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REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA

REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA. CORRENTE ELÉTRICA PRODUZINDO REAÇÃO QUÍMICA. A relação entre as reações químicas e a corrente elétrica é estudada por um ramo da química chamado ELETROQUÍMICA.

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REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA

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  1. REAÇÕES QUÍMICAS PRODUZINDO CORRENTE ELÉTRICA CORRENTE ELÉTRICA PRODUZINDO REAÇÃO QUÍMICA

  2. A relação entre as reações químicas e a corrente elétrica é estudada por um ramo da química chamado ELETROQUÍMICA Quando uma reação química de óxido redução, espontânea, produz energia elétrica teremos uma PILHA ELETROQUÍMICA

  3. PILHA DE DANIELL Esta pilha baseia-se na seguinte reação: Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4 ou, na forma iônica 2+ 2+ Zn ** + Cu Cu + Zn ELÉTRONS

  4. DANIELL percebeu que estes elétrons poderiam ser transferidos do Zn para os íons Cu por um fio condutor externo e, este movimento produzir uma CORRENTE ELÉTRICA 2+

  5. E isto seria possível montando um esquema do tipo representado a seguir ELÉTRONS PONTE SALINA ÂNIONS CÁTIONS Zn Cu 2+ Cu 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ 2+ Zn Cu

  6. Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado para o outro através da ponte salina O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo À medida que a reação vai ocorrendo poderemos fazer as seguintes observações O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída ELÉTRONS PONTE SALINA ÂNIONS CÁTIONS Zn Cu 2+ Zn 2+ Zn 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ 2+ Zn Cu

  7. Neste processo teremos, simultaneamente, a ocorrência das seguintes reações: 2+ - Zn Zn + 2 e (semi-reação de oxidação) 2+ - (semi-reação de redução) Cu + 2 e Cu 2+ 2+ + Cu Zn + Cu Zn (reação global)

  8. O pólo onde chegam os elétrons ocorrendo a redução chama-se CATODO e corresponde ao PÓLO POSITIVO O pólo de onde saem os elétrons ocorrendo a oxidação chama-se ANODO e corresponde ao PÓLO NEGATIVO ELÉTRONS ÂNODO CÁTODO PONTE SALINA ÂNIONS CÁTIONS + Zn Cu 2+ Cu 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ 2+ Zn Cu

  9. REPRESENTAÇÃO DE UMA PILHA Uma pilha, segundo a IUPAC, deve ser representada da seguinte forma: 0 x+ y+ 0 M M M M 1 1 2 2 Para a pilha de DANIELL 0 2+ 2+ 0 Zn Zn Cu Cu

  10. 01) Observando a pilha abaixo, responda: 2+ 3+ Co Co Au Au • Quais as semi-reações? 2+ - Co – 2 e  Co semi-reação de oxidação 3+ - Au + 3 e  Au semi-reação de redução b) Qual a reação global? 2+ - 3 Co – e 6 2  3 Co 3+ - 2 3 2 Au + e  Au 6 2+ 3+ + 2 Au (reação global) 2 Au  3 Co 3 Co +

  11. 2+ 3+ Co Co Au Au c) Quem sofre oxidação? Co 3+ d) Quem sofre redução? Au e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo? Au f) Qual o eletrodo negativo ou ânodo? Co g) Que eletrodo será gasto? Co h) Qual dos eletrodos terá a sua massa aumentada? Au

  12. 02) (Covest – 2005) Podemos dizer que, na célula eletroquímica: 2+ 3+ Mg Mg Fe Fe • o magnésio sofre redução. b) o ferro é o ânodo. • os elétrons fluem, pelo circuito externo, do • magnésio para o ferro. d) há dissolução do eletrodo de ferro. 2+ • a concentração da solução de Mg diminui • com o tempo.

  13. 03) As relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações química são estudadas: a) na termoquímica. b) na eletroquímica. c) na cinética química. d) no equilíbrio químico. e) na ebuliometria.

  14. 04) O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é: a) cátodo. b) pólo positivo. c) ânodo. d) o eletrodo que aumenta a massa. e) o que ocorre redução.

  15. Os metais que fazem parte de uma reação de óxido-redução têm uma tendência a CEDER ou RECEBER ELÉTRONS Essa tendência é determinada pelo potencial de eletrodo (E), medido em volts (V)

  16. Quanto maior for a medida do potencial de oxidação, maior é a tendência do metal ceder elétrons Quanto maior for a medida do potencial de redução, maior é a tendência do metal ganhar elétrons

  17. Este potencial, em geral, é medido nas seguintes condições: 1 atm, 25°C e solução 1 mol/L Sendo assim, nestas condições, Chamado de POTENCIAL NORMAL DE ELETRODO (E°) Esse potencial é medido tomando-se como referencial um eletrodo de hidrogênio, que tem a ele atribuído o potencial “0,00 V”

  18. TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO DE REDUÇÃO (1 atm e 25°C)

  19. Para a pilha de Daniell os potenciais são: 2+ - Zn Zn + 2 e E° = – 0,76 V red 2+ - Cu + 2 e Cu E° = + 0,34 V oxi Como o cobre tem um maior potencial normal de redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e o zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação

  20. 01) Conhecendo as seguintes semi-reações e os seus potenciais padrão de redução abaixo, determine a “ d.d.p “ da pilha formada pelos eletrodos indicados: 2+ - Sn Sn + 2 e E° = – 0,14 V 1+ - Ag + 1 e Ag E° = + 0,80 V a) + 0,54 V. b) + 0,66 V. c) + 1,46 V. d) + 0,94 V. e) + 1,74 V. O potencial de redução da prata é maior que o do estanho A prata sofre redução e o estanho sofre oxidação 1+ - 2 Ag + e 2 1 2 Ag E° = + 0,80 V 2+ - Sn + 2 e Sn E° = + 0,14 V + 0,94 V

  21. 02) (Covest-2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta atividade redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V, podemos compará-lo com outras substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também apresentados: + - O2(g) + 4 e + H H2O (l) E° = 0,816 V (aq) 3+ 2+ - + Fe e E° = 0,77 V Fe (aq) (aq) + - + E° = – 0,42 V H 2 e H2(g) (aq) Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de: Ácido ascórbico: E = 0,06 V (redução) 3+ a) reduzir o íon Fe 2+ b) oxidar o íon Fe c) oxidar o O2. d) reduzir a água. + e) oxidar o íon H

  22. Estes objetos foram recobertos com um metal através de um processo químico chamado de ELETRÓLISE

  23. Pode-se dizer que ELETRÓLISE é o fenômeno de decomposição de uma substância pela ação de uma CORRENTE ELÉTRICA A eletrólise ocorre com soluções onde existam íons ou com substâncias iônicas fundidas

  24. GERADOR Uma fonte de energia faz passar uma corrente elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou a substância fundida, provocando a reação química e liberando as espécies finais nos eletrodos – + ELÉTRONS ELÉTRONS + – ÂNIONS CÁTIONS

  25. 01) As reações de eletrólise só ocorrem em sistemas que contenham ______________ em movimento. Nessas transformações há consumo de energia ___________ . Completam-se, respectivamente, com: ÍONS ELÉTRICA a) átomos e luminosa. b) moléculas e luminosa. c) moléculas e térmica. d) átomos e elétrica. e) íons e elétrica.

  26. 02) Em um processo de eletrólise é correto afirmar que: • a) não há passagem de corrente elétrica. • b) substâncias são apenas oxidadas. • c) substâncias são apenas reduzidas • d) o elemento oxidante doa elétrons. • oxidação e redução são sempre • simultâneas.

  27. Podemos dividir a eletrólise em ÍGNEA e AQUOSA ELETRÓLISE ÍGNEA Ocorre com a substância iônica na fase líquida (fundida) ELETRÓLISE AQUOSA Ocorre quando o eletrólito se encontra dissolvido na ÁGUA

  28. Na eletrólise o pólo negativo é o cátodo e o pólo positivo o ânodo. No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons (sofrem redução) e descarregam. – + GERADOR ELÉTRONS ELÉTRONS x + - x e C C + + – No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem oxidação) e descarregam. ÂNIONS CÁTIONS x - - x e A A

  29. Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO ( NaCl ) No estado fundido teremos os íons sódio (Na ) e cloreto (Cl ) + – + – 2 2 Na + 2 e  Na Pólo negativo: – – – Pólo positivo: 2 Cl e 2 Cl  2 Reação global: + – 2 2 Na + 2 e  Na – – – 2 Cl e 2  Cl 2 2 NaCl 2 +  Na Cl 2

  30. 01) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre: • deposição de metais. • uma semi-reação de redução. • produção de corrente elétrica. • desprendimento de hidrogênio. • corrosão química. x + - x e C C +

  31. 02) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon: • sódio recebe dois elétrons. • cloreto recebe um elétron. • sódio recebe um elétron. • cloreto perde dois elétrons. • sódio perde um elétron. + – Na Cl + – 2 2 Na + 2 e  Na Pólo negativo: – – – Pólo positivo: 2 Cl e 2 Cl  2

  32. 03) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa: • O íon alumínio sofre redução. • O gás oxigênio é liberado no ânodo. • O alumínio é produzido no cátodo. • O metal alumínio é agente oxidante. • O íon O2- sofre oxidação. +3 –2 Al O 2 3 +3 – 2 2 Al + 6 e  Al Pólo negativo: –2 – – Pólo positivo: 3 O e 6 3/2 O  2

  33. Na eletrólise aquosa teremos a presença de “ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “ Neste caso teremos que observar a “ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ” PÓLO POSITIVO A oxidrila descarrega antes que os ânions oxigenados e fluoreto ÂNIONS NÃO-OXIGENADOS ÂNIONS OXIGENADOS o F – > > OH –

  34. PÓLO NEGATIVO O íon H descarrega antes dos cátions dos alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio + DEMAIS CÁTIONS CÁTIONS DOS ALCALINOS (1A), ALCALINOS TERROSOS (2A) e Al + > > H 3+

  35. + Na descarga do H ocorre a seguinte reação: + - 2 H + 2 e H2 - Na descarga do OH ocorre a seguinte reação: – - 2 OH – 2 e H2O + 1/2 O2

  36. Eletrólise aquosa do NaCl + – ionização da água : H2O  H + OH – + dissociação do NaCl : NaCl  Na + Cl No ânodo (pólo positivo) – – o Cl tem prioridade diante do OH – – – Cl 2 e 2  Cl 2 No cátodo (pólo negativo) + + o H tem prioridade diante do Na + + 2 H 2 e –  H 2

  37. – – ÂNODO : 2 – Cl e 2  Cl 2 + CÁTODO : + 2 H 2 e –  H 2 ficam na solução os íons Na e OH tornando a mesma básica devido á formação do NaOH – + A reação global que ocorre nesta eletrólise aquosa é: 2 NaCl + 2 H2O H2 + Cl2 + 2 NaOH

  38. ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl – – – Cl e 2 2 2 Cl Cl –  + 2 GERADOR ELÉTRONS ELÉTRONS + + – 2 e  + 2 H 2 H H 2 CÁTODO ÂNODO + – A solução final apresenta caráter básico, devido à formação do NaOH + – Na OH + H + – Cl H – Cl + – Na OH

  39. Eletrólise aquosa do CuSO4 Ionização da água – + H2O H + OH – - 2 OH – 2 e H2O + 1/2 O2 Dissociação do CuSO4 2 – 2+ CuSO4 Cu + SO4 2+ - Cu + 2 e Cu 2 – + Ficam na solução os íons H e SO4 tornando a mesma ácida devido á formação do H2SO4 No cátodo (pólo negativo) o íon cúprico tem prioridade diante do H No ânodo (pólo positivo) a oxidrila tem prioridade diante do sulfato +

  40. 01) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma solução aquosa de iodeto de potássio pode-se verificar que: • ocorre migração de K+ para o ânodo e I – para o cátodo. • ocorre migração do H+ para o cátodo e I– para o ânodo. • a solução torna-se ácida devido à formação de HI. • a solução permanece neutra devido à formação de H2 e I2. • há formação de I2 no cátodo. fica na solução + – ionização da água : H2O  H + OH – + dissociação do KI : KI  K + I Pólo negativo: (ânodo) + –  + 2 e 2 H H2 – – I2 – e Pólo positivo: (cátodo) 2  2 I

  41. 02)Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico: • Quais são os gases produzidos? • b) O que ocorre com a concentração da solução? • c) Escreva a equação global. – + Ionização da água: H2O H + OH + –2 Ionização do ácido sulfúrico: H2SO4 2 H + SO4 Pólo negativo: (ânodo) + –  + 2 e 2 H H2 – – ½ O2 + H2O – e Pólo positivo: (cátodo) 2  2 OH A solução vai ficando CONCENTRADA em H2SO4 + – 2 H + 2 OH  H2 + ½ O2 + H2O

  42. LEIS DE FARADAY Michael Faraday formulou duas leis que regem o aspecto quantitativo da eletrólise

  43. 1ª LEI DE FARADAY A massa, “m”, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o circuito m = K' . Q

  44. Q = i x t Sabe-se que: CONSEQÜENTEMENTE A primeira lei de FARADAY pode ser escrita na seguinte forma: m = K’ x i x t

  45. 2ª LEI DE FARADAY A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E, dessa substância m = K’’x E

  46. Associando as duas leis, teremos: m = K x E x Q m = K x E x i x t ou 1 A constante “ K “ vale: 96500 E . i . t Então : m = 96500

  47. 01) Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampèr (A). Qual a massa de prata depositada no cátodo ? Dado: Ag = 108 g / mol 108 t = 965 s E = = 108 g 1 i = 1 A m = ? i t E 108 1 1 965 x x m = 100 96500 m = 1,08 g

  48. A carga total transportada por 1 mol de elétrons é de 96500 C e é denominada de 1 Faraday (F), em homenagem ao físico-químico inglês Michael Faraday 1 FARADAY ou 96500 C 1 MOL DE ELÉTRONS ou 6,02 x 10 ELÉTRONS TRANSPORTA 23

  49. 01) Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampèr (A). Qual a massa de prata depositada no cátodo ? Dado: Ag = 108 g / mol Pela cuba eletrolítica passa: Q = 1 x 965 = 965 C + - Ag + 1 e  Ag 1mol ou 96500 C 1mol ou 108 g 96500 C 108 g 965 C m g 965 108 x m = 1,08 g m = 96500

  50. 02) Uma carga elétrica de 9650 C eletrolisa uma solução contendo íons de cobre II. Qual a massa depositada no eletrodo ? Dado: Cu = 63,5 g / mol +2 - Cu + 2 e  Cu 2mol ou 2 x 96500 C 2 x 96500 C 1mol ou 63,5 g 63,5 g 9650 C m g 63,5 x 9650 m = m = 3,16 g 2 x 96500

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