5-aula-eletroquimica
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Eletroquímica Nº de OXIDAÇÃO (NOX) e a TABELA PERIÓDICA Grupo 1 2 3 a 12 13 14 15 16 17 18 Elétrons CV 1 2 2 3 4 5 6 7 8 NOX +1 +2 variável +3 -4 +4 -3 +5 -2 +6 -1 +7 Oxirredução ENTIDADE IDENTIFICAÇÃO O QUE FAZ O QUE SOFRE Oxidante ganha e- (NOX) oxida o redutor redução Redutor perde e- (NOX) reduz o oxidante oxidação Todas as reações que têm substâncias simples são de oxirredução! 1- A respeito da reação: ZnO + C Zn + CO são feitas as seguintes afirmações: I – O carbono sofre oxidação e, portanto, é o agente redutor. II – O composto ZnO é o agente oxidante, pois contém o elemento que produz a oxidação. III – O número de oxidação do zinco varia de –2 para zero no processo. IV – O Zn recebe 2 elétrons, e seu número de oxidação passa de +2 para zero. As afirmativas corretas são: A) I e II apenas. B) I, II e III apenas. C) I, III e IV apenas. D) II e III apenas. XE) I, II e IV apenas. 2- (PUCRS) Um dos métodos empregados para remover a cor escura da superfície de objetos de prata consiste em envolvê-los em folha de alumínio e mergulhar o sistema am água fervente com sabão de coco (meio básico). A equação que representa a reação é: Al(s) + Ag2S(s) Al+3(aq) + S-2(aq) + Agº(s) Em relação à transformação ocorrida, assinale a afirmativa INCORRETA: A) O alumínio sofre oxidação e, portanto, é o agente redutor. B) O composto Ag2S é o agente oxidante, pois contém o elemento prata (Ag) que provoca a oxidação. C) A soma dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies químicas, após o balanceamento da equação, é igual a 16. D) O número de oxidação do Al varia de 0 para +3 no processo. XE) A prata doa elétrons, e seu número de oxidação passa de +1 para 0. Cobre metálico Zinco metálico Cu0 Zn0 reduzido reduzido CuSO4 ZnSO4 oxidado oxidado Cu+2 Zn+2 Potencial de redução Cada metal tem uma capacidade de dar elétrons diferentes. A medida dessa capacidade é chamada potencial de redução. O valor numérico do potencial de redução é medido pela voltagem da pilha do metal com o gás hidrogênio. (Ered = 0) eletrodo de hidrogênio A voltagem da pilha Zn e gás hidrogênio fornece o potencial de redução do zinco. Potencial de redução Zn Cu 2e- + Cu2+ → Cu 2e- + Zn2+ → Zn + 0,34 V - 0,76 V O zinco oxida (sofre corrosão) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 Cu + 2 HCl não ocorre HCl 3- Considere os metais com seus respectivos potenciais-padrão de redução: Al+3 + 3 e- Al Ered = - 1,66 V Zn+2 + 2 e- Zn Ered = - 0,76 V Fe+2 + 2 e- Fe Ered = - 0,44 V Cu+2 + 2 e- Cu Ered = + 0,34 V Hg+2 + 2 e- Hg Ered = + 0,85 V Analise as seguintes afirmativas: I- O melhor agente redutor é o Hg. II- O Al cede elétrons mais facilmente que o Zn. III- A reação Cu+2 + Hg Cu + Hg+2 não é espontânea. IV- O íon Al+3 recebe elétrons mais facilmente do que o íon Cu+2. V- Pode-se estocar, por longo prazo, uma solução de sulfato de ferro II num recipiente à base de cobre. A opção que contém somente afirmativas corretas é: A) I, II e IV B) II, III e IV C) III, IV e V XD) II, III e V E) I, II e III Eletroquímica Pilha Oxirredução ΔV = + C. elétrica Eletrólise ΔV = - Pilha de Daniell Cátodo ( + ) Ered Ânodo( - ) Ered Redução Cu2+ + 2e- →Cu0 ↑massa Cu ↓[Cu2+] Oxidação Zn0 →Zn2+ + 2e↓massa Zn ↑[Zn2+] SO42Zn2+ SO42- SO42- Zn2+ Zn2+ SO42- SO42SO42- Cálculo da d.d.p. (ΔV) 2e- + Cu2+ → Cu 2e- + Zn2+ → Zn + 0,34v - 0,76v ΔV= Ered(REDUZ) - Ered(OXIDA) ΔV = + 0,34 – (- 0,76) ΔV = + 1,10v Pilha seca ânodo: Zn 2 e- + Zn+2 cátodo: 2 MnO2 + 2 NH4+ + 2 e- Mn2O3 + 2 NH3 + H2O Célula de combustível ânodo: 2 H2 + 4 OH– 4 H2O + 4 e– cátodo: O2 + 2 H2O + 4 e– 4 OH– reação global: 2 H2 + O2 2 H2O (síntese da água) Eletrólise É a decomposição de uma substância utilizando-se a corrente elétrica. Trata-se de um processo não espontâneo . - cátions descarregam-se no cátodo sofrendo redução. - ânions descarregam-se no ânodo sofrendo oxidação. Eletrólise Ígnea e- Na Cl2 e- + Na+ Cl- 2Na+ + 2e →2Na 2Cl- →Cl2+ 2e Eletrólise Aquosa Há competição entre os íons do sal e os íons da água. CA C+ + A H2O H+ + OH Cátodo Não sofre redução: grupo 1, grupo 2 e Al+3 FORMA H2 (g) Ânodo Não sofre oxidação: Ânions oxigenados FFORMA O2 (g) Eletrólise Aquosa e- H2 e- Cl2 - + Na+ H+ ClOH- 2H+ + 2e →H2 2Cl- →Cl2+ 2e 1- eletrólise de solução aquosa de NaCl NaCl Na+ + Cl – H2O H+ + OH – no cátodo: H2(g) no ânodo: Cl2(g) na solução: NaOH 2- eletrólise de solução aquosa de Fe(NO3)2 Fe(NO3)2 Fe+2 + 2 NO3– H2O H+ + OH – no cátodo: Fe(s) no ânodo: O2(g) na solução: HNO3 3- eletrólise de solução aquosa de K2SO4 K2SO4 2 K+ + SO4 –2 H2O H+ + OH – 4- eletrólise de solução aquosa de NiBr2 NiBr2 Ni+2 + 2 Br – H2O H+ + OH – no cátodo: H2(g) no cátodo: Ni(s) no ânodo: O2(g) no ânodo: Br2 (l) solução: concentra-se solução: dilui-se Galvanização GALVANIZAÇÃO OU ELETRODEPOSIÇÃO METÁLICA É o revestimento metálico de uma peça qualquer. objeto = no cátodo (pólo negativo). solução = cátions do metal que irá sofrer redução e recobrir o objeto. Exemplos: NIQUELAÇÃO, CROMAÇÃO, ESTANHAGEM, PRATEAÇÃO 1 mol de elétrons = 96.500 C = 1 FARADAY 1- Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato cúprico (CuSO4), tem-se a seguinte reação: Cu+2 + 2e- Cu. Quantos mols de íons Cu+2 são reduzidos por uma quantidade de eletricidade igual a 1 F? R=0,5 mol 2- O alumínio (Al) é obtido, eletroliticamente, a partir de alumina (Al2O3) fundida. Durante a eletrólise, o íon Al+3 é reduzido, no cátodo, a Al. Supondo-se uma célula eletrolítica funcionando por 30h, na qual circulou uma corrente de 50 A (constante de Faraday = 96500 C), a massa (g) de alumínio depositada no eletrodo será de, aproximadamente, XA) 504. B) 0,14. C) 1512. D) 19. E) 38.
