quanto maior a capacidade de fornecer elétrons, maior o potencial de oxidação e, conseqüentemente, mais forte é o redutor e mais facilmente ele se oxida.

44 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A maior ou menor capacidade de receber elétrons é dada por uma medida chamada potencial de redução, com a qual podemos estabelecer a seguinte relação: Quanto maior a capacidade de receber elétrons, maior o potencial de redução e, conseqüentemente, mais forte é o oxidante e mais facilmente ele se reduz.

45 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química. AlZnCuAg e - e - e - e - e - e -

46 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Nessa série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions dos elementos à sua direita. Assim, o Al cede elétrons a Zn 2+, Cu 2+ e Ag +. AlZnCuAg e - e - e -

47 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Nessa série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions dos elementos à sua direita. Assim, o Zn cede elétrons a Cu 2+ e Ag +, mas não cede elétrons ao Al 3+. AlZnCuAg e - e -

48 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Nessa série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions dos elementos à sua direita. Assim, o Cu cede elétrons a Ag+, mas não cede elétrons ao Al 3+ e ao Zn 2+. AlZnCuAg e -

49 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 O cientista Linus Pauling, através de experiências do tipo que analisamos, conseguiu ordenar os metais de acordo com a sua reatividade química, ou seja, montou uma série de reatividade química.

50 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Nessa série, os elementos estão dispostos em ordem decrescente de reatividade. Assim, o Cs é o mais reativo, enquanto o Au é o menos reativo. Veja a aplicação desta fila:

51 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação que pode ser efetuada: Zn + Fe 2+ Fe + Zn 2+

52 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Zn + Fe 2+ Fe + Zn 2+ Examinando a fila de reatividade, verificamos que o zinco aparece antes do ferro. Então, a reação pode ser efetuada, pois o Zn pode ceder elétrons para o Fe 2+.

53 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Zn + Fe 2+ Fe + Zn 2+ Dessa forma, o agente oxidante é o Fe 2+ (oxida o Zn a Zn 2+ ) e o agente redutor é o Zn (reduz o Fe 2+ a Fe).

54 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação que pode ser efetuada: Ni + Fe 2+ Fe + Ni 2+

55 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Ni + Fe 2 + Fe + Ni 2+ Examinando a fila de reatividade, verificamos que o níquel aparece depois do ferro. Então, a reação não pode ser efetuada, pois o Ni pode ceder elétrons para o Fe +2.

56 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au Ni + Fe 2+ Fe + Ni 2+ Dessa forma, como a reação não ocorreu, não teremos agente oxidante nem agente redutor.


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