Eletroquímica

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. 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? 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. Oxidação 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. Redução Diminuição do número de oxidação Ganhode 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.2Al + 3Zn2+ 2Al3+ + 3ZnA 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 + 2Al3+ 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. 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. 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. 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