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1 ELETROQUÍMICA. 2 REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA Transferência de grupos/átomos HCl + H 2 O ---> Cl - + H 3 O + Transferência de elétrons Cu(s) + 2 Ag + (aq)

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1 1 ELETROQUÍMICA

2 2 REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA Transferência de grupos/átomos HCl + H 2 O ---> Cl - + H 3 O + Transferência de elétrons Cu(s) + 2 Ag + (aq) ---> Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)

3 3 Reações de Transferência de Elétrons Reações de transferência de elétrons são reações de oxidação-redução ou redoxReações de transferência de elétrons são reações de oxidação-redução ou redox Reações redox podem resultar na geração de uma corrente elétrica ou podem ser causadas pela imposição de uma corrente elétrica.Reações redox podem resultar na geração de uma corrente elétrica ou podem ser causadas pela imposição de uma corrente elétrica. Portanto, este campo da química é denominado ELETROQUÍMICAPortanto, este campo da química é denominado ELETROQUÍMICA

4 4 Revisão da terminologia das reações redox OXIDAÇÃOperda de elétrons(s) por uma espécie; aumento do nox.OXIDAÇÃOperda de elétrons(s) por uma espécie; aumento do nox. REDUÇÃOganho de elétron(s); diminuição do nox.REDUÇÃOganho de elétron(s); diminuição do nox. AGENTE OXIDANTE aceptor de elétrons; a espécie é reduzida.AGENTE OXIDANTE aceptor de elétrons; a espécie é reduzida. AGENTE REDUTOR doador de elétrons; a espécie é oxidada.AGENTE REDUTOR doador de elétrons; a espécie é oxidada. OXIDAÇÃOperda de elétrons(s) por uma espécie; aumento do nox.OXIDAÇÃOperda de elétrons(s) por uma espécie; aumento do nox. REDUÇÃOganho de elétron(s); diminuição do nox.REDUÇÃOganho de elétron(s); diminuição do nox. AGENTE OXIDANTE aceptor de elétrons; a espécie é reduzida.AGENTE OXIDANTE aceptor de elétrons; a espécie é reduzida. AGENTE REDUTOR doador de elétrons; a espécie é oxidada.AGENTE REDUTOR doador de elétrons; a espécie é oxidada.

5 5 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO- REDUÇÃO Reação redox direta Os agentes oxidante e redutor estão em contato Cu(s) + 2 Ag + (aq) ---> Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)

6 6 Cobre + Íons Prata

7 7 Reações de Oxidação-Redução Reação redox indireta Uma bateria funciona através da transferência de elétrons, através de um fio externo, do agente redutor para o agente oxidante

8 8 Por quê estudar eletroquímica? BateriasBaterias CorrosãoCorrosão Produção industrial de insumos como Cl 2, NaOH, F 2 e AlProdução industrial de insumos como Cl 2, NaOH, F 2 e Al Reações redox biológicasReações redox biológicas O grupo HEME

9 9 Células Eletroquímicas Um aparelho que permite que uma reação redox ocorra pela transferência de elétrons através de uma conexão externa.Um aparelho que permite que uma reação redox ocorra pela transferência de elétrons através de uma conexão externa. Reação produto-favorecida --- > célula voltaica ou galvânica - ---> corrente elétricaReação produto-favorecida --- > célula voltaica ou galvânica - ---> corrente elétrica Reação reagente-favorecida --- > célula eletrolítica ---> corrente elétrica usadas para causar uma mudançaReação reagente-favorecida --- > célula eletrolítica ---> corrente elétrica usadas para causar uma mudança Baterias são células voltaicas

10 10 AnodoCatodo Conceitos Básicos de Células Eletroquímicas

11 11 MUDANÇA QUÍMICA ---> CORRENTE ELÉTRICA Com o tempo, o Cu se deposita na peça de Zn, e o Zn desaparece. Zn é oxidado e é o agente redutor Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e-Zn é oxidado e é o agente redutor Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e- Cu 2+ é reduzido e é o agente oxidante Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s)Cu 2+ é reduzido e é o agente oxidante Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s)

12 12 Oxidação: Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e- Redução: Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + Cu(s) Elétrons são transferidos do Zn ao Cu 2+, mas não há corrente útil. MUDANÇA QUÍMICA ---> CORRENTE ELÉTRICA

13 13 Para se obter corrente útil, nós separamos os agentes oxidante e redutor, de forma que a transferência de elétrons ocorra através de um fio.Para se obter corrente útil, nós separamos os agentes oxidante e redutor, de forma que a transferência de elétrons ocorra através de um fio. MUDANÇA QUÍMICA ---> CORRENTE ELÉTRICA Consegue-se isto em uma célula GALVÂNICA ou VOLTAICA. Um agrupamento destas células é denominado bateria.

14 14 Os elétrons viajam através de um fio externo. Uma Ponte Salina permite que os ânions e cátions se movam através dos compartimentos (eletrodos).Uma Ponte Salina permite que os ânions e cátions se movam através dos compartimentos (eletrodos). Os elétrons viajam através de um fio externo. Uma Ponte Salina permite que os ânions e cátions se movam através dos compartimentos (eletrodos).Uma Ponte Salina permite que os ânions e cátions se movam através dos compartimentos (eletrodos). Zn --> Zn e- Cu e- --> Cu <--ÂnionsCátions--> OxidaçãoAnodoNegativoOxidaçãoAnodoNegativo ReduçãoCatodoPositivoReduçãoCatodoPositivo

15 15 A Célula Cu|Cu 2+ e Ag|Ag +

16 16 Célula Eletroquímica Os elétrons se movem do anodo para o catodo no fio. Os ânions e cátions se movem através da ponte salina.

17 17 Anodo, local da oxidação, negativo Catodo, local da redução, positivo

18 18 Termos Usados Para Células Voltaicas Figure 20.3

19 19 E em Condiçoes Não-Padrão A EQUAÇÃO DE NERNSTA EQUAÇÃO DE NERNST E = potencial sob condições não-padrãoE = potencial sob condições não-padrão n = no. de elétrons trocadosn = no. de elétrons trocados ln = log neperianoln = log neperiano Se [P] e [R] = 1 mol/L, então E = E˚Se [P] e [R] = 1 mol/L, então E = E˚ Se [R] > [P], então E é maior que E˚Se [R] > [P], então E é maior que E˚ Se [R] < [P], então E é menor que E˚Se [R] < [P], então E é menor que E˚

20 20 POTENCIAL DE CÉLULA, E Os elétrons são movidos do anodo para o catodo por uma força eletromotriz, ou fem.Os elétrons são movidos do anodo para o catodo por uma força eletromotriz, ou fem. Para a célula Zn/Cu, isto é indicado por uma voltagem de 1,10 V a 25 ˚C e quando [Zn 2+ ] e [Cu 2+ ] = 1,0 M.Para a célula Zn/Cu, isto é indicado por uma voltagem de 1,10 V a 25 ˚C e quando [Zn 2+ ] e [Cu 2+ ] = 1,0 M. Zn e Zn 2+, anodo Cu e Cu 2+, catodo 1.10 V 1.0 M

21 21 POTENCIAL DA CÉLULA, E Para a célula Zn/Cu, o potencial é +1,10 V a 25 ˚C e quando [Zn 2+ ] e [Cu 2+ ] = 1,0 M.Para a célula Zn/Cu, o potencial é +1,10 V a 25 ˚C e quando [Zn 2+ ] e [Cu 2+ ] = 1,0 M. Este é o POTENCIAL PADRÃO DA CÉLULA, E oEste é o POTENCIAL PADRÃO DA CÉLULA, E o Uma medida quantitativa da tendência dos reagentes irem aos produtos quando todos estão em seus estados padrão a 25 ˚C.Uma medida quantitativa da tendência dos reagentes irem aos produtos quando todos estão em seus estados padrão a 25 ˚C.

22 22 Calculando a Voltagem da Célula Semi-reações balanceadas podem ser somadas para dar a equação global balanceada.Semi-reações balanceadas podem ser somadas para dar a equação global balanceada. Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e- Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + Cu(s) Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e- Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + Cu(s) Se conhecermos E o para cada semi- reação, podemos obter E o para a reação global.

23 23 POTENCIAIS DE CÉLULA, E o CÉLULA PADRÃO DE HIDROGÊNIO, SHE. Não é possível medir o potencial de semi-reação diretamente. Portanto, medimos contra a CÉLULA PADRÃO DE HIDROGÊNIO, SHE. 2 H + (aq, 1 M) + 2e- H 2 (g, 1 atm) E o = 0.0 V

24 24 Meia-célula Zn/Zn 2+ conectada a SHE. E o pára a célula = V Meia-célula Zn/Zn 2+ conectada a SHE. E o pára a célula = V Eletrodo negativo Doador de elétrons Aceptor de elétrons Eletrodo positivo 2 H + + 2e- --> H 2 ReduçãoCatodo Zn --> Zn e- OxidaçãoAnodo

25 25 Redução de H + por Zn

26 26 A reação global é a redução do H + pelo metal Zn. Zn(s) + 2 H + (aq) --> Zn 2+ + H 2 (g) E o = +0,76 V Portanto, E o para Zn ---> Zn 2+ (aq) + 2e- é +0,76 V Zn é um agente redutor melhor do que H 2.

27 27 Célula Cu/Cu 2+ e H 2 /H + E o = +0,34 V Aceptor de elétrons Doador de elétrons Cu e- --> Cu ReduçãoCatodo H 2 --> 2 H + + 2e- OxidaçãoAnodo Positivo Negativo

28 28 Célula Cu/Cu 2+ e H 2 /H + A reação global é a redução do Cu 2+ pelo gás H 2. Cu 2+ (aq) + H 2 (g) ---> Cu(s) + 2 H + (aq) E o medido = +0,34 V Portanto, E o para Cu e- ---> Cu é V

29 29 Célula Eletroquímica Zn/Cu Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + 2e-E o = +0,76 V Cu 2+ (aq) + 2e- ---> Cu(s)E o = +0,34 V Cu 2+ (aq) + Zn(s) ---> Zn 2+ (aq) + Cu(s) E o (calcd) = +1,10 V Catodo, positivo, dreno de elétrons Anodo, negativo, fonte de elétrons +

30 30 Representação de uma Célula Eletroquímica Zn(s)|Zn 2+ (aq)||Cu 2+ (aq)|Cu(s) Um eletrodo é representado por | A ponte salina é representada por || Outro exemplo: Pt(s)|H 2 (g)|H + (aq)||Fe 3+ (aq)|Fe 2+ (aq)|Pt(s) Corresponde a uma célula que tem um eletrodo de hidrogênio à esquerda, e um eletrodo ferro(II)-ferro(III) à direita

31 31 Usos dos Valores de E o Organizar as semi- reações através de sua habilidade relativa para atuar como agentes oxidantes.Organizar as semi- reações através de sua habilidade relativa para atuar como agentes oxidantes. Valores TabeladosValores Tabelados Usar estes valores para prever potenciais de célula e a direção de reações redox.Usar estes valores para prever potenciais de célula e a direção de reações redox.

32 32 TABELA DE POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO 2 E o (V) Cu e- Cu H + + 2e- H0.00 Zn e- Zn-0.76 Poder oxidante do íon Poder redutor do elemento

33 33 Escala de Potenciais Para Semi-Reações de Redução.

34 34

35 35 Usando Potenciais Padrão, E o Qual é o melhor agente oxidante: O 2, H 2 O 2, ou Cl 2 ? H 2 O 2 Qual é o melhor agente redutor: Hg, Al, ou Sn? Al

36 36 Potenciais Redox Padrão, E o Cu e- Cu +0, H + 2e- H 2 0,00 Zn e- Zn -0,76 Regra noroeste-sudeste: reações produto- favorecidas ocorrem entre um agente redutor no canto sudeste (anodo) e um agente oxidante no canto noroeste (catodo). Qualquer substância à direita irá reduzir qualquer substância mais alta do que ela à esquerda.

37 37 Potenciais Redox Padrão, E o Qualquer substância à direita irá reduzir qualquer substância mais alta do que ela à esquerda. Zn pode reduzir H + and Cu 2+.Zn pode reduzir H + and Cu 2+. H 2 pode reduzir Cu 2+ mas não Zn 2+H 2 pode reduzir Cu 2+ mas não Zn 2+ Cu não pode reduzir H + ou Zn 2+.Cu não pode reduzir H + ou Zn 2+.

38 38 Usando Potenciais Padrão, E o Em que direção as seguintes reações irão prosseguir?Em que direção as seguintes reações irão prosseguir? Cu(s) + 2 Ag + (aq) ---> Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)Cu(s) + 2 Ag + (aq) ---> Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s) 2 Fe 2+ (aq) +2 Fe 2+ (aq) + Sn 2+ (aq) ---> 2 Fe 3+ (aq) + Sn(s) Qual é E o total para a reação global?

39 39 Potenciais Redox Padrão, E o E˚ total = distância da semi-reação de cima (catodo) para a semi-reação de baixo (anodo) E˚ total = E˚ catodo - E˚ anodo E o total para a reação Cu/Ag + = V

40 40 Cd --> Cd e- ou Cd e- --> Cd Fe --> Fe e- ou Fe e- --> Fe E o Para Uma Célula Voltaica Todos os ingredientes estão presentes. Em que direção a reação prossegue?

41 41 Da tabela, temos Fe é um agente redutor melhor do que Cd (seu potencial de redução é mais negativo)Fe é um agente redutor melhor do que Cd (seu potencial de redução é mais negativo) Cd 2+ é um agente oxidante melhor do que Fe 2+Cd 2+ é um agente oxidante melhor do que Fe 2+ E o Para Uma Célula Voltaica Reação global Fe + Cd > Cd + Fe 2+ E o = E˚ catodo - E˚ anodo = (-0,40 V) - (-0,44 V) = +0,04 V Fe e - Fe E o = -0,44 V Cd e - Cd E o = -0,40 V

42 42 Mais Sobre o Cálculo de Potenciais de Célula Assuma que o íon I - é capaz de reduzir a água. 2 H 2 O + 2e- ---> H OH - Catodo 2 I - ---> I 2 + 2e- Anodo I H 2 O --> I OH - + H 2 2 H 2 O + 2e- ---> H OH - Catodo 2 I - ---> I 2 + 2e- Anodo I H 2 O --> I OH - + H 2 Considerando que a reação ocorre da forma como foi escrita, E˚ total = E˚ catodo - E˚ anodo = (-0,828 V) - (+0,535 V) = -1,363 V E˚ negativo significa que a reação ocorre no sentido oposto.

43 43 E˚ tem relação com G? SIM!

44 44 Mas esse tal de Cicinho chuta bem, não?? Com certeza!

45 45 Michael Faraday Originou os termos anodo, catodo, ânion, cátion, eletrodo. Descobridor de: EletróliseEletrólise Ppd. magnéticas da matériaPpd. magnéticas da matéria Indução eletromagnéticaIndução eletromagnética Benzeno e outras substâncias químicas.Benzeno e outras substâncias químicas. Era um professor popular entre os alunos.

46 46 E o e G o E o está relacionado a G o, a variação de energia livre para a reação. G o = - n F E o onde F = constante de Faraday = 9,6485 x 10 4 J/Vmol e n é o número de mols de elétrons tranferidos. Michael Faraday

47 47 E o e G o G o = - n F E o Para uma reação produto-favorecida Reagentes ----> Produtos Reagentes ----> Produtos G o 0 E o é positivo Para uma reação reagente-favorecida Reagentes <---- Produtos Reagentes <---- Produtos G o > 0 e portanto E o 0 e portanto E o < 0 E o é negativo

48 48 E em Condiçoes Não-Padrão A EQUAÇÃO DE NERNSTA EQUAÇÃO DE NERNST E = potencial sob condições não-padrãoE = potencial sob condições não-padrão n = no. de elétrons trocadosn = no. de elétrons trocados ln = log neperianoln = log neperiano Se [P] e [R] = 1 mol/L, então E = E˚Se [P] e [R] = 1 mol/L, então E = E˚ Se [R] > [P], então E é maior que E˚Se [R] > [P], então E é maior que E˚ Se [R] < [P], então E é menor que E˚Se [R] < [P], então E é menor que E˚


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