Eletroquímica - Caderno de Atividades - 3.ª edição

ELETROQUÍMICA Caderno de Atividades 3a edição

José RicaRdo L. aLmeida NeLsoN BeRgmaNN

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Direção Geral: Supervisão Editorial: Revisão de Texto: Revisão de Provas: Ilustrações: Editoração Eletrônica: Capa: Fotografias da Capa:

Impressão e Acabamento:

Julio E. Emöd Maria Pia Castiglia Patrícia Gazza Mônica Roberta Suguiyama KLN Ana Olívia Justo AM Produções Gráficas Ltda.

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Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Almeida, José Ricardo L. Eletroquímica : caderno de atividades / José Ricardo L. Almeida, Nelson Bergmann. - - 3. ed. -São Paulo : HARBRA, 2015.

Bibliografia.

ISBN 978-85-294-0448-6 1. Eletroquímica 2. Ensino médio I. Bergmann, Nelson. II. Título.

14-11673

CDD-541.307 Índices para catálogo sistemático: 1. Eletroquímica : Ensino médio 541.307

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ElETRoQUÍMICA – CADERno DE ATIvIDADES – 3a edição Copyright © 2015 por editora HARBRA ltda.

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ISBN 978-85-294-0448-6

Impresso no Brasil

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Printed in Brazil

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Apresentação

“A satisfação da própria curiosidade é uma das grandes fontes de felicidade da vida.”

“Satisfaction of one’s curiosity is one of the greatest sources of happiness in life.”

Linus Pauling Químico norte-americano, prêmio Nobel de Química (1954) e da Paz (1962).

Já se foi o tempo em que a Química era vista como um conjunto de teorias e suposições sobre algo que não se sabia exatamente o que era, sobre um tipo de “mágica”.

Constata-se, hoje, que a Química está presente em todas as atividades humanas, na vida dos seres, nas relações comerciais, na luz que emana da combustão de uma folha de papel.

Os antigos egípcios afirmavam que o significado de Ke-me (chem), a Química, era “terra”. E estavam certos. A amplitude e abrangência da ciência Química em nossa Terra podem até mesmo nos amedrontar, mas para não deixar que isso aconteça é preciso conhecer essa ciência. Não só o que ela foi e o que ela é, mas também o que ela será.

Química é transformação e conexão. E o mesmo pode ser afirmado para o objetivo deste trabalho: o conhecimento.

Nosso convite tem como origem a pretensão (nada modesta!) de transformar a visão que se tem da Química e inseri-la em um mundo que faça jus às particularidades contemporâneas, sem, contudo, esvaziar sua grandeza. Com esta coleção almeja-se apresentar de forma descontraída e precisa não só os preceitos básicos, mas também discussões mais aprofundadas da ciência central. Deseja-se, enfim, poder partilhar cada uma dessas reflexões com aqueles que agora leem estas palavras, porque só assim fará sentido querer compreendê-las.

Com esse objetivo, os conteúdos de Química passam a ser divididos, a partir desta edição, em quatro volumes, cada um contendo exercícios agrupados em séries em ordem crescente de dificuldade (Séries Prata e Ouro, para o livro de Química Geral; Séries Prata, Ouro e Platina para os demais), de modo a guiar os alunos nessa escalada do conhecimento.

No livro Química Geral, o aluno percorrerá os conceitos fundamentais da atomística e química geral.

A química orgânica, por sua vez, é tratada com exclusividade pelo livro Química Orgânica. Esse volume aborda os diversos tipos de reações até a introdução da bioquímica.

No livro Físico-Química, que busca estabelecer o primeiro contato entre a Química e a Física, passa-se pelo estudo das soluções, propriedades coligativas, termoquímica, cinética, equilíbrio molecular e iônico. Essa linha de estudo da físico-química será encerrada e aprofundada pelo livro Eletroquímica, que também aborda conceitos como pilhas, pilhas combustíveis e processos de eletrólise, colocando em pauta, do ponto de vista econômico e sustentável, possíveis fontes alternativas de energia.

Além da nova organização dos volumes, nesta nova edição foram inseridos Exercícios Resolvidos de modo a auxiliar o estudante no processo de aprendizagem.

E se a sustentabilidade é uma das palavras de ordem da Química do novo milênio, não poderíamos deixar de evoluir também nesse sentido. A partir desta edição, os gabaritos e resoluções dos exercícios encontram-se disponíveis na Internet e podem ser acessados pelos alunos por meio da plataforma da editora HARBRA, responsável pela edição deste material.

Nosso agradecimento especial aos alunos por nos acompanharem na procura por uma visão transformadora da Química, inserindo-a no século XXI, de modo sustentável e limpo, sem perder o foco com as relações do cotidiano.

Um abraço, Os autores.

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Conteúdo

1 Método do Íon-elétron ou Método da Semirreação ................... 7

4 Corrosão e Pilhas Comerciais ......... 47

Convenções na célula voltaica ............................. 15

Conceito de corrosão ............................................ 47 Corrosão do cobre ................................................ 47 Corrosão do alumínio ........................................... 47 Corrosão da prata ................................................. 47 Corrosão do ferro .................................................. 47 Pilha seca comum ou pilha de Leclanché ou pilha ácida ............................ 49 Pilha alcalina ......................................................... 50 Bateria de chumbo ou bateria de carro ou acumulador ................................... 50 Células a combustível ........................................... 51 Exercícios Série Prata ........................................... 52 Exercícios Série Ouro ........................................... 54 Exercícios Série Platina ......................................... 64

Exercícios Série Prata ........................................... 16

5 Eletrólise Qualitativa ..........................66

Equilibrando equações de oxidorredução ............

7

Exercícios Série Prata ...........................................

8

Exercícios Série Ouro ...........................................

9

Exercícios Série Platina ......................................... 11

2 Células Voltaicas ............................... 12 Conceito de célula voltaica ................................... 12 Montagem de uma célula voltaica . ....................... 12 Fila de reatividade dos metais e geração de corrente elétrica em uma pilha ................... 13 Equação global da pilha ........................................ 13 Função da ponte salina ......................................... 14

Exercícios Série Ouro ........................................... 18

3 Potencial de Eletrodo e suas Aplicações ............................ 22 Conceito de potencial de eletrodo (E) .................. 22 Medida do potencial de eletrodo-padrão (E0) .................................... 22 Cálculo da ddp ou voltagem inicial de uma pilha .......................................... 23 Determinação do potencial de eletrodo do zinco (E0Zn) ................................. 23 Determinação do potencial de eletrodo do cobre (E0Cu) ................................ 23 Tabela de potencial-padrão de eletrodo .............. 23 Fatores que alteram a ddp de uma pilha .............. 25 Influência da concentração no potencial de redução ....................................... 26 Espontaneidade de reações de oxidorredução ............................................. 26 Pilha de concentração .......................................... 26 Equação de Nernst ............................................... 27 Exercícios Série Prata ........................................... 27 Exercícios Série Ouro ........................................... 32 Exercícios Série Platina ......................................... 44

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Conceito de eletrólise ...........................................

Mecanismo da eletrólise .......................................

Semirreação catódica ...........................................

Semirreação anódica ............................................

Esquema da cuba eletrolítica ................................

Eletrólise ígnea ......................................................

Eletrólise aquosa com eletrodos inertes ..............

Eletrólise aquosa usando no ânodo um eletrodo ativo .............................

Galvanoplastia ou eletrodeposição ......................

Exercícios Série Prata ...........................................

Exercícios Série Ouro ...........................................

Exercícios Série Platina .........................................

66 66 66 66 67 67 68 69 70 70 73 81

6 Eletrólise Quantitativa ...................... 82 Estequiometria na eletrólise e nas pilhas .............

Relação entre a quantidade em mols de elétrons e a carga elétrica ............

Eletrólise em série .................................................

Exercícios Série Prata ...........................................

Exercícios Série Ouro ...........................................

Exercícios Série Platina .........................................

82 82 83 84 87 94

Bibliografia ............................................. 96

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Capítulo

1

Método do Íon-elétron ou Método da Semirreação 1.

Equilibrando equações de oxidorredução

Existem dois métodos de balanceamento destas equações: o método do número de oxidação (utilizado no livro de Química Geral) e o método da semirreação, também conhecido como método do íon-elétron; eles são diferentes e não devem ser confundidos entre si. Cada um tem suas vantagens e desvantagens. A maior vantagem do método do número de oxidação é a sua rapidez.

1.1

Método da semirreação para soluções ácidas

1. Escreva as semirreações de oxidação e redução e balanceie os átomos oxidados e reduzidos.

2. Balanceie os átomos de O usando H2O.

3. Balanceie os átomos de H usando H1.

4. Adicione elétrons (e2) a cada semirreação ao lado deficiente em carga negativa, isto é, para alcançar o equilíbrio elétrico.

5. Uma vez que o número de elétrons ganhos e perdidos deve ser igual, multiplique cada semirreação pelo número apropriado para tornar igual o número de elétrons de cada semirreação.

6. Some as duas semirreações, cancelando os elétrons e quaisquer outras substâncias que apareçam em lados opostos da equação.

1.2 Método da semirreação para soluções básicas Balancear como se fosse solução ácida e, ao final, juntar OH2 a ambos os membros da equação para “neutralizar” o H1 que se converte em H2O.

Exercício resolvido PbO2(s) 1 Mn21(aq)

Pb21 1 MnO412(aq)

meio ácido

Oxidação 1. Mn21

Redução

MnO412

PbO2

Pb21 Pb21 1 2 H2O

2. Mn21 1 4 H2O

MnO412

PbO2

3. Mn21 1 4 H2O

MnO412 1 8 H1

PbO2 1 4 H1

4. Mn21 1 4 H2O

MnO412 1 8 H1 1 5e2

PbO2 1 4 H1 1 2e2

Mn21 1 4 H2O PbO2 1 4 H1 1 2e2

Pb21 1 2 H2O Pb21 1 2 H2O

MnO412 1 8 H1 1 5e2 (3 2) Pb21 1 2 H2O (3 5)

2 Mn21(aq) 1 5 PbO2(s) 1 4 H1(aq)

2 MnO412(aq) 1 5 Pb21(aq) 1 2 H2O(l)

Cap. 1 | Método do Íon-elétron ou Método da Semirreação

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Exercícios Série Prata Usando o método da semirreação, complete e balanceie as seguintes equações que estão ocorrendo em solução ácida.

1. Fe21 1 MnO412 Oxidação 1) Fe21 2) Fe21 3) Fe21 4) Fe21

Fe31 1 Mn21

Fe31 Fe31 Fe31 Fe31 1 e2 (3 5)

Redução Mn21 1) MnO42 2 Mn21 1 4 H2O 2) MnO4 2 3) MnO4 1 8 H1 Mn21 1 4 H2O 4) MnO42 1 8 H1 1 5e2 Mn21 1 4 H2O 31 oxidação: 5 Fe21 5 Fe 1 5e2 2 redução: MnO4 1 8 H1 1 5e2 Mn21 1 4 H2O 1 21 2 equação final: MnO4 1 8 H 1 5 Fe Mn21 1 4 H2O 1 5 Fe31

2. Co 1 NO312

Co31 1 NO2

Oxidação 1) 2) 3) 4)

S 1 Cr31

Oxidação 1) 2) 3) 4) Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

5. (UNESP) H2C2O4 1 MnO412

CO2 1 Mn21

Oxidação 1) 2) 3) 4) Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

3. Ag1 1 HCHO

6. CH3CH2OH 1 Cr2O722 Ag 1 HCO2H

Oxidação 1) 2) 3) 4) Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

8

4. H2S 1 Cr2O722

do bafômetro)

CH3COOH 1 Cr31 (teste

Oxidação 1) 2) 3) 4) Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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Usando o método da semirreação, complete e balanceie as seguintes equações que estão ocorrendo em solução básica.

7. MnO412 1 I12

MnO2 1 IO312

Oxidação

Redução

1) I2 IO32 1) MnO42 MnO2 2 2 2 2) I 1 3 H2O IO3 2) MnO4 MnO2 1 2 H2O IO32 1 6 H1 3) MnO42 1 4 H1 MnO2 1 2 H2O 3) I2 1 3 H2O 2 1 2 1 2 2 2 IO3 1 6 H 1 6e 4) MnO4 1 4 H 1 3e MnO2 1 2 H2O (3 2) 4) I 1 3 H2O

oxidação: I2 1 3 H 2O IO32 1 6 H1 1 6e2 redução: 2 MnO42 1 8 H1 1 6e2 2 MnO2 1 4 H2O 2 Introduzindo 2 OH : 2 MnO42 1 I2 1 2 H1 1 2 OH2 2 MnO2 1 IO32 1 H2O 1 OH2 2 2 equação final: 2 MnO4 1 I 1 H2O 2 MnO2 1 IO32 1 2 OH2

8. Zn 1 ClO12

Zn(OH)2 1 Cl12

Oxidação

1) 2) 3) 4)

1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

Use o método da semirreação para equilibrar as equações em meio ácido.

1. Cr2O722(aq) 1 Fe21(aq)

Cr31(aq) 1 Fe31(aq)

Oxidação 1) 2) 3) 4)

Oxidação 1) 2) 3) 4)

Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

2. Ag(s) 1 NO32(aq)

Redução

3. MnO412(aq) 1 HSO312(aq)

Mn21(aq) 1 SO422(aq)

Oxidação 1) 2) 3) 4) Redução

NO2(aq) 1 Ag1(aq)

1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

Cap. 1 | Método do Íon-elétron ou Método da Semirreação

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4. Zn(s) 1 NO32(aq)

Zn21(aq) 1 N2O(g)

Oxidação

7. Br2(l)

Br2(aq) 1 BrO23 (aq)

Oxidação

1) 2) 3) 4)

1) 2) 3) 4)

Redução

Redução

1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final:

5. U41(aq) 1 MnO412(aq)

Mn21(aq) 1 UO21(aq)

8. (FUVEST – SP) Uma estudante de Química elaborou

Oxidação

um experimento para investigar a reação entre cobre metálico (Cu) e ácido nítrico (HNO3(aq)). Para isso, adicionou o ácido nítrico a um tubo de ensaio (I) e, em seguida, adicionou raspas de cobre metálico a esse mesmo tubo. Observou que houve liberação de calor e de um gás marrom, e que a solução se tornou azul. A seguir, adicionou raspas de cobre a dois outros tubos (II e III), contendo, respectivamente, soluções aquosas de ácido clorídrico (HCl(aq)) e nitrato de sódio (NaNO3(aq)). Não observou qualquer mudança nos tubos II e III, ao realizar esses testes.

Sabe-se que soluções aquosas de íons Cu21 são azuis e que o gás NO2 é marrom.

1) 2) 3) 4) Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: equação final: Use o método das semirreações para equilibrar as equações em meio básico.

6. ClO2(aq) 1 CrO22(aq)

1) 2) 3) 4) oxidação: redução: introduzindo OH2 equação final:

Cl2(aq) 1 CrO422(aq)

Oxidação 1) 2) 3) 4)

a) Escreva, nos espaços delimitados na página de respostas, as equações que representam a semirreação de oxidação e a semirreação de redução que ocorrem no tubo I. Semirreação de oxidação Semirreação de redução b) Qual foi o objetivo da estudante ao realizar os testes com HCl(aq) e NaNO3(aq)? Explique.

Redução 1) 2) 3) 4) oxidação: redução: introduzindo OH2 equação final:

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Eletroquímica | Caderno de Atividades

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Exercícios Série Platina 1. (PUC – SP) Existem dois tipos de bafômetro. O mais antigo, se baseia na reação do vapor de álcool etílico (etanol) contido no ar expirado pelo indivíduo com uma fase sólida embebida em solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) em ácido sulfúrico (H2SO4). O teor de álcool é determinado a partir de uma escala de variação de cores que vai do laranja ao verde. A reação que ocorre pode ser equacionada por: Cr2O722(aq) 1 C2H6O(g) laranja

d) Escreva a reação completa e balanceada de oxirredução caso a reação ocorresse em meio básico.

Cr31(aq) 1 C2H4O(g) em meio ácido verde

O bafômetro mais moderno determina a concentração de etanol no sangue a partir da quantidade de elétrons envolvida na transformação do etanol em acetaldeído (etanal). a) Completar e balancear a equação através do método do íon-elétron. b) Na reação do dicromato de potássio e do etanol identifique o agente redutor e o agente oxidante. c) Quantos elétrons são envolvidos por molécula de acetaldeído formada? Justifique.

3. (IME – RJ – adaptada) Dada a equação química em meio ácido, não balanceada: P4 1 NO23

NO 1 PO432

a) Acerte os coeficientes estequiométricos pelo método do íon-elétron. b) A reação de 124 g de P4 com uma solução de ácido nítrico gera 50 g de NO. Sabendo que o rendimento é 100%, determine o grau de pureza do fósforo.

Dados: P 5 31, N 5 14, O 5 16.

2. (ITA – SP – adaptada) A seguinte reação não balanceada e incompleta ocorre em meio ácido: (Cr2O7)22 1 (C2O4)22

Cr31 1 CO2

a) Através do método íon-eletron, escreva a semir-reação de oxidação balanceada. b) Através do método íon-eletron, escreva a semir-reação de redução balanceada. c) Escreva a reação completa de oxirredução e dê a soma dos coeficientes estequiométricos (inteiros mínimos) desta reação.

Cap. 1 | Método do Íon-elétron ou Método da Semirreação

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Capítulo

2

Células Voltaicas 1. Conceito de célula voltaica

Cu

É uma reação de oxidorredução espontânea que produz corrente elétrica. Exemplo: 2e-

2e2

0

0

Zn

Meia-célula de cobre: lâmina de cobre (eletrodo) mergulhada em uma solução aquosa de cátion cobre.

21

21

Zn 12+ CuSO4 +

CuSO4

oxidação

A célula voltaica estará pronta quando unirmos as duas células através de um fio elétrico, ponte salina ou parede porosa.

0

ZnSO 1 0Cu 2+ 4 ZnSO4 +

Cu

oxidação

CuSO4

redução redução

A pilha formada entre o eletrodo de zinco e o de cobre é chamada de pilha de Daniell.

Zn

fio elétrico Cu2+

Zn2+

Zn

ponte salina

Cu

Zn

CuSO4

Esta reação não pode ser considerada uma célula, pois temos uma transferência de elétrons sem produzir corrente elétrica. Pilha é o nome popular de uma célula voltaica

2. Montagem de uma célula voltaica 2e0

Zn

+ oxidação

Zn2+ (aq)

Cu2+ (aq)

Meia-célula do zinco: lâmina de zinco (eletrodo) mergulhada em uma solução aquosa de cátion zinco.

ZnSO4

12

Zn2

fio elétrico

fio elétrico

Para produzir corrente elétrica, ponte salinao agente redutor (Zn) Cu Zn 21 2+ deve estar separado 2+ do agente 0 oxidante (Cu ). Na prática CuSO ZnSOatravés Cu 4 separação é feita 4 + esta da meia-célula. A meia-célula é do tipo metal-íon metálico, que consiste em um metal redução (eletrodo) em contato com seus íons presentes na solução.

Zn

Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq)

Cu

Zn

Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) placa porosa

Ponte salina é um tubo recurvado em U contendo uma solução saturada de um sal (KCl, KNO3, K 2SO4), tendo nas duas extremidades um pouco de algodão para evitar o escoamento da solução. Esta montagem vai gerar corrente elétrica.

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3. Fila de reatividade dos metais e geração de corrente elétrica em uma pilha Lembrando: alcalinos > alcalinos-terrosos > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Bi > Cu > Hg > Pt > Au 1 2 reatividade diminui

Essa fila mostra que o poder de oxidação (doar elétrons) dos metais vai diminuindo à medida que a reatividade diminui.

Verifica-se experimentalmente que, em uma pilha, o metal mais reativo sofre oxidação e o cátion do metal menos reativo sofre redução.

Pilha de Daniell: Zn sofre oxidação Cu21 sofre redução Zn 1 Cu21

Zn21 1 Cu

Concluímos que o fluxo de elétrons na pilha de Daniell vai do eletrodo de zinco (mais reativo) para o eletrodo de cobre (menos reativo).

e–

fio elétrico fio elétrico e– e–

e–

e– Zn

Zn

ponteponte salinasalina

Zn2+ (aq) Zn2+ (aq)

Cu

i i

e–

Cu2+ (aq) Cu2+ (aq)

i

i Zn

Cu

fio elétrico fio elétrico

i

Zn

ponteponte salinasalina

e2

Cu

Cu2+ (aq) Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) Zn2+ (aq)

eletrodo mais reativo

Cu

i

eletrodo menos reativo

O sentido da corrente elétrica (i) é o contrário do fluxo de elétrons.

4. Equação global da pilha É a soma das duas semirreações que ocorrem na pilha.

No eletrodo de zinco temos uma oxidação Zn lâmina

Zn21 solução

1

2e2 para o fio

A lâmina de zinco sofreu corrosão. A solução ficou mais concentrada: [Zn21] aumenta.

No eletrodo de cobre temos uma redução Cu21 solução

1

2e2 lâmina

Cu deposição na lâmina Cap. 2 | Células Voltaicas

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A lâmina de cobre aumenta de massa. A solução ficou mais diluída: [Cu21] diminui.

Portanto, temos: Zn

Zn21

1

2e2

Cu21

1

2e2

Cu

Zn

1

Cu21

Zn21

Cu

1

_

_

e

e

Cu

Zn

Cu2+

Zn2+

5. Função da ponte salina Sem a ponte salina não haverá passagem da corrente elétrica, pois o excesso de cátions Zn 21 atrai os elétrons da lâmina de Zn, impedindo a sua saída para o fio.

No frasco do CuSO4, o excesso de íons SO22 iria repelir os elétrons do fio vindo da lâmina de Zn. 4 A função da ponte salina é manter o equilíbrio de carga nas duas soluções (mantê-las eletricamente neutras).

Zn2+

Zn2+

Zn2+

Zn2+

e–

NO–3 NO–3 NO–3 NO–3

2+

Zn Zn

Zn2+

Zn2+

e- e-

Zn2+

Zn2+

Zn2+

Zn2+

A

Zn

2+

Zn e- eee- e-

Zn2+

SO42–

K+ NO–3

Cu

K+ K+ K+ K+ SO42– SO42–

SO42– SO42– Cu2+

SO42–

Os cátions Zn 21 formados são neutralizados pelos íons NO 23 vindos da ponte salina. Os íons SO422 em excesso são neutralizados pelos íons K1 vindos da ponte salina.

Conclusão: na ponte salina temos a formação de uma corrente iônica. Os íons K1 se dirigem ao eletrodo de Cu e os íons NO 23 se dirigem ao eletrodo de Zn.

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Eletroquímica | Caderno de Atividades

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6. Convenções na célula voltaica Para todas as células, valem as convenções a seguir.

Observação: Usando a parede porosa (PP)

– Polo negativo: eletrodo que perde elétrons (eletrodo do metal mais reativo); – Polo positivo: eletrodo que recebe elétrons (eletrodo do metal menos reativo); – Ânodo: local da pilha em que ocorre oxidação.

_

_

e

e

Zn

Cu

– Cátodo: local da pilha em que ocorre redução.

Polo negativo: Zn (ânodo)

Pilha de Daniell

Zn2+ SO42–

Polo positivo: Cu (cátodo) Observação:

PP

Notação I UPAC Zn(s) | Zn (aq) || Cu (aq) | Cu(s) 21

21

oxidação

redução

ânodo

cátodo

Os cátions Zn 21 atravessam a parede porosa indo para o cátodo. Os ânions SO422 atravessam a parede porosa indo para o ânodo. Essa passagem de íons (corrente iônica) pela parede porosa mantém as soluções eletricamente neutras.

ponte salina

Leitura Complementar Volta, a pilha voltaica (elétrica) e a primeira experiência eletroquímica Em 20 de março de 1800, o físico italiano Alessandro Giuseppe Volta (1745-1827) enviou, de sua cidade natal uma carta para o naturalista inglês Sir Joseph Banks (1746-1820), presidente da Royal Society of London, na qual descrevia suas experiências sobre a invenção da pilha voltaica (conforme a denominou), conhecida também como coluna de Volta e, posteriormente, pilha (bateria) elétrica. Nessas experiências, idealizou uma série de recipientes contendo salmoura, nos quais mergulhou placas de zinco (Zn) e de prata (Ag) e, ao ligá-las por intermédio de arcos metálicos, conseguiu produzir uma corrente elétrica contínua. No entanto, a primeira experiência eletroquímica usando esse dispositivo foi a realizada pelos ingleses, o químico William Nicholson (1753-1815) e o fisiologista Anthony Carlisle (1768-1840). Vejamos como.

Quando Sir Banks recebeu a carta de Volta, falou de seu conteúdo para seu amigo Carlisle e para Nicholson, que editava o Nicholson’s Journal of Natural Philosophy, Chemistry and the Arts, fundado por ele próprio.

Logo no dia 30 de abril de 1800, Nicholson e Carlisle construíram uma pilha elétrica, provavelmente usando as ideias de Volta e, usando a corrente elétrica gerada por esse novo equipamento elétrico, fizeram-na atravessar

um recipiente contendo água (H2O); em consequência, observaram o desprendimento de gases de hidrogênio (H2) e de oxigênio (O2). Estava, assim, realizada a primeira experiência eletroquímica. Registra-se que o trabalho de Volta foi publicado nas Philosophical Transactions da Royal Society, p. 403 (1800) e o de Nicholson e Carlisle, no Nicholson’s Journal of Natural Philosophy, Chemistry and the Arts 4, p. 179 (1800) e na Philosophical Magazine 7, p. 337. [Ver excertos desses trabalhos em: William Francis Magie, A Source Book in Physics (McGraw-Hill Book Company, Inc. (1935).] É oportuno notar que, em 1801, Volta demonstrou em Paris, para o general francês Napoleão Bonaparte (1769-1821), Imperador da França, o funcionamento de sua pilha elétrica, que inventara em 1800. Em vista disso, Napoleão o fez Conde e Senador do Reino da Lombardia.

prata

+

papel embebido em salmoura

zinco –

Cap. 2 | Células Voltaicas

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15

12/4/15 11:08 AM

1. Complete com oxidação, redução, redutor e

_

e

oxidante.

_ e

A

_

e

Cu

Zn

Zn

Zn21 1 Cu

Zn 1 Cu21

a) Zn: substância que sofreu b) Cu21: espécie que sofreu

Zn2+ (aq)

PP Cu2+(aq) (parede porosa)

c) Zn: agente

Zn2+(aq)

após certo tempo

d) Cu : agente 21

_

e

A

2. Complete com oxidação e redução.

e

_

_ e

Cu

Zn

_

e Zn

Cu

alc, alcT, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H , Bi, Cu, Hg, Pt, Au

reatividade diminui Em uma reação de oxidorredução, o metal mais rePP 2+ Zn2+ (aq)

ativo sofre

(parede porosa)

Cu (aq)

(Zn) e o cátion do metal

menos reativo sofre

após certo tempo

dep depósito de Cu

PP Cu2+(aq) Zn2+(aq) (parede porosa)

(Cu21).

5. Complete com diminui ou aumenta. a) semicélula do metal mais reativo: Zn a massa da lâmina:

3. Complete com Zn e Cu.

a concentração de Zn21(aq)

Semicélula é um conjunto formado por uma lâmina metálica (eletrodo) mergulhada em uma solução aquosa contendo cátion do metal

semicélula de Zn: Zn21 Zn lâmina solução

1

2e2 fio

b) semicélula do metal menos reativo: Cu Zn

Zn

Cu

Cu

a massa da lâmina: a concentração de Cu21(aq):

Zn2+(aq)

Zn2+(aq)

a

a

Cu2+(aq)

Cu2+(aq)

b

b

semicélula de Cu21: Cu21(aq) 1 2e2 solução lâmina

Cu(s) depósito

c) escreva a equação global

a) semicélula do b) semicélula do Zn

Zn

Cu

Cu

4. Complete com Zn e Cu. Inserindo na pilha um amperímetro confirma-se que o fluxo de elétrons vai do eletrodo do metal mais reativo para o eletrodo do 2+(aq) 2+ 2+(aq) 2+(aq) Zn Cu Zn metal menos reativo .Cu (aq)

16

6. Complete com ânodo e cátodo, recebe ou emite. a) O eletrodo no qual ocorre processo de oxidação é denominado

(Zn).

b) O eletrodo no qual ocorre processo de redução é denominado

(Cu).

Eletroquímica | Caderno de Atividades

EQ_C02_012a021.indd 16

11/26/14 9:34 AM

(pa

Utilizando o esquema da pilha a seguir, responda às

c) O polo positivo é o eletrodo que elétrons do fio metálico (Cu).

questões 10 a 19.

d) O polo negativo é o eletrodo que elétrons para Cu

Mg

o fio metálico (Zn). e–

e–

Zn

Cu

polo negativo ânodo

polo positivo cátodo

Mg2+

Cu2+

10. Qual metal se oxida? + Zn2 (aq)

11. Qual íon se reduz?

Cu2+(aq)

PP

12. Qual eletrodo é ânodo?

7. Complete com a notação IUPAC. A|A oxidação x1

||

B |B redução x1

13. Qual eletrodo é cátodo?

Pilha de Daniell

.

8. Complete com elétrons ou íons, ânions ou cátions. a) A finalidade da ponte salina é manter as duas semicélulas elétricamente neutras através da migração de (corrente iônica). b) No ânodo, devido à oxidação, temos um excesso de cargas positivas que são imediatamente neutralizadas pelos provenientes da ponte salina. c) No cátodo, devido à redução, temos um excesso de cargas negativas que são imediatamente neutralizadas pelos provenientes da ponte salina. _

e

14. Indique o sentido dos elétrons.

15. Indique os polos 1 e 2 .

16. Qual lâmina sofre corrosão?

17. Em qual lâmina ocorre deposição?

18. Escreva as semiequações de oxidação e redução.

19. Escreva a equação global da pilha.

Utilizando a notação IUPAC da pilha a seguir, responda às questões 20 a 29.

Co | Co21

|| Au31 | Au

20. Qual metal se oxida?

21. Qual íon se reduz?

_

e

22. Qual eletrodo é ânodo?

Cu

Zn

23. Qual eletrodo é cátodo?

24. Indique o sentido dos elétrons.

25. Indique os polos 1 e 2 .

–

+

Zn2+(aq)

Cu2+(aq)

9. Complete com iônica e eletrônica. a) O fluxo de elétrons no fio condutor origina a corrente . b) O fluxo de íons no interior da pilha origina a corrente .

26. Qual lâmina sofre corrosão?

27. Em qual lâmina ocorre deposição?

28. Escreva as semiequações de oxidação e redução.

29. Escreva a equação global da pilha.

Cap. 2 | Células Voltaicas

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17 11/26/14 9:34 AM

1. (VUNESP) A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: Zn(s) 1 Cu (aq)

Zn (aq) 1 Cu(s)

21

21

Podemos afirmar que: a) o zinco metálico é cátodo. b) o íon cobre sofre oxidação. c) o zinco metálico sofre aumento de massa. d) o cobre é o agente redutor. e) os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre.

4. (CEETEP – SP) No sistema ilustrado na figura a seguir, ocorre a interação de zinco metálico com solução de sulfato de cobre havendo passagem de elétrons do zinco para os íons Cu21 por meio de fio metálico. lâmpada “pingo-d’água” de 1,5 V papel embebido com solução aquosa de CuSO4 (1 mol/L)

Resolução: 2e2

lâmina de cobre

Zn(s) 1 Cu21(aq) 0 12

Zn21(aq) 1 Cu(s) 12 0

redução (cátodo) oxidação (ânodo)

lâmina de zinco

Assim, enquanto a pilha está funcionando, é correto afirmar que:

Zn oxida: é o agente redutor.

Cu21 reduz: é o agente oxidante.

Resposta: alternativa e.

2. (UNESP) Em 1836, o químico John Frederic Daniell desenvolveu uma pilha, utilizando os metais cobre e zinco, para a produção de corrente elétrica. As semirreações envolvidas são dadas por: oxidação: Zn (metal)

fios metálicos

Zn21 (aquoso) 1 2e2

redução: Cu21(aquoso) 1 2e2

Cu (metal)

a) a lâmina de zinco vai se tornando mais espessa. b) a lâmina de cobre vai se desgastando. c) a reação catódica (polo positivo) é representada por: Cu21(aq) 1 2e Cu(s) d) a reação catódica (polo negativo) é representada por: Zn(s) Zn21(aq) 1 2e e) a reação da pilha é representada por: Zn21(aq) 1 Cu(s) Zn(s) 1 Cu21(aq)

A pilha de Daniell pode ser representada por: a) Cu(s) | Cu21(aq) || Zn21(aq) | Zn(s) b) Cu(s) | Zn21(aq) || Cu21(aq) | Zn(s) c) Zn(s) | Zn21(aq) || Cu21(aq) | Cu(s) d) Zn(s) | Cu21(aq) || Zn21(aq) | Cu(s) e) Zn(s) | Zn (aq) 21

|| Cu(aq) | Cu

21

(s)

3. (ACAFE – SC) Considere a pilha de Daniell, em que os eletrodos são de cobre e zinco. O zinco é mais eletropositivo que o cobre, logo, é o zinco que doa elétrons para o cobre. Em relação às considerações acima, é correto afirmar que, após certo tempo: a) b) c) d) e)

a solução de sulfato de zinco fica mais diluída. a massa de cobre diminui. a massa de zinco aumenta. a solução de sulfato de cobre fica mais concentrada. a massa de cobre aumenta.

5. (UFMG) Na figura, está representada a montagem de uma pilha eletroquímica, que contém duas lâminas metálicas − uma de zinco e uma de cobre − mergulhadas em soluções de seus respectivos sulfatos. A montagem inclui um longo chumaço de algodão, embebido numa solução saturada de cloreto de potássio, mergulhado nos dois béqueres.

As lâminas estão unidas por fios de cobre que se conectam a um medidor de corrente elétrica. medidor de corrente

fio de cobre I

lâmina de zinco

lâmina de cobre

CuSO4(aq) ZnSO4(aq) chumaço de algodão com KCl(aq)

18

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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11/26/14 9:34 AM

Quando a pilha está em funcionamento, o medidor indica a passagem de uma corrente e pode-se observar que • a lâmina de zinco metálico sofre desgaste; • a cor da solução de sulfato de cobre (II) se torna mais clara; • um depósito de cobre metálico se forma sobre a lâmina de cobre.

Considerando-se essas informações, é correto afirmar que, quando a pilha está em funcionamento, a) nos fios, elétrons se movem da direita para a esquerda; e, no algodão, cátions K1 se movem da direita para a esquerda e ânions Cl2, da esquerda para a direita. b) nos fios, elétrons se movem da direita para a esquerda; e, no algodão, elétrons se movem da esquerda par a direita. c) nos fios, elétrons se movem da esquerda para a direita; e, no, algodão, cátions K1 se movem da esquerda para a direita e ânions Cl2, da direita para a esquerda. d) nos fios, elétrons se movem da esquerda para a direita; e, no algodão, elétrons se movem da direita para a esquerda.

7. (MACKENZIE – SP) Relativamente à pilha a seguir, começando a funcionar, fazem-se as afirmações: I. A reação global da pilha é dada pela equação: Cu 1 2 Ag1

Cu21 1 2 Ag

II. O eletrodo de prata é polo positivo.

III. No ânodo, ocorre a oxidação do cobre.

IV. A concentração de íons de Ag1 na solução irá diminuir.

V. A massa da barra de cobre irá diminuir. _

_

e

e

Ag Ag+ Ag Ag+

Cu2+ Cu Cu2+

solução AgNO3

solução Cu(NO3)2 parede porosa

São corretas: a) III, IV e V somente. b) I, III e V somente. c) II e IV somente.

d) I, IV e V somente. e) I, II, III, IV e V.

8. (UNIFESP) Ferro metálico reage espontaneamente com íons Pb21, em solução aquosa.

6. (PUC – RJ) Uma cela galvânica consiste de um dispositivo no qual ocorre a geração espontânea de corrente elétrica a partir de uma reação de oxirredução.

Considere a pilha formada por duas meias-pilhas constituídas de alumínio em solução aquosa de seus íons e chumbo em solução aquosa de seus íons: Al31 1 3e2

Al

Pb Pb 1 2e Sobre essa pilha, é correto afirmar que: 21

b) c) d) e)

Pb

solução aquosa contendo Fe2+

solução aquosa contendo Pb2+

2

a) a equação global desta pilha é 2 Al31(aq) 1 3 Pb(s)

ponte salina Fe

2 Al(s) 1 3 Pb21(aq)

o metal alumínio atua como agente oxidante. a espécie Pb21(aq) atua como agente redutor. o eletrodo de chumbo corresponde ao cátodo. na semirreação de redução balanceada, a espécie Pb21(aq) recebe um elétron.

Esta reação pode ser representada por: Fe21 1 Pb Fe 1 Pb21 Na pilha, representada pela figura, em que ocorre aquela reação global, a) cátions devem migrar para o eletrodo de ferro. b) ocorre deposição de chumbo metálico sobre o eletrodo de ferro. c) ocorre a diminuição da massa de eletrodo de ferro. d) os elétrons migram da ponte salina de ferro para o chumbo. e) o eletrodo de chumbo atua como ânodo.

Cap. 2 | Células Voltaicas

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19 11/26/14 9:34 AM

9. (FUVEST – SP) Deixando funcionar a pilha esquema-

11. (VUNESP) A reação entre o crômio metálico e

tizada na figura, a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo fica mais espessa, em consequência da deposição de átomos neutros de Pb.

íons ferro (II) em água, produzindo íons crômio (III) e ferro metálico, pode ser utilizada para se montar uma pilha eletroquímica.

No início do experimento, as duas barras apresentavam as mesmas dimensões. Represente, através de equações, o desgaste da barra de zinco e o espessamento da barra de chumbo e indique o sentido do fluxo de elétrons no fio metálico.

a) Escreva as semirreações que ocorrem na pilha, indicando a semirreação de oxidação e a semirreação de redução. b) Escreva a equação química global correspondente à pilha em funcionamento.

fio metálico

Zn

Pb

solução aquosa de Pb(NO3)2

solução aquosa de Zn(NO3)2

parede porosa

12. (FUVEST – SP) Considere três metais A, B e C, dos quais apenas A reage com ácido clorídrico diluído, liberando hidrogênio. Varetas de A, B e C foram espetadas em uma laranja, cujo suco é uma solução aquosa de pH 5 4.

10. (UFBA) fluxo de elétrons

lâmina X0

lâmina Y0

ponte salina

solução de X+

X+

solução de Y+

Y+

A

A e B foram ligados externamente por um resistor (formação de pilha 1). Após alguns instantes, removeu-se o resistor, que foi então utilizado para ligar A e C (formação da pilha 2). Nesse experimento, o polo positivo e o metal corroído na pilha 1 e o polo positivo e o metal corroído na pilha 2 são, respectivamente, Pilha 1

B

Com base no processo eletroquímico representado na figura acima, pode-se afirmar: (01) A massa da lâmina X diminui com o tempo.

(02) Nesse processo ocorre perda e ganho de elétrons.

(04) O ânodo da pilha é: X0/X1.

(08) A reação global da pilha é X (aq) 1 Y (s) X (s) 1 Y (aq) (16) X0 é oxidante.

(32) Durante o processo eletroquímico, a concentração das soluções, em A e em B, permanece inalterada.

(64) A função da ponte é permitir a migração de íons de uma solução para outra.

Dê como resposta a soma dos números associados às afirmações corretas.

0

20

1

1

0

Pilha 2

Polo positivo

Metal corroído

Polo positivo

Metal corroído

a)

B

A

A

C

b)

B

A

C

A

c)

B

B

C

C

d)

A

A

C

A

e)

A

B

A

C

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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13. (UFRJ) As manchas escuras que se formam sobre objetos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contêm enxofre e que são encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar a prata coloca-se o objeto escurecido para ferver em uma panela de alumínio com água e detergente. O detergente retira a gordura da mancha e do alumínio da panela, facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata, com o seu brilho característico. a) Escreva a equação da reação de “limpeza” da prata referida no texto.

b) Com base no processo de “limpeza” da prata descrito podemos construir uma pilha de alumínio e prata, de acordo com o esquema a seguir: fio metálico ponte salina Al

Ag

Al3+ solução

Ag+ solução

Escreva a semirreação que ocorre no cátodo.

Cap. 2 | Células Voltaicas

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21 11/26/14 9:34 AM

Capítulo

3

Potencial de Eletrodo e suas Aplicações 1. Conceito de potencial de eletrodo (E)

2. Medida do potencial de eletrodo-padrão (E0)

Para medir ddp (diferença de potencial) ou voltagem ou fem (força eletromotriz) da pilha devemos usar um voltímetro entre os dois eletrodos.

A escolha de um eletrodo como referencial (o eletrodo-padrão de hidrogênio) permite calcular o potencial de eletrodo de uma semicélula.

O valor de E0 para o eletrodo-padrão de hidrogênio foi convencionado como sendo 0 V (zero volt), quer ele atue como ânodo, quer como cátodo.

O eletrodo-padrão de hidrogênio (EPH):

voltímetro leitura digital

–

+

fio de platina

Para medir a ddp inicial da pilha deve haver pouca passagem de corrente elétrica, portanto, a resistência interna do voltímetro deve ser elevada.

H2 a 1 atm

–

+

solução 1 mol/L de H+(aq)

+

KNO3 Cu

Zn

25 °C Zn2+ [Zn2+] = 1 mol/L

Cu2+ [Cu2+] = 1 mol/L

O valor 1,10 V demonstra que cada semicélula tem um potencial elétrico chamado potencial de eletrodo (E), isto é, a diferença desses potenciais resultou 1,10 V. Concluímos que • a diferença de potencial elétrico é de 1,10 V; • o potencial do eletrodo de cobre (polo positivo) é maior que o do eletrodo de zinco (polo negativo).

A diferença de potencial elétrico entre os eletrodos de uma pilha, medida com voltímetro numa situação em que a pilha esteja fornecendo pouca corrente elétrica para um circuito, é representada por ΔE. Se essa diferença de potencial for medida nas condições-padrão, isto é, concentração dos íons igual a 1 mol/L e temperatura de 25 ºC, ela é denominada diferença de potencial-padrão e é representada por ΔE0.

Pilha de Daniell ΔE0 5 1,10 V.

22

H2

placa de Pt porosa

1,10

–

Pt

Evidências mostraram aos cientistas que a platina negra tem a propriedade de adsorver o gás hidrogênio, ou seja, de reter em sua superfície as moléculas desse gás.

Como a quantidade de elétrons (nuvens de elétrons) é grande na platina, o hidrogênio irá emparelhar os seus elétrons mais facilmente com a platina do que o próprio hidrogênio; como consequência, enfraquece a ligação covalente entre os átomos de hidrogênio. superfície de Pt negra

H

H

Pt Pt grande nuvem de elétrons

cátodo: 2 H1 1 2e2 ânodo: H2

H2

E0 5 0 V

2 H1 1 2e2

E0 5 0 V

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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12/4/15 11:10 AM

3. Cálculo da ddp ou voltagem inicial de uma pilha

0,34

+

–

Podemos utilizar as seguintes equações: 0 0 ΔE0 5 Eoxidante 2 Eredutor

(equação geral que vale para qualquer reação de oxidorredução) 0 0 ΔE0 5 Emaior 2 Emenor

+

–

H2(g) 1 atm

Cu(s)

25 °C eletrodo de Pt

(somente nas pilhas)

4. Determinação do potencial de eletrodo do zinco (E0Zn) 0 O EZn será igual à ddp formada entre o eletrodo de Zn e do H2. Observe o esquema da pilha:

+(g)

H 1,0 mol/L oxidação

redução

Observe que o potencial de eletrodo do cobre é maior do que o do hidrogênio, pois o primeiro é o polo positivo.

0 0 2 Emenor ΔE0 5 Emaior

Cu

0,34 V 5 E 2 0 0 5 0,34 V ECu

O potencial padrão de eletrodo pode ser calculado teoricamente utilizando uma grandeza chamada de energia livre, principalmente para metais que reagem com a água.

+

+

–

Zn(s)

H2

0 Cu

0,76

–

Cu– 1,0 mol/L

H2(g)

6. Tabela de potencial-padrão de eletrodo 25 °C H+(g) 1,0 mol/L

Zn2+ 1,0 mol/L oxidação

eletrodo de Pt

redução

Verifica-se experimentalmente que quanto maior o E0 maior a tendência da semicélula sofrer redução. Por isso essa grandeza também é chamada de potencial-padrão de redução e simbolizada por E0red.

Na pilha de Daniell

Observe que o potencial de eletrodo de hidrogênio é maior do que o do zinco, pois o primeiro é o polo positivo. ΔE 5 E 0

0 maior

Cu21 1 2e2

manter

E0 5 10,34 V (maior E0, sofre redução) Zn21 1 2e2

inverter

2E

Zn

0,76 V 5 0 2 E

0 Zn

0 EZn 5 20,76 V

0

concluímos que: Cu Cu21 1 2e2 21 Zn 1 2e2 Zn Zn 1 Cu21

5. Determinação do potencial de eletrodo do cobre (E0Cu) 0 O ECu será igual à ddp da pilha entre o eletrodo do cobre e hidrogênio.

Zn

E 5 20,76 V (menor E0, sofre oxidação)

0 menor

H2

Cu

1 0,34 V 1 0,76 V

Zn21 1 Cu 1 1,10 V

Observação: antigamente também se usava o potencial de oxidação (E0oxi) Zn

Zn21 1 2e2

E0 5 10,76 V

Contudo, a IUPAC recomenda escrever a semiequação de redução junto com o valor do potencial.

Cap. 3 | Potencial de Eletrodo e suas Aplicações

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23

12/4/15 11:10 AM

O potencial-padrão de redução é medido a 25 °C, concentração 1 mol/L para as espécies dissolvidas e pressão de 1 atm para os gases.

Aumento do poder oxidante

24

Li1(aq) 1 e2

Li(s)

23,05

K1(aq) 1 e2

K(s)

22,93

Ba21(aq) 1 2e2

Ba(s)

22,90

Sr21(aq) 1 2e2

Sr(s)

22,89

Ca21(aq) 1 2e2

Ca(s)

22,87

Na1(aq) 1 e2

Na(s)

22,71

Mg21(aq) 1 2e2

Mg(s)

22,37

Be21(aq) 1 2e2

Be(s)

21,85

Al31(aq) 1 3e2

Al(s)

21,66

Mn 21(aq) 1 2e2

Mn(s)

21,18

2 H2O 1 2e2

H2(g) 1 2 OH2(aq)

20,83

Zn 21(aq) 1 2e2

Zn(s)

20,76

Cr31(aq) 1 3e2

Cr(s)

20,74

Fe21(aq) 1 2e2

Fe(s)

20,44

Cd 21(aq) 1 2e2

Cd(s)

20,40

PbSO4(s) 1 2e2

Pb(s) 1 SO422(aq)

20,31

Co21(aq) 1 2e2

Co(s)

20,28

Ni21(aq) 1 2e2

Ni(s)

20,25

Sn 21(aq) 1 2e2

Sn(s)

20,14

Pb21(aq) 1 2e2

Pb(s)

20,13

2 H1(aq) 1 2e2

H2(g)

0,00

Sn41(aq) 1 2e2

Sn 21(aq)

10,13

Cu 21(aq) 1 e2

Cu1(aq)

10,15

SO422(aq) 1 4 H1(aq) 1 2e2

SO2(g) 1 2 H2O

10,20

AgCl(s) 1 e2

Ag(s) 1 Cl2(aq)

10,22

Cu21(aq) 1 2e2

Cu(s)

10,34

O2(g) 1 2 H2O + 4e2

4 OH2(aq)

10,40

I2(s) 1 2e2

2 I2(aq)

10,53

Aumento do poder redutor

0 (V) Ered

Reação de Redução

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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12/9/15 8:08 AM

Aumento do poder oxidante

MnO24(aq) 1 2 H2O 1 3e2

MnO2(s) 1 4 OH2(aq)

10,59

O2(g) 1 2 H1(aq) 1 2e2

H2O2(aq)

10,68

Fe31(aq) 1 e2

Fe21(aq)

10,77

Ag1(aq) 1 e2

Ag(s)

10,80

Hg221(aq) 1 2e2

2 Hg(l)

10,85

2 Hg21(aq) 1 2e2

Hg221(aq)

10,92

NO23(aq) 1 4 H+(aq) 1 3e2

NO(g) 1 2 H2O

10,96

Br2(l) 1 2e2

2 Br2(aq)

11,07

O2(g) 1 4 H1(aq) 1 4e2

2 H 2O

11,23

MnO2(s) 1 4 H1(aq) 1 2e2

Mn 21(aq) 1 2 H2O

11,23

Cr2O722(aq) 1 14 H 1(aq) 1 6e2

2 Cr31(aq) 1 7 H2O

11,33

Cl2(g) 1 2e2

2 Cl2(aq)

11,36

Au31(aq) 1 3e2

Au(s)

11,50

MnO24(aq) 1 8 H1(aq) 1 5e2

Mn 21(aq) 1 4 H2O

11,51

Ce41(aq) 1 e2

Ce31(aq)

11,61

PbO2(s) 1 4 H1(aq) 1 SO422(aq) 1 2e2

PbSO4(s) 1 2 H2O

11,70

H2O2(aq) 1 2 H1(aq) 1 2e2

2 H 2O

11,77

CO31(aq) 1 e2

Co21(aq)

11,82

O3(g) 1 2 H1(aq) 1 2e2

O2(g) 1 H2O(l)

12,07

F2(g) + 2e2

2 F2(aq)

12,87

Aumento do poder redutor

0 (V) Ered

Reação de Redução

Baseado em: Kotz, J.; treichel Jr., P. M. Química Geral e Reações Químicas. v. 2.

7. Fatores que alteram a ddp de uma pilha A ddp de um pilha (ΔE0) depende da concentração dos íons, da temperatura e da pressão dos gases envolvidos.

Por esse motivo utilizamos as condições-padrão, fixando a concentração dos íons (1 mol/L), a temperatura (25 ºC) e a pressão (1 atm).

Observação: a energia elétrica depende da quantidade dos reagentes; portanto, quanto maior a quantidade dos reagentes, maior a energia elétrica.

1,5 1,5VV maior maior energia energia elétrica elétrica

1,5 1,5VV menor menor energia energia elétrica elétrica pilha pilha 11

pilha pilha 22

Cap. 3 | Potencial de Eletrodo e suas Aplicações

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25

12/9/15 8:08 AM

8. Influência da concentração no potencial de redução O potencial de redução depende da concentração do íon presente na solução, devido ao deslocamento de equilíbrio que ocorre na semirreação espécie química

íon 1 elétron

Se a concentração do íon aumentar, o equilíbrio será deslocado para a direita, favorecendo a redução; portanto, o potencial de redução vai aumentar.

Se a concentração do íon diminuir, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, favorecendo a oxidação; portanto, o potencial de redução vai diminuir.

Considere a equação global da pilha de Daniell Zn(s)

1

21

Cu (aq)

Zn (aq)

diminui

aumenta

21

1

Cu(s)

Quando [Zn21] 5 1037 [Cu21], teremos ECu21 Cu

início [Zn21] 5 1 mol/L andamento [Zn21] . 1 mol/L Zn (aq) + 2e

Zn21(aq) + 2e2

Zn(s) E

0 red

5 20,76 V (início)

Zn(s) Ered . 20,76 V (andamento)

A concentração do cátion Cu (reagente) diminui; portanto, o seu potencial de redução diminui.

21

início [Cu21] 5 1 mol/L andamento [Cu21] , 1 mol/L Cu21(aq) 1 2e2

Cu(s) E0red 5 +0,34 V (início)

Cu21(aq) 1 2e2

Cu(s) Ered , +0,34 V (andamento)

Como consequência das alterações nos potenciais de redução, a ddp da pilha (ΔE) vai diminuir. ΔE0 5 E0Cu21/Cu 2 E0Zn21/Zn 5 11,10 V (início) ΔE 5 ECu21/Cu 2 EZn21/Zn , 11,10 V (andamento) Haverá, portanto, um momento em que os valores dos potenciais de redução do Cu21 e Zn21 ficam iguais.

Nessas condições, a pilha estará descarregada (ΔE 5 0), isto é, a pilha não gera mais corrente elétrica, portanto, atingiu o equilíbrio químico.

Usando a constante de equilíbrio, podemos saber a relação entre as concentrações dos cátions Zn 21 e Cu21, que torna os potenciais de redução desses cátions iguais Zn(s) 1 Cu21(aq) Kc 5

26

Zn21(aq) 1 Cu(s) [Zn 21] [Cu ] 21

∴

[Zn 21] [Cu 21]

5 1037

Zn

9. Espontaneidade de reações de oxidorredução Uma reação de oxidorredução será espontânea quando ΔE0 . 0, ou seja, a espécie que sofre redução tem maior E0red que a espécie que sofre oxidação.

Exemplo: Fe21 1 Cu

Fe 1 Cu21

espontânea ΔE0 . 0

oxidação: 20,44 V

A concentração do cátion Zn (produto) aumenta; portanto, o seu potencial de redução aumenta

2

EZn21

e a pilha para de funcionar.

redução: 10,34 V

21

21

=

Kc 5 1037

ΔE0 5 E0oxidante 2 E0redutor ΔE0 5 10,34 V 2 (20,44 V) ΔE0 5 10,78 V Uma reação de oxidorredução não será espontânea (precisa energia para ocorrer) quando ΔE0 , 0, ou seja, a espécie que sofre redução tem menor E0red que a espécie que sofre oxidação.

Cu 1 Fe21

Cu21 1 Fe não espontânea ΔE0 , 0

oxidação: 10,34 V redução: 20,44 V

ΔE0 5 E0oxidante 2 E0redutor ΔE0 5 20,44 V 2 (20,34 V) ΔE0 5 20,78 V

10. Pilha de concentração As semicélulas são iguais, porém as concentrações dos íons em cada semicélula são diferentes. A semicélula que tem maior concentração do íon sofrerá redução (maior Ered) e a semicélula que tem menor concentração do íon sofrerá oxidação (menor Ered).

A pilha de concentração para de funcionar (ΔE 5 0) quando as concentrações dos íons das semicélulas se tornarem iguais. Observe o esquema:

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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_ e –

e

_

Cu

ΔE é a voltagem após um certo tempo de funcionamento

+

Cu

ΔE0 é a voltagem inicial n é a quantidade de mols de elétrons transferidos

semicela A _ + 2e x

Q é o quociente reacional

semicela B _ Cu2+ + 2e → Cu –x

Cu → Cu2+

+

Cu2 (aq) 0,4 mol/L oxidação

PP

Pilha de Daniell

Cu2+(aq) 0,9 mol/L redução

2e2 Zn(s) 1

ΔE 5 0: 0,4 1 x 5 0,9 2 x

∴

[Cu ]A 5 0,65 mol/L 21

x 5 0,25 ΔE 5 1,10 2

[Cu ]B 5 0,65 mol/L 21

11. Equação de Nernst

Zn21(aq)

1

Cu(s)

[Zn21 ] 0,059  log [Cu21] 2

Exemplo: [Zn21] 5 1,5 mol/L, [Cu21] 5 0,5 mol/L

0 0 A fórmula ΔE0 5 Emaior 2 Emenor é usada para calcular a voltagem antes do uso da pilha. Exemplo:

ΔE 5 1,10 2

Pilha de Daniell: ΔE0 5 1,10 V. Quando a pilha começa a funcionar, a voltagem começa a diminuir e seu cálculo é feito através da equação de Nernst. ΔE 5 ΔE0 2 0,059 n

Cu21(aq)

1,5 0,059 log 0,5 2

ΔE 5 1,08 V Isso mostra que, de fato, a voltagem da pillha diminui progressivamente com o passar do tempo até a reação atingir o equilíbrio, ou seja, a pilha ser descarregada (ΔE 5 0).

log Q

1. Complete.

1,10 V –

+ Cu

Zn

PP

Zn2+ (aq)

a) A ddp da pilha vale

.

b) O polo negativo c) O polo positivo

Cu2+ (aq)

. .

d) O potencial de eletrodo de cobre é

que o do eletrodo de zinco, pois é o polo positivo da pilha.

Cap. 3 | Potencial de Eletrodo e suas Aplicações

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27

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5. (PUc – SP) Para realizar um experimento, será ne-

2. complete com oxidação ou redução. a) A iUPAc recomenda escrever a equação da semirreação no sentido da nas tabelas dos potenciais-padrão do eletrodo.

1 0,34 V

a) escolha o par de eletrodos para fornecer exatamente essa ddp. b) equacione o processo global da pilha. c) qual o polo negativo e qual o polo positivo da pilha escolhida?

1 0,80 V

Dados:

equação da semirreação e0 zn21 1 2e2 cu

21

1 2e

2

Ag1 1 e2

zn

2 0,76 V

cu Ag

cessário montar uma pilha que forneça uma diferença de potencial igual a 2 V.

Mg21 1 2e2 Al

b) o cátion Ag1 tem maior facilidade em sofrer

zn

.

1 3e

31 21

1 2e

indica que uma semirreac) o símbolo ção, em princípio, pode ocorrer no sentido da ou no da

Al 2 1,66 V zn 2 0,76 V

2

2 h 1 2e

2

cu

2

1

21

Mg 2 2,38 V

2

1 2e

h2 1 0,0 V cu 1 0,34 V

,

dependendo da outra semicélula presente. d) Unindo as duas semicélulas de zn e cu teremos: , menor e0, sofre inverter a semiequação da tabela: zn

zn21 1 2e2 1 0,76 V

maior e , sofre semiequação da tabela:

, manter a

0

cu21 1 2e2

cu 1 0,34 V

equação global: zn 1 cu

21

zn21 1 cu 1 1,10 V

6. (ceetePS – SP) Dois metais diferentes são colocados, cada qual numa solução aquosa de um de seus sais, e conectados a um voltímetro, conforme ilustrado a seguir.

V

3. calcule a ddp da pilha : Al | Al31 || Fe21 | Fe. Dados:

Al31 1 3e2 Fe21 1 2e2

metal ponte salina

Al 21,66 V Fe 2 0,44 V

4. (UePB) Na montagem de uma pilha foram utilizados um eletrodo de níquel e outro de prata. a) escreva a equação global da pilha. b) calcule a sua diferença de potencial.

Dados: Ni21 1 2e2 Ni e0 5 20,25 V 1 2 Ag 1 e Ag e0 5 10,80 V

o voltímetro registra a diferença de potencial no sistema. considere os seguintes metais e os respectivos potenciais de redução: Metal prata cobre

28

metal

E0 (V) (redução)

Semirreação Ag1 1 e2 cu

1 2e

Ag

10,8

2

cu

10,3

chumbo

Pb21 1 2e2

Pb

20,1

zinco

zn21 1 2e2

zn

20,8

21

Eletroquímica | Caderno de Atividades

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A maior diferença de potencial no sistema será registrada quando os metais utilizados forem: a) prata e cobre. b) prata e zinco. c) cobre e zinco.

d) cobre e chumbo. e) chumbo e zinco.

7. Dados os potenciais-padrão: F2 1 2e2

2 F2 12,87 V

Ag 1 e

Ag 10,80 V

1

li 1 e 1

2

li

2

c) zn21 deve ser melhor oxidante do que Fe21. d) zn deve reduzir espontaneamente Pb21 a Pb. e) zn21 deve ser melhor oxidante do que Pb21.

10. Se adicionarmos uma solução aquosa de ácido clorídrico a duas panelas, uma de cobre e outra de alumínio, elas serão corroídas pelo ácido?

Dados:

23,05 V

Al31 1 3e2 2 h 1 2e

indique: a) melhor agente oxidante. b) melhor agente redutor.

Al

e0 5 21,66 V

2

h2

e0 5 zero

cu21 1 2e2

cu

e0 5 10,34 V

1

8. São conhecidos os seguintes potenciais-padrão de redução: zn21 1 2e2

zn

e0 5 20,76 V

cu21 1 2e2

cu

e0 5 10,34 V

Fe21 1 2e2

Fe

e0 5 20,44 V

Ag 1 e

Ag

e 5 10,80 V

1

2

0

considere as seguintes equações: i. Fe 1 cu

Fe

21

ii. cu 1 zn

cu

21

iii. 2 Ag 1 cu

21

21

iV. zn 1 2 Ag1

21

1 cu 1 zn

11. Dadas as seguintes equações químicas: Al 1 3 Ag1 cu 1 2 Ag1 2 Al 1 3 cu21

3 Ag 1 Al31 2 Ag 1 cu21 3 cu 1 Al31

Baseado nas informações acima, coloque em ordem crescente de poder oxidante os íons Ag1, Al31, e cu21.

2 Ag1 1 cu zn21 1 2 Ag

indique quais são espontâneas.

12. explique se é possível estocar uma solução de sulfato ferroso em um recipiente à base de cobre.

9. (FUVeSt – SP) i e ii são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão. i. Fe 1 Pb21

Fe21 1 Pb

ii. zn 1 Fe21

zn21 1 Fe

Dados:

Fe21 1 2e2

Fe

cu21 1 2e2

cu 10,34 V

20,44 V

Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições padrão, a) elétrons são transferidos do Pb21 para o Fe. b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e zn21.

Cap. 3 | Potencial de Eletrodo e suas Aplicações

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13. (MAcKeNzie – SP) A ilustração abaixo representa

De acordo com os valores dos e0 de redução abaixo, pode-se afirmar que

zinco

zn21(aq)/zn(s)

e0 5 20,76 V

cu21(aq)/cu(s)

e0 5 10,34 V

a) b) c) d) e)

CuSO4(aq)

ANA olíViA JUSto/acervo da editora

um experimento em que foi colocada uma barra metálica de zinco mergulhada em uma solução aquosa de sulfato de cobre (ii).

o zinco sofre redução. o processo não é espontâneo. ocorre a formação de íons zn21(aq). elétrons são transferidos do cu21(aq) para o zn(s). o zn(s) é um excelente agente oxidante.

zn(s)

Mg

Pb

CuSO4

2

reage

reage

10,76 V

MgCl2

não reage

2

não reage

10,34 V

Pb(NO3)2

não reage

reage

2

?

zn21(aq) 1 2e2

cu21(aq) 1 2e2

cu(s)

zn(s) 1 cu21(aq)

zn21(aq) 1 cu(s)

15. (FUVeSt – SP) Dada a tabela de reatividade.

Cu

Resolução: zn(s) 1 cuSo4(aq)

Dados: massas molares em g/mol: FeSo4 5 152, znSo4 5 161.

11,10 V

De  0 ∴ processo espontâneo 0

Disponha os cátíons citados em ordem crescente dos potenciais de redução. explique.

Resposta: alternativa c.

14. (UFrJ) os quatro frascos apresentados a seguir contêm soluções salinas de mesma concentração em mol/L, a 25 ºc. em cada frasco, encontra-se uma placa metálica mergulhada na solução.

Fe

Cu

Fe

Sn

ZnSO4(aq)

CuSO4(aq)

FeSO4(aq)

ZnSO4(aq)

I

II

III

IV

E0red (V) zn21 1 2e2

zn

20,76

Fe21 1 2e2

Fe

20,44

Sn21 1 2e2

Sn

20,14

cu21 1 2e2

cu

10,34

16. (UnB – DF) Alguns trocadores de calor utilizam tubos de alumínio por meio dos quais passa a água utilizada para a refrigeração. em algumas indústrias, essa água pode conter sais de cobre. Sabendo que o potencial-padrão de redução para o alumínio (Al31 para Al0) é de 21,66 V e, para o cobre (cu21 para cu0), é de 10,34 V, julgue os itens a seguir. a) A água contendo sais de cobre acarretará a corrosão da tubulação de alumínio do trocador de calor. b) Na pilha eletroquímica formada, o cobre é o agente redutor. c) Se a tubulação do trocador fosse feita de cobre, e a água de refrigeração contivesse sais de alumínio, não haveria formação de pilha eletroquímica entre essas espécies metálicas. d) o valor, em módulo, do potencial-padrão para a pilha eletroquímica formada é igual a 1,32 V.

a) identifique o frasco em que ocorre reação química espontânea e escreva a respectiva equação. b) Sabendo que o frasco iii contém 304 gramas de FeSo4 em 2 litros de solução, determine a concentração, em g/l, da solução de znSo4 no frasco i.

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17. (PUc – MG) considere os metais com seus respectivos potenciais-padrã o de reduçã o: Al

1 3e

31

zn Fe

2

21

1 2e

21

1 2e

cu

Al

zn (e 5 20,76 V)

2

Fe (e 5 20,44 V)

2

cu (e 5 10,34 V)

hg21 1 2e2

hg (e 5 10,85 V)

21

1 2e

propriedades dos metais Mg, Ag, cu e zn.

(e 5 21,66 V)

2

19. (PUc – rS) responder à questã o considerando as i. Somente Mg e zn reagem com hcl 1,0 mol/l formando h2(g). ii. Quando o Mg é adicionado a soluçã o dos íons dos outros metais, há formaçã o de zn, cu e Ag metá licos. iii. o metal cu reduz o íon Ag1 para dar o metal Ag0 e os íons cu21.

Analise as seguintes afirmativas: i. o melhor agente redutor é o hg. ii. o Al cede elétrons mais facilmente que o zn. cu0 1 hg21 nã o é iii. A reaçã o cu21 1 hg espontâ nea. iV. o íon Al31 recebe elétrons mais facilmente do que o íon cu21.

V. Pode-se estocar, por longo prazo, uma solução de sulfato ferroso num recipiente à base de cobre.

A opção que contém somente afirmativas corretas é: a) i, ii e iV. b) ii, iii e iV. c) iii, iV e V. d) ii, iii e V. e) i, ii e iii.

com base nessas informaçõ es, é correto afirmar que: a) o metal zn é maior agente redutor que os metais Mg, cu e Ag. b) o íon Ag1 é maior agente oxidante que os íons Mg21, zn21 e cu21. c) os metais tê m a mesma capacidade redutora. d) os metais cu e Ag apresentam uma capacidade redutora maior que os metais zn e Mg. e) os metais que reagem com hcl sã o poderosos agentes oxidantes.

20. complete com maior ou menor.

Seja a semiequaçã o zn21 1 2e2

18. (FUVeSt – SP) Uma liga metá lica, ao ser mergulhada em á cido clorídrico, pode permanecer inalterada, sofrer dissoluçã o parcial ou dissoluçã o total.

Qual das situaçõ es dadas será observada com a liga de cobre e zinco (latã o)? Justifique utilizando as informaçõ es da tabela a seguir: Semirreaçã o cl2 1 2e2

zn

Um aumento da [zn21] desloca o equilíbrio para a direita, favorecendo a reduçã o.

Maior concentraçã o de reduçã o.

potencial

E0 (volts)

2 cl2

11,36

cu21 1 2e2

cu

10,34

2 h1 1 2e2

h2

0,00

zn21 1 2e2

zn

20,76

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