São as reações de transferência de elétrons

Esta transferência se produz entre um conjuntode espécies químicas, um oxidante e um redutor

▪ O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder elétrons.

▪ O Oxidante é a espécie que tende a captar esses elétrons.

Oxidação Em cada oxidação há uma perda de elétrons, o que

equivale a dizer que um elemento aumentouseu número de oxidação.▪ 2Cl– → 2 Clo + 2 e–

Redução Em toda redução há um ganho total de elétrons, o

que significa que um elemento diminui seu número deoxidação:▪ Na+ + e– → Nao

Eletrodo ") é formado por um metal, mergulhado numa solução contendo cátions desse metal.Exemplo

Ponte Salina

Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a ponte salina, que une os dois compartimentos do eletrodo e completa, o circuito elétrico. A ponte salina é formada por um gel contendo solução salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A solução salina mais utilizada é o KCl, pois os íons K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas células.

Capacidade de sofrer redução é chamadade Potencial de Redução (Ered).

Capacidade de sofrer oxidação é chamado dePotencial de Oxidação (Eóxi),

Visto que esses valores depende dapressão, temperatura e concentração dasolução, determinou-se um potencial-padrão Normal, em 25°C, pressão de 1atm, e

concentração de 1,0 mol/L

Identificado pelo símbolo E0.

Quanto menor o potencial-padrão de redução, maior a capacidade que o metal possui de doar elétrons e vice-versa. De maneira similar, quanto menor o potencial-padrão de oxidação, maior a capacidade que o metal possui de receber os elétrons e vice-versa.

Maior Ered sofre redução

Maior Eóxi, sofre oxidação

Medida da voltagem ou intensidade de corrente elétrica de uma pilha

Condições para Condução da Corrente Elétrica

Uma diferença de potencial (ddp);

Um meio condutor

ddp ou ∆E

ou

Pode ser expressa em termos de potencial de redução ou de oxidação

Esses potenciais têm o mesmo valor, porém possuem sinais contrários.

∆E0 = E0red (cátodo) - E0

red

(ânodo)

∆E0 = E0oxi (ânodo) - E0

oxi

(cátodo)

No interior de um tubo invertido é colocadauma lâmina de platina ligada a um fio tambémde platina. O sistema é mergulhado numasolução aquosa 1,0 M de H2SO4. Injeta-se naabertura lateral do tubo gás hidrogênio sobpressão de 1 atm, a 25 °C. Parte do gáshidrogênio adere à superfície daplatina, fenômeno este chamado de adsorção.

O gás adsorvido na placa forma uma película deH2 sobre a platina e o conjunto funciona comose fosse uma placa de hidrogênio, mergulhadanuma solução contendo cátions (eletrodo dehidrogênio).

Reações no eletrodo de Hidrogênio:

– Perda de e-: H2(g) 2 + 2e– E0 = 0,00 V

– Ganho de e–: 2 + 2e– H2(g) E0 = 0,00 V

No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e hidrogênio , a ddp registrada foi de 0,34 V. Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do

metal na placa, donde concluímos que houve redução do íon , como mostra a equação:

O do eletrodo de hidrogênio (= zero) é menor que o do eletrodo de cobre. Como:

O sinal positivo indica que o eletrodo de cobre possui um Ered maior que o do eletrodo dehidrogênio, ou seja, o íon Cu2+ é capaz de oxidar o H2: H2 2H+ + 2e-

Como percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de hidrogênio pode ser o cátodo ou oânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo de hidrogênio com eletrodos dos mais variadosmetais, perceberemos que alguns se comportam como o eletrodo de cobre , já outros como oeletrodo de zinco .

Para sabermos se a reação é espontânea ounão, devemos adotar a seguinte conduta;

verificar, no sentido indicado da reação, a espécieque sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofreredução (ganha e–);

se a espécie que sofre redução apresentarum maior que o da espécie que sofre oxidação, areação é espontânea; caso contrário, não.

▪ Leclanché

▪ Alcalina

▪ Mercúrio

▪ Níquel-cádmio

▪ Lítio-iodo

Formação da Ferrugem

Temos que a superfície do metal é o catodo e ocentro da gota é o anodo. Onde a gota estápresente existirá a oxidação do ferro e a superfíciereduzirá. Na verdade ocorrerá um fluxo deelétrons saindo do anodo e se espalhando paratoda superfície metálica.

Formação da Ferrugem – Continuação As reações ocorridas são: Anôdo, ocorre a oxidação do ferro: Fe0 → Fe2+ + 2e-

Cátodo, ocorre a redução do oxigênio para formação da hidroxila, OH- (queparticipará da formação do óxido): O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH-

Somando as semi-equações, temos: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2

O Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH)3 pelo oxigênio atmosférico, pois o Fe3+ émais estável do que o Fe2+.

Fe(OH)3 = ferrugem Quanto mais íons existirem na água da gota, mais fácil ocorrerá a reação. É comum que o ferro seja recoberto por película de tinta (ou zarcão) ou de

outro metal, como estanho, zinco ou crômio, a fim de ser protegido contracorrosão.▪ A folha de aço usada nas latas para bebidas ou alimentos é revestida por películas de

estanho, seja pela imersão em estanho fundido, seja por galvanoplastia. O estanhoprotege o ferro desde que a película seja contínua.

▪ Metal de Sacrifício: associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como ozinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim

Consiste em uma reação de oxirredução nãoespontânea.

É o inverso de uma pilha. Na eletrólise há a necessidade de uma fonte

externa de corrente elétrica (contínua) paraque uma reação não espontânea ocorra.

O recipiente em que se realiza a eletróliserecebe o nome de célula eletrolítica ou cubaeletrolítica.

O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deveser um composto iônico líquido (fundido), ou então emsolução. Pode ser um composto molecular, desde que estese ionize quando em solução.

Os íons negativos são atraídos pelo pólo (ânodo), ondeirão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos aopólo migram através do circuito externo até opólo (cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íonspositivos (redução).

Tipos de Eletrólise:

Ígnea

Soluções Aquosas

Para que ocorra uma eletrólise é necessária a presença de íons livres.

Um composto iônico, no estado sólido, não deve sofrer eletrólise, já que não possui íons livres.

Uma forma de liberar os íons deste composto é aquecê-los até a fusão (fundir).

Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl

Observação– Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite.- O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no cátodo, em qualquer instante da eletrólise

Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização oudissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar aionização da própria água.

Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenasum tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto eleestiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. Omesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo.

Exemplo Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na

solução serão: A+

(aq) e B-(aq) provenientes do eletrólito AB

H+(aq) e OH-

(aq) provenientes da água

Consultando a tabela de E0red e, verificarmos que o possui H+(aq)

maior que o A+(aq) (hipotético), o H+

(aq) vai se reduzir maisfacilmente.

Assim, a reação que ocorre, neste caso, é a descarga do H+(aq) e

não a do A+(aq).

No caso dos ânions em solução, podemos dizer que, quanto maiora eletronegatividade do ânion, maior será sua tendência de atrairos elétrons e, portanto, mais difícil será doá-los.

Suponha, no exemplo anterior, que B– seja menos eletronegativoque OH–. Logo, B– perderá elétrons mais facilmente (descarregaprimeiro).

Ordem crescente de facilidade de descarga para cátions e ânions.

Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes (atraídos pelo pólo –).

Ânions: F–, ânions oxigenados, ,