Eletroquímica

Eletroquímica

Você já deve ter percebido no seu dia a dia que algumas reações químicas, principalmente entre metais e soluções, envolvem energia elétrica.

Podemos entender a eletroquímica como sendo a parte da Química que estuda a eletricidade presente nas reações químicas. Se esta eletricidade for liberada na reação (espontânea), haverá uma pilha voltaica ou pilha galvânica; e, se o contrário ocorrer, ou seja, a reação química consumir eletricidade, haverá eletrólise.

Pilhas e baterias produzem energia através de reações de oxirredução. Pilhas e baterias transformam energia química (obtida da oxirredução) em energia elétrica.

PILHAS GALVÂNICAS

É um dispositivo que permite a obtenção de corrente elétrica por meio de uma reação de oxirredução espontânea.

Em relação a uma pilha, é importante determinar os polos, o catodo e o anodo, as semirreações, a d.d.p. ou voltagem e o sentido da corrente elétrica liberada. Mas, antes disto, estudaremos alguns conceitos básicos necessários.

Construção de uma pilha de solução

  • Contêm dois eletrodos. Definimos como eletrodo toda associação de um condutor de eletricidade metálico e um condutor eletrolítico. O condutor eletrolítico é normalmente uma solução iônica obtida a partir do sal que tem o metal como cátion.
  • Os dois eletrodos são ligados por um fio externo que permite a troca de elétrons entre os metais.
  • Contém uma ponte salina: tubo em U, contendo uma solução eletrolítica necessária para fechar o circuito e equilibrar as soluções de cada eletrodo quanto às cargas elétricas.

O intuito é que os elétrons circulem através do fio externo. Os elétrons vão do polo negativo (anodo) para o polo positivo (catodo), gerando uma corrente elétrica (Volts).

Após um certo tempo, vemos que a voltagem da pilha começa a diminuir, até atingir um equilíbrio. O equilíbrio é indicado pela voltagem zero da pilha.

Potencial padrão de Oxidação/Redução

O termo padrão na Química nos sugere algumas condições padronizadas para termos valores constantes de uma determina grandeza. Você sabe que o volume molar (1 mol) de um gás ideal assume o valor de 22,4 litros, se este se encontrar a 0oC e 1 atm, condições padronizadas para esta situação (ver equação de Clapeyron).

Você também se lembra que, na termoquímica, toda substância simples de forma alotrópica mais comum (H2, O2, N2, Cl2) possui entalpia de formação (Ho) igual a zero. Com base nesta referência, medimos a entalpia de formação de outras substâncias.

Situação análoga ocorre na eletroquímica.

Foi padronizado que para o gás hidrogênio, constantemente borbulhado em uma placa de platina, a qual é mergulhada em uma solução de ácido sulfúrico [(H+) =1Mol] à temperatura de 25oC, teremos um potencial normal de oxidação/redução igual a zero. Sendo assim, o de um determinado elemento é sempre medido com base, em referência ao , padronizado como sendo 0 (zero).

Portanto medimos o potencial padrão de oxidação/redução nessas condições: temperatura da solução à 25oC (temperatura ambiente), os gases participantes com pressão de 1 atm e a concentração molar do cátion igual a 1 Mol/litro.

Medida do Potencial Normal de oxidação/redução do Al

Na Física, quando há um condutor percorrido por um fluxo de elétrons, há o  ou d.d.p. definido como sendo o maior potencial menos o menor potencial:

Nota-se no desenho acima que o eletrodo de alumínio possui o maior potencial padrão de oxidação, porque é dele que saem os elétrons. Considerando a oxidação do alumínio teremos um Eo(oxi)=1,66 Volts, ou seja, o eletrodo de alumínio doará elétrons para o eletrodo de hidrogênio.. Durante a sua redução , teremos Eo(red)=-1,66 Volts , já que a oxidação é o contrário da redução em termos de fluxo de elétrons.

Para termos uma noção sobre a tendência de doação de elétrons (eletropositividade) entre os metais, há a seguinte fila, que também serve para o potencial normal de oxidação/redução.

Assim, os melhores oxidantes - os que reduzem ou recebem elétrons com maior facilidade - são as espécies que possuem o menor Eo(oxi) ou maior Eo(red), como, por exemplo, Au+3, Pt+2 e Ag+1.

Os melhores redutores - aqueles que oxidam ou doam elétrons com maior facilidade - são as espécies que possuem maior Eo(oxi) ou menor Eo(red) como Na, K e Mg.

Os elementos ou substâncias que estão mais acima na tabela agem como redutor dos que estão mais abaixo.

 

Potencial de Redução (Eo) em volts (V)

Eo(V)

Potencial de Oxidação em Volts (V)

Eo(V)

 

Li+ + e- -> Li

-3.04

Li -> Li+ + e-

+3.04

K+ + e- -> K

-2.92

K -> K+ + e-

+2.92

Ba2+ + 2e- -> Ba

-2.90

Ba -> Ba2+ + 2e-

+2.90

Ca2+ + 2e- -> Ca

-2.87

Ca -> Ca2+ + 2e-

+2.87

Na+ + e- -> Na

-2.71

Na -> Na+ + e-

+2.71

Mg2+ + 2e- -> Mg

-2.37

Mg -> Mg2+ + 2e-

+2.37

Al3+ + 3e- -> Al

-1.66

Al -> Al3+ + 3e-

+1.66

Mn2+ + 2e- -> Mn

-1.18

Mn -> Mn2+ + 2e-

+1.18

2H2O + 2e- -> H2 + 2 OH-

-0.83

H2 + 2 OH- -> 2H2O + 2e-

+0.83

Zn2+ + 2e- -> Zn

-0.76

Zn -> Zn2+ + 2e-

+0.76

Cr2+ + 2e- -> Cr

-0.74

Cr -> Cr2+ + 2e-

+0.74

Fe2+ + 2e- -> Fe

-0.44

Fe -> Fe2+ + 2e-

+0.44

Cr3+ + 3e- -> Cr

-0.41

Cr -> Cr3+ + 3e-

+0.41

Cd2+ + 2e- -> Cd

-0.40

Cd -> Cd2+ + 2e-

+0.40

Co2+ + 2e- -> Co

-0.28

Co -> Co2+ + 2e-

+0.28

Ni2+ + 2e-->Ni

-0.25

Ni -> Ni2+ + 2e-

+0.25

Sn2+ + 2e- -> Sn

-0.14

Sn -> Sn2+ + 2e-

+0.14

Pb2+ + 2e- -> Pb

-0.13

Pb -> Pb2+ + 2e-

+0.13

Fe3+ + 3e- -> Fe

-0.04

Fe -> Fe3+ + 3e-

+0.04

2H+ + 2e- -> H2

0.00

H2 -> 2H+ + 2e-

0.00

 

S + 2H+ + 2e- -> H2S

0.14

H2S -> S + 2H+ + 2e-

-0.14

Sn4+ + 2e- -> Sn2+

0.15

Sn2+ -> Sn4+ + 2e-

-0.15

Cu2+ + e- -> Cu+

0.16

Cu+ -> Cu2+ + e-

-0.16

SO42+ + 4H+ + 2e- -> SO2 + 2H2O

0.17

SO2 + 2H2O -> SO42+ + 4H+ + 2e-

-0.17

AgCl + e- -> Ag + Cl-

0.22

Ag + Cl-  ->  AgCl+ e-

-0.22

Cu2+ + 2e- -> Cu

0.34

Cu -> Cu2+ + 2e-

-0.34

ClO3- + H2O + 2e- -> ClO2- + 2OH-

0.35

ClO2- + 2OH- -> ClO3- + H2O + 2e-

-0.35

2H2O + O2 + 4e- -> 4OH-

0.40

4OH- -> 2H2O + O2 + 4e-

-0.40

Cu+ + e- -> Cu

0.52

Cu -> Cu+ + e-

-0.52

I2 + 2e- -> 2I-

0.54

2I- -> I2 + 2e-

-0.54

O2 + 2H+ + 2e- -> H2O2

0.68

H2O2 -> O2 + 2H+ + 2e-

-0.68

Fe3+ + e- -> Fe2+

0.77

Fe2+   -> Fe3+ + e-

-0.77

NO3- + 2H+ + e- -> NO2 + H2O

0.78

NO2 + H2O -> NO3- + 2H+ + e-

-0.78

Hg2+ + 2e- -> Hg

0.78

Hg -> Hg2+ + 2e-

-0.78

Ag+ + e- -> Ag

0.80

Ag -> Ag+ + e-

-0.80

NO3- + 4H+ +3 e- -> NO+ 2H2O

0.96

NO + 2H2O -> NO3- + 4H+ +3 e-

-0.96

Br2 + 2e- -> 2Br-

1.06

2Br- -> Br2 + 2e-

-1.06

O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O

1.23

2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-

-1.23

MnO2 + 4H+ + 2e- -> Mn2+ + 2H2O

1.28

Mn2+ + 2H2O -> MnO2 + 4H+ + 2e-

-1.28

Cr2O72- + 14H+ + 6e- -> 2Cr3+ + 7H2O

1.33

2Cr3+ + 7H2O -> Cr2O72- + 14H+ + 6e-

-1.33

Cl2 + 2e- -> 2Cl-

1.36

2Cl- -> Cl2 + 2e-

-1.36

Ce4+ + e- -> Ce3+

1.44

Ce3+ -> Ce4+ + e-

-1.44

Au3+ + 3e- -> Au

1.50

Au -> Au3+ + 3e- >

-1.50

MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn2+ + 4H2O

1.52

Mn2+ + 4H2O -> MnO4- + 8H+ + 5e-

-1.52

H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O

1.78

2H2O -> H2O2 + 2H++ 2e-

-1.78

Co3+ + e- -> Co2+

1.82

Co2+ -> Co3+ + e-

-1.82

S2O82- + 2e- -> 2SO42-

2.01

2SO42- -> S2O82- + 2e-

-2.01

O3 + 2H+ + 2e- -> O2 + H2O

2.07

O2 + H2O -> O3 + 2H+ + 2e-  

-2.07

F2 + 2e- -> 2F-

2.87

2F- -> F2 + 2e-

-2.87

Sumário

- Pilhas galvânicas
i. Construção de uma pilha de solução
- Potencial padrão de Oxidação/Redução
ii. Medida do Potencial Normal de oxidação/redução do Al
- Pilha de Daniell
i. Polaridade
- Catodo e Anodo
Assine login Questões para o Enem image