5-aula-eletroquimica

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.