Prof a Dr a Silvania Maria Netto OUT 2005

Profa Dra Silvania Maria Netto
OUT 2005
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.
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Quanto
às
reações
que
produzem
corrente
elétrica,
serão
estudadas
suas
características por meio do
funcionamento de aparelhos
conhecidos como pilhas e
baterias.
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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.
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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.
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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.
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Tais
processos
globalmente
foram
denominados
reações de oxirredução (ou
oxi-red ou redox).
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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).
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Oxidação
Aumento
do número
de oxidação
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Perda
de elétrons
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Podemos
representar
uma
equação
de
oxidação
da
seguinte forma:
Zn  Zn2+ + 2e
Ag  Ag+ + 1e
H2 
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+
2H
+ 2e
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Redução
Diminuição
do número
de oxidação
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Ganho
de elétrons
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Podemos
representar
uma
equação de redução da seguinte
forma:
Al3+ + 3e  Al
2H+ + 2e H2
Cl2 + 2e
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2Cl
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Vejamos se você está por dentro:
Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
Mg  Mg2+ + 2e
oxidação
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redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
+
2H
oxidação
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+ 2e H2
redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
Zn 
oxidação
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2+
Zn
+ 2e
redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
Cl2 + 2e
oxidação
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2Cl
redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
Ag 
oxidação
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+
Ag
+ 1e
redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
Ca 
oxidação
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2+
Ca
+ 2e
redução
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Classifique a reação, clicando no
ícone correto:
3+
Al
oxidação
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+ 3e  Al
redução
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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.
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Mergulhamos a lâmina de zinco na
solução de sulfato de cobre II;
agora,
observemos
atentamente
o
durante
sistema
alguns
minutos. Veremos que com o passar
do tempo a lâmina e a solução
mudam de cor.
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Retirando a lâmina de zinco da
solução, verificamos que a parte que
estava submersa está recoberta por
uma
fina
camada
vermelhoamarelada
–
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+.
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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
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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+
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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:
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Elétrons
Deposita-se
na lâmina
Zn + Cu2+  Cu + Zn2+
lâmina Solução
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Passa para a
solução
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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+.
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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.
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Cu + Zn2+  não ocorre a reação.
Isso quer dizer que o Cu não cede
elétrons ao Zn2+.
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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.
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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.
2Al + 3Zn2+  2Al3+ + 3Zn
A melhor forma é inverter os
números. Coloque 2 no alumínio e 3
no zinco. Agora já está balanceada.
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Elétrons
Deposita-se
na lâmina
2Al + 3Zn2+  3Zn + 2Al3+
lâmina Solução
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Passa para a
solução
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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
2+
elétrons ao Zn .
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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.
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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
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Elétrons
Deposita-se
na lâmina
Cu + 2Ag+  2Ag + Cu2+
lâmina Solução
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Passa para a
solução
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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+.
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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.
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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
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2+
Zn .
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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).
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O receptor de elétrons é chamado
oxidante
Quanto
ou
maior
agente
a
oxidante.
facilidade
em
receber elétrons, mais forte é o
oxidante e mais facilmente ele
se
reduz (ou seja, ganha elétrons).
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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.
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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.
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Podemos dispor esses metais em
uma seqüência que indique a
preferência em ceder elétrons, ou,
como é chamada, uma série de
reatividade química.
e-
eAl
Zn
Cu
eProfa Dra Silvania Maria Netto
ee-
Ag
eOUT 2005
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-
Al
Zn
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e-
Cu
Ag
OUT 2005
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
eProfa Dra Silvania Maria Netto
Ag
eOUT 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 Al3+ e ao Zn2+ .
Al
Zn
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Cu
e-
Ag
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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.
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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:
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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