Disciplina: MAF – 2130 Química aplicada às engenharias Prof. Dr. Julio Cesar Queiroz de Carvalho Pontifícia Universidade Católica.

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1 Disciplina: MAF – 2130 Química aplicada às engenharias Prof. Dr. Julio Cesar Queiroz de Carvalho jcqcarvalho@gmail.com Pontifícia Universidade Católica de Goiás Av. Universitária 1.440, Setor Universitário Goiânia-GO, CEP: 74605-010 Fone: +55 62 3946-1000

2 Aula 8 Fase metálica e suas propriedades: Eletroquímica Aula 8 Fase metálica e suas propriedades: Eletroquímica

3 Processos de “Oxidação” e “Redução” Minério de Ferro Fe 2 O 3 Minério de Ferro Fe 2 O 3 Ferro Industrial Fe Ferro Industrial Fe

4 Processos de “Oxidação” e “Redução” Fe + 1/2O 2 + H 2 O  Fe 2+ + 2OH -  Fe(OH) 2 Etapa 1 2Fe(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O  2Fe(OH) 3 Etapa 2 Ferrugem Fe(OH) 3 Ferrugem Fe(OH) 3

5 Processos de “Oxidação” e “Redução” Fio de Cobre em solução de AgNO 3 Dias depois Fio de Cobre em solução de AgNO 3 Dias depois Fio de Cobre em solução de AgNO 3 semanas depois Fio de Cobre em solução de AgNO 3 semanas depois Íons de prata em solução Superfície do fio de cobre Cu 2+

6 Reações de Oxirredução – Princípios da Eletroquímica Zn (s)  Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e -  Cu (s) Semi-reações Eletrodos Catodo Anodo Oxidação Redução Cu 2+ + Zn (s)  Zn 2+ + Cu (s)

7 Potenciais de eletrodo Zn (s)  Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e -  Cu (s)  V 0 = V red + V oxi  V 0 = 0,34 + 0,76  V 0 = 1,1 V

8 Exemplo 1 Metade de uma pilha eletroquímica consiste em um eletrodo de níquel puro em uma solução de íons Ni 2+ ; a outra metade é composta por um eletrodo de cádmio imerso em uma solução de íons Cd 2+. Se a pilha é uma pilha-padrão, escreva a reação global espontânea e calcule a tensão gerada.

9 Reações de “Oxirredução” ou “Redox” Princípios de Eletroquímica Cu 2+ + Zn 0 (s)  Zn 2+ + Cu 0 (s) Reação de Redução Eletrodeposição de Cobre Reação de Oxidação Corrosão do Zinco Envolve o conceito de “Número de Oxidação – Nox” dos elementos, referente a carga líquida do átomo.

10 Determinando o Nox de um elemento 1. Cada átomo em um elemento (ou substância simples) apresenta “nox” igual a zero. (Cu, I 2, S 8 é zero); 2. Para íons monoatômicos, o “nox” é igual a carga do íon. (Mg 2+ é +2); 3. O flúor sempre tem nox -1 em compostos com outros elementos; 4. Cl, Br e I, sempre tem nox -1 em compostos, exceto quando combinado com oxigênio ou flúor. (NaCl – nox Cl é -1 e nox Na é +1(grupo 1A). Porém no íon ClO -, nox Cl é +1 e nox O é -2); 5. O nox do H é +1 e do O é -2 na maioria de seus compostos. Exceções: CaH 2 – nox H é -1; H 2 O 2 – nox O é -1; 6. A soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro deve ser zero; em um íon poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon. H 2 ClO 4 – atribui-se nox +1 para H e -2 para O, isso significa que o noxCl será +7.

11 Os números de oxidação são reais? Com exceção dos íons monoatômicos Cl - ou o Na +, a resposta é NÃO! Carga de O = -0,4 Carga de H = +0,2 O nox fornece um meio de dividir os elétrons em uma molécula ou íon. Em reações Redox usamos para distinguir os agentes oxidantes e redutores

12 Exemplo 2 Determine o número de oxidação do elemento indicado em cada um dos seguintes compostos ou íons: (a)Alumínio no óxido de alumínio, Al 2 O 3 (b)Fósforo no ácido fosfórico, H 3 PO 4 (c)Enxofre no íon sulfato, (SO 4 ) 2- (d)Cada átomo de Cr no íon dicromato, (Cr 2 O 7 ) 2-

13 Exemplo 3 Decida quais das seguintes reações são reações de oxirredução. Em cada caso, explique a sua escolha e identifique os agentes oxidante e redutor: (a)NaOH(aq) + HNO3(aq)  NaNO3(aq) + H2O(l) (b)Cu(s) + Cl2(g)  CuCl2(s) (c)Na2CO3(aq) + HClO4(aq)  CO2(g) + H2O(l) + 2NaClO4(aq)