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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.

57 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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....

58 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Sr + Ca 2+  Sr 2+ + Ca OcorreNão ocorre 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

59 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Sr + Ca 2+  Sr 2+ + Ca Ca 2+ Sr Clique em cima do agente oxidante: Ca Sr 2+

60 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Sr + Ca 2+  Sr 2+ + Ca Sr Sr 2+ Clique em cima do agente redutor: Ca Ca 2+

61 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Fe + Na +  Fe 2+ + Na OcorreNão ocorre 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

62 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn 2+ + Mg  Mg 2+ + Zn OcorreNão ocorre 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

63 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn 2+ + Mg  Mg 2+ + Zn Zn +2 Zn Clique em cima do agente oxidante: Mg Mg +2

64 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn 2+ + Mg  Mg 2+ + Zn Zn +2 Zn Clique em cima do agente redutor: Mg Mg +2

65 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu 2+ + Ag  Ag + + Cu OcorreNão ocorre 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

66 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Mn 2+ + Al  Al 3+ + Mn OcorreNão ocorre 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

67 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Mn 2+ + Al  Al 3+ + Mn Al +3 Al Clique em cima do agente oxidante: Mn Mn +2

68 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Mn 2+ + Al  Al 3+ + Mn Al +3 Al Clique em cima do agente redutor: Mn Mn +2

69 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Prepara-se uma solução de sulfato de zinco – ZnSO 4. 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?

70 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 ZnSO 4 Mg Ni Ag

71 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Qual a equação química correspondente a essa deposição? Clique na figura ao lado e veja a resposta.

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

73 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Em qual das soluções aquosas seguintes um prego de ferro não sofre deposição metálica?

74 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Para se armazenar uma solução de sulfato de níquel II – NiSO 4, quais dos metais podem ser utilizados com essa finalidade?

75 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Uma solução contém íons Mn 2+ e outra, íons Sn 2+. 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:

76 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Considere as seguintes soluções aquosas: CuSO 4, FeSO 4 e AgNO 3. Em cada uma delas mergulha-se um pedaço de chumbo (Pb). Em qual solução não haverá deposição metálica?

77 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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).

78 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Vejamos, então, como conseguir uma corrente elétrica usando uma reação que já conhecemos: Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu No estudo da deposição metálica, vimos que a barra de zinco estava em contato direto com os cátions Cu 2+ situados ao seu redor.

79 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Desse modo, os elétrons que saíam da barra rumo aos íons Cu 2+ 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.

80 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Porém, se o zinco fornecer elétrons aos cátions Cu 2+ através de um fio elétrico, uma corrente elétrica pode ser obtida.

81 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005

82 pilha de Daniell pilha de Daniell 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.pilha de Daniell Vamos descrever parte a parte esse processo:

83 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005  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.

84 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005  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.

85 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 ânodo cátodo

86 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

87 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn  Zn e Zn Zn 2+

88 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn  Zn e Zn Zn 2+

89 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Zn  Zn e Semi-reação de oxidação Da barra Passa para a solução. Ficam na barra

90 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

91 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

92 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu e  Cu Cu Cu 2+

93 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu e  Cu Cu Cu 2+

94 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Cu e  Cu Semi-reação de redução Da solução Da barra Fica na barra

95 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A soma das equações correspondentes às semi-reações fornecerá a equação química global da pilha Zn  Zn e Cu e  Cu Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu

96 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

97 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005

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

99 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai diminuir?

100 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o catodo?catodo

101 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se dilui?

102 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai aumentar?

103 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo negativo?pólo negativo

104 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se dilui?

105 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o anodo?anodo

106 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai diminuir?

107 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo negativo?pólo negativo

108 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se concentra?

109 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o anodo?anodo

110 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual lâmina vai aumentar?

111 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o catodo?catodo

112 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Que solução se concentra?

113 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Observe o esquema da pilha e o sentido dos elétrons. Qual eletrodo constitui o pólo positivo?pólo positivo

114 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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...

115 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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 E O.

116 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Potencial de oxidação E oxi : indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da oxidação. Potencial de redução E red : indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da redução.

117 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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 25 O C. 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.

118 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

119 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 A IUPAC recomenda escrever a equação no sentido da redução e considera que E O é o potencial de redução. e + Li +  Li E O = -3,05V Invertendo a equação, teremos o correspondente fenômeno de oxidação: Li  Li + + e E O = +3,05V

120 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 É bom lembrar que, multiplicando-se as equações por um número qualquer, os valores do E O não se alteram. 2e + 2Li +  2Li E O = -3,05V 3Li  3Li + + 3e E O = +3,05V

121 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Ninguém é obrigado a decorar a seqüência das reações nessa tabela e muito menos os valores de E O, entretanto, é útil perceber a seqüência geral dos elementos químicos (embora apareçam algumas inversões).

122 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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

123 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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:

124 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 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.

125 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Vejamos o caso da pilha de Daniell. Retirando os dados da tabela de potenciais-padrão, temos: Zn  Zn e - E O = + 0,76V Cu  Cu e - E O = - 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).

126 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Poderia ter retirado os dados da tabela de potenciais-padrão de forma inversa: Zn e  Zn E O = - 0,76V Cu e  Cu E O = + 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).

127 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Definido quem sofrerá oxidação e redução, basta escrever as equações. Assim, para concluir, devemos somar as equações e também o valor do  E O,cancelando os elétrons (ou balanceando a equação, se necessário). Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu  E O =1,1V

128 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 De uma determinada pilha são conhecidas as semi-reações e seus respectivos potenciais-padrão de redução: Ag + + 1e  AgE O = +0,80V Pb e  PbE O = -0,13V a)Qual a força eletromotriz da pilha? b)Qual a reação global que nela ocorre?

129 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Resolvendo: Ag + + 1e  AgE O = +0,80V Pb e  PbE O = -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.

130 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Ag + + 1e  AgE O = +0,80V Pb  Pb e E O = +0,13V Teremos que multiplicar a primeira equação por 2 para acertar os elétrons. 2Ag + + 2e  2Ag E O =+0,80V Pb  Pb e E O =+0,13V 2Ag + +Pb  2Ag+Pb 2+ E O =+0,93V

131 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005 Teremos que multiplicar a primeira equação por 2 para acertar os elétrons. 2Ag + + 2e  2Ag E O =+0,80V Pb  Pb e E O =+0,13V 2Ag + +Pb  2Ag+Pb 2+ E O =+0,93V a) b)

132 Prof a Dr a Silvania Maria NettoOUT 2005


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