Oxi-redução

e

Eletroquímica

Fenômenos Espontâneos

Cr2O72- (aq,conc) Cr2O7

2- (aq,dil)

DILUIÇÃO

Expansão

H2 (g, P = 2 atm) H2 (g, P = 1 atm)

2 H+ + 2OH- 2 H2O

NEUTRALIZAÇÃO

Na+

Cl-

Ag+

NO3-

AgCl

Ag+ + Cl- AgCl

Precipitação

Cu(m)

Ag+

NO3-

Ag(m)

Cu2+

NO3-

2Ag+(aq) + Cu(m) 2Ag(m) + Cu2+(aq)

Oxi-redução ou Redox

ELETROQUÍMICA

Cela (célula) Eletroquímica (galvânica)

PILHA

CELAS ELETROQUÍMICAS

Energia química

Energia elétrica Energia química

Energia elétrica

Energia elétrica Energia química

REAÇÃO ESPONTÂNEA E PILHAS

Aproveitamento dos processos espontâneos

1- Concentração 2 - Precipitação 3 - Neutralização 4 - Redox

Pilhas

Construção de celas eletroquímicas (pilhas)

diluição expansão

PILHAS

ANODO

OXIDAÇÃO

A A+m + me-

CATODO

REDUÇÃO

B+n + ne- B

REAÇÃO TOTAL

Se m = n

Se m n nA + mB+n nA+m + mB

A + B+n A+n + B

Representação da pilha (representação de barras)

Anodo Sol. A Sol. B Catodo

fluxo de e-

Reação de oxiredução

Processo em cada semi-pilha

Transferência de elétrons (Oxiredução)

Co3+(aq) + Cr2+(aq) Co2+(aq) + Cr3+(aq)

Co2+ perde 1 e- Co3+

Co3+ ganha 1 e- Co2+

Doador de e- = Agente Redutor (doador sofre oxidação)

Receptor de e- = Agente Oxidante (receptor sofre redução)

H2O H2O2 OF

NaO

NaO2

Número de oxidação é a carga fictícia atribuída a átomos ou moléculas de acordo com certas regras

Pode ser: 0, +, -, inteiro ou fracionário.

Não tem significado físico, não representa carga real!

Regras 1 – Elemento livre: n de oxidação = 0

Exceto quando:

- Em compostos com flúor (onde é +);

- Em peróxidos (-O-O-): no de oxidação é -I;

- Em hiperóxidos (O2-): no de oxidação é -½.

2 – Oxigênio: n de oxidação = -II

3 – Hidrogênio: n de oxidação: = +I

Exceto quando:

- Em hidretos metálicos (onde é - );

4 – Molécula neutra: no de oxidação: = 0

5 – Íons: no de oxidação = carga real do íon

Exemplos de aplicação de regras

NO

NO2

MnO4-

HONO2

HCrO4-

H2O2

[Fe(H2O)2]2+

LiH

N= O=

N= O=

Mn= O=

H= N= O=

H= Cr= O=

H= O=

Fe= H= O=

Li= H=

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX

MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO Passos:

1- Identificar as espécies que estão sofrendo oxidação e redução;

2 - Escrever separadamente as semi-reações de oxidação e redução;

3-

a) Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação;

b) Fazer o balanço dos H e O:

- adicionando H+ (meio ácido)

- adicionando OH- (meio básico) e

- H2O conforme a necessidade

4 - Fazer o balanço de cargas por meio de elétrons;

5 - Combinar as semi-reações de modo a fazer o balanceamento total de e-.

EXEMPLO 1 – MEIO ÁCIDO

S2O32- + Cr2O7

2- SO42- + Cr3+ H+

PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES

PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES

3 – a) balancear átomos que mudam nox

S2O3-2 2 SO4

-2 Cr2O7-2 2 Cr+3

S2O3-2 2 SO4

-2

5 H2O + S2O3-2 2 SO4

-2

Cr2O7-2 2 Cr+3

Cr2O7-2 2 Cr+3 + 7 H2O

3 – b) balancear oxigênio e hidrogênio

4 – balancear cargas somando e-

5 H2O + S2O3-2 2 SO4

-2 + 10 H+

-2 +6

5 H2O + S2O3-2 2 SO4

-2 + 10 H+ + 8 e-

14 H+ + Cr2O7-2 2 Cr+3 + 7 H2O

+ 12 + 6

6 e- +14 H+ + Cr2O7-2 2 Cr+3 + 7 H2O

5 H2O +

+ 10 H+

+ 7 H2O

14 H+ +

5 H2O + S2O3-2 2 SO4

-2 + 10 H+ + 8 e-

6 e- +14 H+ + Cr2O7-2 2 Cr+3 + 7 H2O

5 – Somar eliminando os e-

x 6

x 8

OU

5 H2O + S2O3-2 2 SO4

-2 + 10 H+ + 8 e-

6 e- +14 H+ + Cr2O7-2 2 Cr+3 + 7 H2O

x 3

x 4

15 H2O + 3 S2O3-2 6 SO4

-2 + 30 H+ + 24 e-

24 e- + 56 H+ + 4 Cr2O7-2 8 Cr+3 + 28 H2O

56 H+ + 15H2O + 3 S2O3-2 + 4 Cr2O7

-2 6 SO4-2 + 8 Cr+3 + 28 H2O + 30 H+

26 H+ + 3 S2O3-2 + 4 Cr2O7

-2 6 SO4-2 + 8 Cr+3 + 13 H2O

+26 -6 -8 = +12 -12 +24 = +12

EXEMPLO 2 – MEIO BÁSICO

CrO42- + HSnO2

- Cr(OH)3 + Sn(OH)62- OH-

PASSO 2: ESCREVER AS SEMI-REAÇÕES

PASSO 1: IDENTIFICAR AS ESPÉCIES

PASSO 3: Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação!

a) OXIDAÇÃO

4 OH- +HSnO2- Sn(OH)6

-2

H2O + 4 OH- +HSnO2- Sn(OH)6

-2 + OH-

5 H 6 H H2O = H+ + OH-

PASSO 3: Fazer o balanço das espécies que alteram o número de oxidação! b) REDUÇÃO

CrO42- Cr(OH)3

O=4 O=3 e H=3

CrO42- Cr(OH)3

O=4 O=4 e H=4

Faltam 4H

CrO42- Cr(OH)3 + OH-

5 OH-

+ OH-

4H2O + + 4OH-

PASSO 4: Fazer o balanço de cargas por meio de elétrons!

PASSO 5: Combinar as semi-reações

PILHAS

PILHAS DE CONCENTRAÇÃO

a) Diluição

ÂNODO

OXIDAÇÃO

CÁTODO

REDUÇÃO

REPRESENTAÇÃO DA PILHA

Cu (m) Cu2+(aq. dil.) + 2 e- (ANODO)

Cu2+(aq. conc.) + 2 e- Cu (m) (CATODO)

Cu2+(aq. conc.) Cu2+ (aq. dil.) (reação total)

Cu(m)Cu2+(aq. dil.) Cu2+(aq. conc.)Cu(m)

fluxo de e-

b) Expansão Gasosa

- Usado como referência para a medida dos potenciais de outras semi-pilhas

Eletrodo de referência

Negro de Pt = platina finamente dividida (catalizador)

b) Expansão Gasosa

REPRESENTAÇÃO DA PILHA

H2 (g, P = 10 atm) H+(aq., 10-7 M) + 2 e- (ANODO)

2H+(aq. 10-7 M) + 2 e- H2 (P = 1atm) (CATODO)

H2 (g, P = 10 atm) H2 (P = 1atm) (reação da pilha)

Pt(m)H2(g, P=10 atm) 2H+(aq, 10-7 M) H+(aq,10-7 M.) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)

fluxo de e-

2) Pilha de neutralização

REPRESENTAÇÃO DA PILHA

Pt(m)H2(g, P=1 atm) OH-(aq, 1 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)

fluxo de e-

OXIDAÇÃO REDUÇÃO

H2 (g) 2H+ + 2e-

2H+ + 2OH- 2H2O(l) 2H+ (aq. 1 M) + 2e- H2 (g)

ANODO CATODO

Ag(m) + Cl- (aq) Ag Cl + e- (ANODO)

Ag+ + e- Ag (m) (CATODO)

3) Pilha de precipitação

Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s) (PILHA)

[Ag+ ] EM SOLUÇÃO?

Kps = [Ag+][Cl-]

[Cl-] = 1 M [Ag+] = Kps/[Cl-]

REPRESENTAÇÃO DA PILHA

Ag(m)Ag+(Kps M), Cl- (1 M) Ag+(1 M) Ag(m)

fluxo de e-

4) Pilha redox

Zn (m) Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- Cu (m)

anodo

catodo

REPRESENTAÇÃO DA PILHA

Zn(m)Zn2+(aq. 0,1 M) Cu2+(aq. 0,2 M)Cu(m)

fluxo de e-

Zn (m) + Cu2+ (aq, 0,2 M) Cu (m) + Zn2+(aq, 0,1 M)