Eletroquímica

Profa Dra Silvania Maria Netto OUT 2005


EletroquímicaÉ 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.


Quanto às reações que produzem corrente elétrica, serão estudadas suas características por meio do funcionamento de aparelhos conhecidos como pilhas e baterias.


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.


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.


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.


Tais processos foram

globalmente denominados

reações de oxirredução (ou

oxi-red ou redox).


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).


Oxidação

Perda de elétrons

Aumento do número de oxidação


Podemos representar uma equação de oxidação da seguinte forma:

Zn Zn2+ + 2e

Ag Ag+ + 1e

H2 2H+ + 2e


Redução

Ganhode elétrons

Diminuição do número de oxidação


Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma:

Al3+ + 3e Al

2H+ + 2e H2

Cl2 + 2e 2Cl-


Vejamos se você está por dentro:

Classifique a reação, clicando no ícone correto:

Mg Mg2+ + 2e

oxidação redução



2H+ + 2e H2




Zn Zn2+ + 2e




Cl2 + 2e 2Cl-




Ag Ag+ + 1e




Ca Ca2+ + 2e




Al3+ + 3e Al



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 SO4

2-. Essa solução é de uma cor azul característica. A seguir, tomamos uma lâmina de zinco metálico (Zn), que é de cor cinza.


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.


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+.


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


Os reais participantes dessa reação foram os átomos de zinco da superfície da lâmina e os íons de Cu2+ da solução. Os íons sulfato (SO4

2-) permaneceram inalterados.

Portanto, a reação pode ser descrita por uma equação simplificada:

Zn + Cu2+ Cu + Zn2+


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:


Zn + Cu2+ Cu + Zn2+

lâmina Solução

Deposita-se na lâmina

Passa para a solução

Elétrons


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+.


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.


Cu + Zn2+ não ocorre a reação.

Isso quer dizer que o Cu não cede elétrons ao Zn2+.


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.


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.


2Al + 3Zn2+ 3Zn + 2Al3+

lâmina Solução



Elétrons



Al é o redutor ou agente redutor.

Zn2+ é o oxidante ou agente oxidante.

Isso quer dizer que o Al cede elétrons ao Zn2+.


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.


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


Cu + 2Ag+ 2Ag + Cu2+

lâmina Solução



Elétrons



Cu é o redutor ou agente redutor.

Ag+ é o oxidante ou agente oxidante.

Isso quer dizer que o Cu cede elétrons ao Ag+.


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.


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+.


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).


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).


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 Quanto maior a capacidade de fornecer elétrons, maior o fornecer elétrons, maior o potencial de oxidação e, potencial de oxidação e, conseqüentemente, mais forte é o conseqüentemente, mais forte é o redutor e mais facilmente ele se redutor e mais facilmente ele se oxida.oxida.


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 Quanto maior a capacidade de receber elétrons, maior o receber elétrons, maior o potencial de redução e, potencial de redução e, conseqüentemente, mais forte é o conseqüentemente, mais forte é o oxidante e mais facilmente ele se oxidante e mais facilmente ele se reduz.reduz.


Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.

Al Zn Cu Ag

e- e-e-

e- e-

e-


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+.

Al Zn Cu Ag

e- e-e-


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-


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+ .

Al Zn Cu Age-


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.


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:



Cu Hg Ag Pt Au

Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação que pode ser efetuada:

Zn + Fe2+ Fe + Zn2+



Cu Hg Ag Pt Au

Zn + Fe2+ Fe + Zn2+

Examinando a fila de reatividade, verificamos que o zinco aparece antes do ferro. Então, a reação pode ser efetuada, pois o Zn pode ceder elétrons para o Fe2+.



Cu Hg Ag Pt Au

Zn + Fe2+ Fe + Zn2+

Dessa forma, o agente oxidante é o

Fe2+ (oxida o Zn a Zn2+) e o agente

redutor é o Zn (reduz o Fe2+ a Fe).



Cu Hg Ag Pt Au

Dada a equação, descobrir se ela

representa uma reação que pode

ser efetuada:

Ni + Fe2+ Fe + Ni2+



Cu Hg Ag Pt Au

Ni + Fe2 + Fe + Ni2+

Examinando a fila de reatividade, verificamos que o níquel aparece depois do ferro. Então, a reação não pode ser efetuada, pois o Ni pode ceder elétrons para o Fe+2.



Cu Hg Ag Pt Au

Ni + Fe2+ Fe + Ni2+

Dessa forma, como a reação não

ocorreu, não teremos agente

oxidante nem agente redutor.

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