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