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.

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2 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.

3 Quanto às reações que produzem corrente elétrica, serão estudadas suas características por meio do funcionamento de aparelhos conhecidos como pilhas e baterias.

4 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.

5 A formação da ferrugem e a fotossíntese são processos importantes
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.

6 Há algo de comum entre duas transformações diferentes
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.

7 Tais processos foram globalmente denominados reações de oxirredução (ou oxi-red ou redox).

8 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 (Nox).

9 Aumento do número de oxidação
Perda de elétrons

10 Podemos representar uma equação de oxidação da seguinte forma:
Zn  Zn2+ + 2e Ag  Ag+ + 1e H2  2H+ + 2e

11 Diminuição do número de oxidação
Redução Diminuição do número de oxidação Ganho de elétrons

12 Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma:
Al3+ + 3e  Al 2H+ + 2e H2 Cl2 + 2e 2Cl-

13 Vejamos se você está por dentro:
Classifique a reação, clicando no ícone correto: Mg  Mg2+ + 2e oxidação redução

14 Classifique a reação, clicando no ícone correto: 2H+ + 2e H2
oxidação redução

15 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Zn  Zn2+ + 2e
oxidação redução

16 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Cl2 + 2e 2Cl-
oxidação redução

17 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Ag  Ag+ + 1e
oxidação redução

18 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Ca  Ca2+ + 2e
oxidação redução

19 Classifique a reação, clicando no ícone correto: Al3+ + 3e  Al
oxidação redução

20 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 Cu2+ e SO42-. Essa solução é de uma cor azul característica. A seguir, tomamos uma lâmina de zinco metálico (Zn), que é de cor cinza.

21 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.

22 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 Zn2+ em substituição aos íons Cu2+.

23 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 + CuSO4  Cu + ZnSO4

24 Os reais participantes dessa reação foram os átomos de zinco da superfície da lâmina e os íons de Cu2+ da solução. Os íons sulfato (SO42-) permaneceram inalterados. Portanto, a reação pode ser descrita por uma equação simplificada: Zn + Cu2+  Cu + Zn2+

25 A equação anterior nos mostra que o zinco cede elétrons para os íons Cu2+ 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 Zn2+, que passam para a solução:

26 Deposita-se na lâmina Elétrons Zn Cu2+  Cu Zn2+ lâmina Solução Passa para a solução

27 Dessa forma podemos concluir o seguinte:
Zn  é o redutor ou agente redutor. Cu2+  é o oxidante ou agente oxidante. Isso quer dizer que o Zn cede elétrons ao Cu2+.

28 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma segunda experiência: preparamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 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.

29 Cu + Zn2+  não ocorre a reação.
Isso quer dizer que o Cu não cede elétrons ao Zn2+.

30 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma terceira experiência: preparamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 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 Al3+ na solução. Isso evidencia que ocorre a reação.

31 Al + Zn2+  Al3+ + Zn Veja que os elétrons não estão em equilíbrio. Temos que balancear a equação, para que os elétrons cedidos sejam iguais aos elétrons recebidos Al + 3Zn2+  2Al3+ + 3Zn A melhor forma é inverter os números. Coloque 2 no alumínio e 3 no zinco. Agora já está balanceada.

32 Deposita-se na lâmina Elétrons 2Al + 3Zn2+  3Zn Al3+ lâmina Solução Passa para a solução

33 Dessa forma podemos concluir o seguinte:
Al  é o redutor ou agente redutor. Zn2+  é o oxidante ou agente oxidante. Isso quer dizer que o Al cede elétrons ao Zn2+.

34 Para que possamos refletir façamos, ainda, uma quarta experiência: preparamos uma solução de sulfato de prata (Ag2SO4) 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 Cu2+ na solução. Isso evidencia que ocorre a reação.

35 Cu + Ag+  Cu2+ + 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+  Cu2+ + 2Ag

36 Deposita-se na lâmina Elétrons Cu + 2Ag+  2Ag + Cu2+ lâmina Solução Passa para a solução

37 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+.

38 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.

39 Nas experiências que descrevemos, observamos que:
Al cede elétrons ao Zn2+; Zn cede elétrons ao Cu2+; Cu cede elétrons ao Ag+; Cu não cede elétrons ao Zn2+.

40 O fornecedor de elétrons é chamado redutor ou agente redutor
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).

41 O receptor de elétrons é chamado oxidante ou agente oxidante
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).

42 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.

43 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.

44 Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química. e- e- e- e- Al Zn Cu Ag e- e-

45 Nessa série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions dos elementos à sua direita. Assim, o Al cede elétrons a Zn2+, Cu2+ e Ag+. e- e- e- Al Zn Cu Ag

46 Nessa série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions dos elementos à sua direita. Assim, o Zn cede elétrons a Cu2+ e Ag+, mas não cede elétrons ao Al3+. Al Zn Cu Ag e- e-

47 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 Al3+ e ao Zn2+ . e- Al Zn Cu Ag

48 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.

49 Veja a aplicação desta fila:
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:

50 Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação que pode ser efetuada:
Zn + Fe2+  Fe + Zn2+ 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

51 Zn + Fe2+  Fe + Zn2+ 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 Fe2+. 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

52 Zn + Fe2+  Fe + Zn2+ Dessa forma, o agente oxidante é o Fe2+ (oxida o Zn a Zn2+) e o agente redutor é o Zn (reduz o Fe2+ a Fe). 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

53 Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação que pode ser efetuada:
Ni + Fe2+  Fe + Ni2+ 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

54 Ni + Fe2 + Fe + Ni2+ 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. 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

55 Ni + Fe2+  Fe + Ni2+ Dessa forma, como a reação não ocorreu, não teremos agente oxidante nem agente redutor. 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

56 Vejamos se você está por dentro:
Indique se as reações a seguir ocorrem ou não. Em caso afirmativo, você deverá assinalar o agente oxidante e o agente redutor. Ok? Então vamos lá....

57 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 Sr + Ca2+  Sr2+ + Ca Ocorre Não ocorre

58 Clique em cima do agente oxidante:
Sr + Ca2+  Sr2+ + Ca Ca Ca2+ Sr2+ Sr

59 Clique em cima do agente redutor:
Sr + Ca2+  Sr2+ + Ca Sr Ca Ca2+ Sr2+

60 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 Fe + Na+  Fe2+ + Na Ocorre Não ocorre

61 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 Zn2+ + Mg  Mg2+ + Zn Ocorre Não ocorre

62 Clique em cima do agente oxidante:
Zn2+ + Mg  Mg2+ + Zn Mg Zn Zn+2 Mg+2

63 Clique em cima do agente redutor:
Zn2+ + Mg  Mg2+ + Zn Mg Zn Zn+2 Mg+2

64 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 Cu2+ + Ag  Ag+ + Cu Ocorre Não ocorre

65 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 Mn2+ + Al  Al3+ + Mn Ocorre Não ocorre

66 Clique em cima do agente oxidante:
Mn2+ + Al  Al3+ + Mn Mn Al Al+3 Mn+2

67 Clique em cima do agente redutor:
Mn2+ + Al  Al3+ + Mn Mn Al Al+3 Mn+2

68 Prepara-se uma solução de sulfato de zinco – ZnSO4
Prepara-se uma solução de sulfato de zinco – ZnSO4. A seguir, são mergulhadas nessa solução três lâminas: uma de níquel (Ni), outra de prata (Ag) e a terceira de magnésio (Mg). Qual(is) dessas lâminas fica(m) recoberta(s) de zinco?

69 Mg Ni ZnSO4 Ag

70 Clique na figura ao lado e veja a resposta.
Qual a equação química correspondente a essa deposição? Clique na figura ao lado e veja a resposta.

71 Deposita-se na lâmina Elétrons Mg Zn2+  Zn Mg2+ lâmina Solução Passa para a solução

72 Em qual das soluções aquosas seguintes um prego de ferro não sofre deposição metálica?

73 Para se armazenar uma solução de sulfato de níquel II – NiSO4 , quais dos metais podem ser utilizados com essa finalidade?

74 Uma solução contém íons Mn2+ e outra, íons Sn2+
Uma solução contém íons Mn2+ e outra, íons Sn2+. Mergulha-se em cada uma delas uma placa de um mesmo metal e observa-se que ocorre deposição metálica na segunda, mas não ocorre na primeira solução. Esse fato mostra que o metal da placa pode ser:

75 Considere as seguintes soluções aquosas: CuSO4, FeSO4 e AgNO3
Considere as seguintes soluções aquosas: CuSO4, FeSO4 e AgNO3. Em cada uma delas mergulha-se um pedaço de chumbo (Pb). Em qual solução não haverá deposição metálica?

76 Podemos utilizar as reações em que ocorre transferência de elétrons (ou seja, reações de oxirredução) para obter uma corrente elétrica, que é caracterizada por um movimento ordenado de elétrons. Essa corrente pode ser obtida através de dispositivos chamados pilhas (ou células eletroquímicas).

77 Vejamos, então, como conseguir uma corrente elétrica usando uma reação que já conhecemos:
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu No estudo da deposição metálica, vimos que a barra de zinco estava em contato direto com os cátions Cu2+ situados ao seu redor.

78 Desse modo, os elétrons que saíam da barra rumo aos íons Cu2+ tinham um movimento desordenado, sem um direcionamento definido. Assim, como ainda não existia um movimento ordenado de elétrons, uma corrente elétrica não poderia ser caracterizada.

79 Porém, se o zinco fornecer elétrons aos cátions Cu2+ através de um fio elétrico, uma corrente elétrica pode ser obtida.

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81 Vamos descrever parte a parte esse processo:
Essa montagem constitui uma pilha conhecida como pilha de Daniell (John Frederic Daniell ( ), químico inglês. Teve como ponto importante a substituição das soluções ácidas nas pilhas, que produziam gases tóxicos, pelas soluções de sais. Vamos descrever parte a parte esse processo:

82 Eletrodo: é o conjunto formado pela placa metálica e pela solução.
No caso anterior, a placa de cobre e a solução de sulfato de cobre II formariam o eletrodo de cobre. A placa de zinco e a solução de sulfato de zinco formariam o outro eletrodo.

83 Anodo: é o eletrodo que emite elétrons para o circuito externo; constituí o pólo negativo da pilha.
Catodo: é o eletrodo que recebe elétrons do circuito externo; constitui o pólo positivo da pilha.

84 ânodo cátodo

85 No anodo, a barra metálica diminui sua massa, enquanto a solução aumenta a concentração.
Podemos explicar da seguinte forma: Os átomos da barra metálica passam para a solução na forma de cátions. Cada átomo, ao passar para a solução, deixa elétrons na barra. Dessa forma, a barra metálica perde elétrons e a solução aumenta a concentração.

86 Zn  Zn2+ + 2e Zn Zn2+

87 Zn  Zn2+ + 2e Zn Zn2+

88 Semi-reação de oxidação
Ficam na barra Zn  Zn2+ + 2e Passa para a solução. Da barra

89 No catodo, a barra metálica aumenta sua massa, enquanto a solução diminui a concentração.
Podemos explicar da seguinte forma: Os elétrons deixados na barra metálica do anodo percorrem o circuito externo e chegam à barra do catodo. Se colocarmos um amperímetro no circuito externo, ele acusará o fluxo de elétrons. É esse fluxo de elétrons que acende a lâmpada.

90 Os elétrons que chegam à barra metálica do catodo, proveniente da barra metálica do anodo, atraem os íons existentes na solução. Esses íons, em contato com a barra metálica, recebem esses elétrons e se convertem em átomos da barra metálica, que ficam depositados na própria barra. Dessa forma, a barra metálica ganha massa e a solução diminui a concentração.

91 Cu2+ + 2e  Cu Cu Cu2+

92 Cu2+ + 2e  Cu Cu Cu2+

93 Semi-reação de redução
Fica na barra Cu e  Cu Da barra Da solução

94 Zn  Zn2+ + 2e Cu2+ + 2e  Cu Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
A soma das equações correspondentes às semi-reações fornecerá a equação química global da pilha Zn  Zn e Cu e  Cu Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu

95 O tubo de vidro acoplado à aparelhagem da pilha é chamado de ponte salina, cuja função é manter o equilíbrio das cargas positivas e negativas entre as duas soluções. É por meio desse tubo que o excesso de cátions do anodo será transferido para o cátodo para anular o excesso de ânions do catodo.

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97 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo positivo?

98 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai diminuir?

99 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o catodo?

100 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se dilui?

101 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai aumentar?

102 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo negativo?

103 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se dilui?

104 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o anodo?

105 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai diminuir?

106 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo negativo?

107 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se concentra?

108 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o anodo?

109 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai aumentar?

110 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o catodo?

111 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se concentra?

112 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons
Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo positivo?

113 Por que o metal zinco é que perde elétrons e o metal cobre é quem os recebe?
Para que possamos responder a essa pergunta, é importante que tenhamos os conceitos de potencial de oxidação e de redução. Vejamos...

114 E representados pelo símbolo EO.
Inicialmente, os potenciais de oxidação e de redução são medidos em volt (V) – homenagem ao cientista Alessandro Volta, que, em 1800, construiu a primeira pilha elétrica, empilhando discos de cobre e zinco, alternadamente, separados por pedaços de tecidos embebidos em solução de ácido sulfúrico. E representados pelo símbolo EO.

115 Potencial de oxidação Eoxi : indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da oxidação. Potencial de redução Ered : indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da redução.

116 Para medir o potencial do eletrodo, escolheu-se como padrão o eletrodo de hidrogênio (constituído por uma solução 1 mol/L de ácido, pelo qual passa um fluxo de gás hidrogênio, à pressão constante de 1 atm, e o sistema está a 25OC. Uma lâmina de platina estabelece o contato entre o eletrodo e o circuito externo e facilita a reação de oxirredução do hidrogênio, pois absorve o gás em sua superfície.

117 A esse eletrodo padrão associou-se o valor de potencial nulo.
Então, para medir o potencial de um eletrodo, basta ligá-lo ao eletrodo padrão em uma montagem semelhante à pilha de Daniell. Construiu-se assim uma tabela de potenciais-padrão em solução aquosa.

118 A IUPAC recomenda escrever a equação no sentido da redução e considera que EO é o potencial de redução. e + Li+  Li EO = -3,05V Invertendo a equação, teremos o correspondente fenômeno de oxidação: Li  Li+ + e EO = +3,05V

119 É bom lembrar que, multiplicando-se as equações por um número qualquer, os valores do EO não se alteram. 2e + 2Li+  2Li EO = -3,05V 3Li  3Li+ + 3e EO = +3,05V

120 Ninguém é obrigado a decorar a seqüência das reações nessa tabela e muito menos os valores de EO, entretanto, é útil perceber a seqüência geral dos elementos químicos (embora apareçam algumas inversões).

121 Oxidantes mais fortes Metais alcalinos Redutores mais fortes Metais alcalino-terrosos Metais terrosos Metais comuns (Zn, Cr, Fe, Sn, Pb, etc) Hidrogênio (é o padrão) Metais nobres (Cu, Ag, Hg, Au) Halogênios

122 Chamaremos de potencial da pilha a diferença entre o maior e o menor potencial-padrão dos metais que formam a pilha. A expressão utilizada para o cálculo do potencial da pilha será:

123 A diferença fornecerá a informação da capacidade que uma pilha possui de produzir eletricidade, uma vez que quanto maior a diferença entre os potenciais de uma pilha, maior também será o tempo de duração da corrente elétrica gerada.

124 Vejamos o caso da pilha de Daniell
Vejamos o caso da pilha de Daniell. Retirando os dados da tabela de potenciais-padrão, temos: Zn  Zn e- EO = + 0,76V Cu  Cu e- EO = - 0,34V Veja que os dois estão em oxidação, então dá para concluir que o Zn sofrerá oxidação, pois apresenta o maior potencial de oxidação (+ 0,76).

125 Poderia ter retirado os dados da tabela de potenciais-padrão de forma inversa:
Zn e  Zn EO = - 0,76V Cu e  Cu EO = + 0,34V Veja que os dois estão em redução, então dá para concluir que o Cu sofrerá redução, pois apresenta o maior potencial de redução (+ 0,34).

126 Definido quem sofrerá oxidação e redução, basta escrever as equações
Definido quem sofrerá oxidação e redução, basta escrever as equações. Assim, para concluir, devemos somar as equações e também o valor do EO,cancelando os elétrons (ou balanceando a equação, se necessário). Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu EO =1,1V

127 De uma determinada pilha são conhecidas as semi-reações e seus respectivos potenciais-padrão de redução: Ag+ + 1e  Ag EO = +0,80V Pb2+ + 2e  Pb EO = -0,13V a) Qual a força eletromotriz da pilha? b) Qual a reação global que nela ocorre?

128 Resolvendo: Ag+ + 1e  Ag EO = +0,80V Pb2+ + 2e  Pb EO = -0,13V Veja que a Ag apresenta maior potencial de redução (+0,8V). Então teremos a Ag fazendo uma redução e o Pb, uma oxidação.

129 Ag+ + 1e  Ag EO = +0,80V Pb  Pb2+ + 2e EO = +0,13V Teremos que multiplicar a primeira equação por 2 para acertar os elétrons. 2Ag+ + 2e  2Ag EO=+0,80V Pb  Pb2+ + 2e EO=+0,13V 2Ag++Pb  2Ag+Pb EO=+0,93V

130 Teremos que multiplicar a primeira equação por 2 para acertar os elétrons.
2Ag+ + 2e  2Ag EO=+0,80V Pb  Pb2+ + 2e EO=+0,13V 2Ag++Pb  2Ag+Pb EO=+0,93V b) a)

131 E agora .... é hora de relaxar!!!!