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aula 17 – Eletroquímica eletródica (2,0 Mb) - Unicamp

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Aula <strong>17</strong><br />

<strong>Eletroquímica</strong> <strong>eletródica</strong><br />

Prof. Ricardo Aparicio - IQ/<strong>Unicamp</strong> - 1s/2011<br />

Importante: estas notas destinam-se<br />

exclusivamente a servir como guia de<br />

estudo. Figuras e tabelas de outras<br />

fontes foram reproduzidas<br />

estritamente com finalidade didática.<br />

QG101A <strong>–</strong> 1s/2011<br />

Preparado em<br />

Linux com<br />

LAT E X 2ε.<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 1 / 47<br />

Redução e oxidação<br />

Reações redox<br />

origem do termo =⇒ “reduzir” um minério a seu metal<br />

Óxido de ferro(III)<br />

reduz sua<br />

“carga positiva”<br />

é reduzido<br />

Fe2O3(s) + 3CO(g) ∆ <br />

2Fe(l) + 3CO2(g)<br />

Monóxido de carbono<br />

oxigênio é removido do Fe2O3 e<br />

adicionado ao CO<br />

CO =⇒ oxidado<br />

CO =⇒ agente redutor (provoca redução do Fe2O3)<br />

Fe2O3 =⇒ agente oxidante (provoca oxidação do CO)<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 3 / 47<br />

<strong>Eletroquímica</strong><br />

É o ramo da Química que trata da interconversão entre energia química e<br />

energia elétrica<br />

Reações redox<br />

processos eletroquímicos têm por base reações redox, de duas formas:<br />

energia liberada numa reação química espontânea é convertida em energia<br />

elétrica<br />

eletricidade fornece energia para que uma reação não-espontânea ocorra<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 2 / 47<br />

Reações redox<br />

Oxidação e redução =⇒ transferência de e −<br />

Mg(s) + Cl2(g) −→ MgCl2(s)<br />

MgCl2: composto iônico contendo 1 Mg 2+ + 2Cl −<br />

Mg metálico: =⇒ átomo neutro<br />

em MgCl2: Mg perde 2e − =⇒ aumento de carga positiva<br />

=⇒ foi oxidado pelo Cl2<br />

Cl2: composto molecular, molécula neutra<br />

Cl2 + 2e − −→ 2Cl −<br />

Cl2 ganhou 2e − =⇒ diminui carga<br />

=⇒ foi reduzido pelo Mg<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 4 / 47


Números de oxidação<br />

Reações redox<br />

permitem reconhecer reações redox<br />

permitem identificar redutor e oxidante<br />

um número de oxidação bem definido para cada elemento presente em<br />

cada composto<br />

Reconhecendo reações redox<br />

oxidação (perda de elétrons): aumento no número de oxidação<br />

redução (ganho de elétrons): decréscimo no número de oxidação<br />

voltando ao exemplo,<br />

0<br />

Mg (s)+ 0<br />

Cl2 (g) −→ +2<br />

Mg −1<br />

Cl2 (s)<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 5 / 47<br />

Semi-reações<br />

Reações redox<br />

uma reação redox pode ser decomposta em duas semi-reações:<br />

uma semi-reação de oxidação<br />

uma semi-reação de redução<br />

como exemplo, a reação (desbalanceada) abaixo<br />

MnO −<br />

4 + I− −→ MnO2 + I2<br />

pode ser decomposta nas duas semi-reações abaixo<br />

(também desbalanceadas):<br />

oxidação:<br />

−1<br />

I − −→ 0<br />

I2<br />

redução: +7<br />

Mn O −<br />

+4<br />

4 −→ Mn O2<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 7 / 47<br />

Atribuindo o número de oxidação<br />

Reações redox<br />

átomo num elemento puro (Cu metálico, I 2, etc.):<br />

número de oxidação zero<br />

íons monoatômicos:<br />

número de oxidação igual à carga do íon (Mg +2 , etc.)<br />

F: número de oxidação igual a -1<br />

Cl, Br, I: número de oxidação igual a -1.<br />

Exceção: quando combinados a oxigênio e flúor<br />

H: número de oxidação igual a +1.<br />

Exceção: quando combinado a metal (íon hidreto H − ), por ex., CaH 2 (neste caso, Nox=-1)<br />

O: número de oxidação igual a -2.<br />

Exceção: igual a -1 em peróxidos, por ex., H 2O 2<br />

composto neutro:<br />

soma algébrica dos números de oxidação deve ser zero<br />

íon poliatômico:<br />

soma algébrica dos números de oxidação deve ser igual à carga do íon<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 6 / 47<br />

Semi-reações e balanceamento<br />

Reações redox<br />

o balanceamento de equações redox deve levar em conta balanço de<br />

massa (número de átomos) e balanço de carga (número de elétrons)<br />

para equações redox em meio aquoso, deve-se, ainda incluir H2O, H + e<br />

OH− , que também participam da reação<br />

como exemplo, se a reação MnO −<br />

4 + I− −→ MnO2 + I2 acontece em<br />

solução básica, após o balanceamento, temos<br />

oxidação: 6I − −→ 3I2 + 6e −<br />

redução: 2MnO −<br />

4 + 4H2O + 6e − −→ 2MnO2 + 8OH −<br />

reação total: 6I − + 2MnO −<br />

4 + 4H2O −→ 3I2 + 2MnO2 + 8OH −<br />

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Célula eletroquímica<br />

quando zinco metálico é colocado numa solução de sulfato de cobre, o<br />

zinco é oxidado e os íons cobre reduzidos ao cobre metálico<br />

Zn(s) + Cu 2+ (aq) −→ Zn 2+ (aq) + Cu(s)<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 9 / 47<br />

Célula eletroquímica<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 11 / 47<br />

Célula eletroquímica<br />

Zn(s) + Cu 2+ (aq) −→ Zn 2+ (aq) + Cu(s)<br />

se separamos o agente redutor do agente oxidante, a transferência dos<br />

elétrons pode ocorrer externamente<br />

com o progresso da reação química, um fluxo constante de elétrons é<br />

estabelecido, gerando energia elétrica<br />

célula eletroquímica: dispositivo que gera eletricidade a partir de um<br />

reação redox espontânea<br />

célula eletroquímica<br />

=⇒ produz eletricidade como resultado de reações espontâneas<br />

célula galvânica (Luigi Galvani)<br />

=⇒ energia elétrica provoca reações não-espontâneas<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 10 / 47<br />

Célula de Daniell<br />

célula de Daniell: é uma célula eletroquímica onde um eletrodo de Zn é<br />

imerso numa solução de ZnSO4 e um eletrodo de Cu é imerso numa<br />

solução de CuSO4 e<br />

as semi-reações da célula de Daniell são:<br />

oxidação (anodo): Zn(s) −→ Zn 2+ (aq) + 2e −<br />

redução (catodo): Cu 2+ (aq) + 2e − −→ Cu(s)<br />

reação completa: Zn(s) + Cu 2+ (aq) −→ Zn 2+ (aq) + Cu(s)<br />

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Notação<br />

Célula de Daniell<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 13 / 47<br />

Potencial de célula<br />

a notação convencional para representar uma célula eletroquímica é<br />

chamada diagrama de célula<br />

o diagrama da célula de Daniell, por ex., é<br />

Zn(s)|Zn 2+ (1 M)||Cu 2+ (1 M)|Cu(s) E = +1, 10 V a 25 ◦ C<br />

a barra vertical representa separação de fases<br />

Ex.: íons Zn 2+ em solução e Zn metálico<br />

a dupla barra vertical refere-se à ponte salina que fecha o circuito<br />

os elétrons migram do anodo (à esquerda da célula) para o catodo (à<br />

direita)<br />

os elétrons “entram” pelo catodo (+) e “saem” pelo anodo (-), de modo<br />

que o sinal da emf é o mesmo que o do eletrodo à direita<br />

Ex.: Cu 2+ (1 M)|Cu(s)||Zn(s)|Zn 2+ (1 M) E = −1, 10 V a 25 ◦ C<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 15 / 47<br />

Potencial de célula<br />

a corrente elétrica flui do anodo para catodo porque existe uma diferença<br />

de energia potencial elétrica entre os eletrodos<br />

potencial de célula (E): diferença no potencial elétrico entre o anodo e<br />

o catodo<br />

sinônimos:<br />

potencial de célula=<br />

= força eletromotiva<br />

= emf<br />

o potencial da célula depende<br />

dos eletrodos e íons, das<br />

concentrações e da<br />

temperatura na qual a célula é<br />

operada<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 14 / 47<br />

Potenciais de eletrodo<br />

Potenciais padrão<br />

necessariamente, o potencial da célula está relacionado às reações<br />

redox que ocorrem<br />

podemos pensar neste potencial como a diferença entre o potencial<br />

elétrico do anodo e o potencial elétrico do catodo<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 16 / 47


Potencial padrão de redução<br />

Potencial de célula<br />

potencial padrão de redução (E o ): é a diferença de potencial que<br />

resulta da reação de redução de um eletrodo quando todos os solutos<br />

estão a 1 M e todos os gases a 1 atm<br />

para medir um potencial é necessário uma referência<br />

caso análogo ocorre quando dizemos “Campinas está a 854 m acima do<br />

nível do mar”. Nesta frase, implicitamente, tomamos o zero de altitude<br />

como sendo o nível do mar<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> <strong>17</strong> / 47<br />

Potencial padrão de oxidação: Zn × H<br />

Potencial de célula<br />

oxidação do zinco pelo hidrogênio é espontânea<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 19 / 47<br />

Potencial padrão de redução<br />

Potencial de célula<br />

a referência adotada para comparar<br />

potenciais padrões de redução de vários<br />

eletrodos parte da reação de redução<br />

H2(g) −→ H + (g) + 2e −<br />

o potencial padrão de redução para o<br />

eletrodo de hidrogênio é definido como<br />

zero:<br />

2H + (1 M) + 2e − −→ H2(1 atm)<br />

E o = 0 V a 25 ◦ C<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 18 / 47<br />

Potencial padrão de redução: Cu × H<br />

Potencial de célula<br />

redução do cobre pelo hidrogênio é espontânea<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 20 / 47


Potenciais padrão<br />

podemos calcular o potencial padrão de oxidação do zinco utilizando a<br />

célula eletroquímica cujo diagrama de cela está abaixo<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 21 / 47<br />

Potenciais padrão<br />

o potencial padrão de célula é a soma dos potenciais padrão dos<br />

eletrodos onde ocorrem as semi-reações de oxidação e redução:<br />

ATENÇÃO:<br />

E ◦ cel = E ◦ ox + E ◦ red<br />

estão tabelados potenciais padrão para semi-reações de redução<br />

para obter o valor dos potenciais de oxidação, basta inverter o sinal do<br />

respectivo potencial de redução<br />

alguns livros-textos adotam a definição<br />

E ◦ cel = E ◦ catodo − E ◦ anodo<br />

onde ambos os potenciais são de redução<br />

com esta definição, teríamos<br />

E ◦ cel = 0 − (−0, 76 V ) = 0, 76 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 23 / 47<br />

o diagrama de célula é<br />

Potenciais padrão<br />

Zn(s)|Zn 2+ (1 M)||H + (1 M)|H2(1 atm)|Pt(s)<br />

com todos os reagentes em seus estados padrão (H2 a 1 atm, H + e<br />

Zn 2+ a 1 M), as semi-reações são<br />

oxidação (anodo): Zn(s) −→ Zn 2+ (1 M) + 2e −<br />

E ◦<br />

Zn/Zn 2+<br />

redução (catodo): 2H + (1 M) + 2e − −→ H2(1 atm) E ◦<br />

H + /H 2<br />

reação completa: Zn(s) + 2H + (1 M) −→ Zn 2+ (1 M) + H2(1 atm) E ◦ cel<br />

E ◦<br />

Zn/Zn2+ ≡ potencial padrão de oxidação do Zn<br />

E ◦ H + /H2<br />

E ◦ cel<br />

≡ 0 → potencial padrão de redução do eletrodo de H<br />

≡ potencial padrão de célula (ou emf padrão)<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 22 / 47<br />

para a célula em questão, temos<br />

Potenciais padrão<br />

E ◦ cel = E ◦<br />

Zn/Zn 2+ + E ◦ H + /H2<br />

com todos os reagentes em seus estados padrão, experimentalmente,<br />

observa-se que o potencial da célula é igual a 0, 76 V a 25 ◦ C, de onde<br />

obtemos o potencial padrão de oxidação do zinco:<br />

0, 76 V = E ◦<br />

Zn/Zn 2+ + 0 =⇒ E ◦<br />

Zn/Zn 2+ = 0, 76 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 24 / 47


Potenciais padrão<br />

o potencial padrão de redução do zinco pode ser obtido facilmente<br />

invertendo a semi-reação de oxidação:<br />

Zn(s) −→ Zn 2+ (1 M) + 2e − E ◦<br />

Zn/Zn2+ = 0, 76 V<br />

Zn 2+ (1 M) + 2e − −→ Zn(s) E ◦<br />

Zn2+ ◦<br />

/Zn = −EZn/Zn2+ = −0, 76 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 25 / 47<br />

o diagrama de célula é<br />

Potenciais padrão<br />

Pt(s)|H2(1 atm)|H + (1 M)||Cu 2+ (1 M)|Cu(s)<br />

com todos os reagentes em seus estados padrão, as semi-reações são<br />

oxidação (anodo): H2(1 atm) −→ 2H + (1 M) + 2e − E ◦<br />

H 2/H +<br />

redução (catodo): Cu 2+ (1 M) + 2e − −→ Cu(s) E ◦<br />

Cu 2+ /Cu<br />

reação completa: H2(1 atm) + Cu 2+ (1 M) −→ 2H + (1 M) + Cu(s) E ◦ cel<br />

E ◦ H + /H2<br />

E ◦<br />

Cu2+ /Cu<br />

E ◦ cel<br />

≡ 0 → potencial padrão de oxidação do eletrodo de H<br />

≡ potencial padrão de redução do Cu<br />

≡ potencial padrão de célula (ou emf padrão)<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 27 / 47<br />

Potenciais padrão<br />

os potenciais padrão (de redução e oxidação) para o eletrodo de cobre<br />

podem ser calculados de maneira similar utilizando a célula<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 26 / 47<br />

novamente,<br />

para a célula em questão, temos<br />

Potenciais padrão<br />

E ◦ cel = E ◦ ox + E ◦ red<br />

E ◦ cel = E ◦ ◦<br />

H2/H + + ECu2+ /Cu<br />

com todos os reagentes em seus estados padrão, experimentalmente,<br />

observa-se que o potencial da célula é igual a 0, 34 V a 25 ◦ C, de onde<br />

obtemos o potencial padrão de redução do cobre:<br />

0, 34 V = 0 + E ◦<br />

Cu2+ ◦<br />

/Cu =⇒ ECu2+ /Cu = 0, 34 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 28 / 47


Potenciais padrão<br />

o potencial padrão de oxidação do cobre pode ser obtido facilmente<br />

invertendo a semi-reação de redução:<br />

Cu 2+ (1 M) + 2e − −→ Cu(s) E ◦<br />

Cu2+ /Cu = 0, 34 V<br />

Cu(s) −→ Cu 2+ (1 M) + 2e − E ◦<br />

◦<br />

Cu/Cu2+ = −ECu2+ /Cu = −0, 34 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 29 / 47<br />

A série eletroquímica<br />

a tabela de potenciais padrão pode ser vista como um ordenamento da<br />

capacidade de agentes redutores e oxidantes<br />

- a série eletroquímica<br />

o poder oxidante e redutor de uma dupla redox determina sua posição na<br />

série eletroquímica<br />

apenas duplas redox (pares anodo-catodo) com<br />

potenciais padrão negativos são capazes de reduzir<br />

íons H +<br />

o poder redutor aumenta quanto mais negativo for a<br />

diferença entre os potenciais padrão da dupla redox<br />

apenas a forma reduzida da dupla pode ser oxidada<br />

por íons H +<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 31 / 47<br />

para a célula de Daniell<br />

temos<br />

Potenciais padrão<br />

Zn(s)|Zn 2+ (1 M)||Cu 2+ (1 M)|Cu(s) E = +1, 10 V a 25 ◦ C<br />

oxidação (anodo): Zn(s) −→ Zn 2+ (aq) + 2e − E ◦<br />

Zn/Zn2+ = 0, 76 V<br />

redução (catodo): Cu 2+ (aq) + 2e − −→ Cu(s) E ◦<br />

Cu2+ /Cu = 0, 34 V<br />

com<br />

reação completa: Zn(s) + Cu 2+ (aq) −→ Zn 2+ (aq) + Cu(s) E ◦ cel<br />

E ◦ cel = E ◦<br />

Zn/Zn2+ + E ◦<br />

Cu2+ /Cu = 0, 76 V + 0, 34 V = 1, 10 V<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 30 / 47<br />

A série eletroquímica<br />

Ex.: alumínio tem um potencial padrão negativo, podendo ser oxidado<br />

por íons hidrogênio<br />

à esquerda, alúminio metálico numa solução de HCL<br />

à direita, alumínio metálico numa solução de HNO3:<br />

forma-se um filme insolúvel de óxido de alumínio (alumina, Al2O3) que<br />

impede o prosseguimento da reação<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 32 / 47


Potenciais padrão<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 33 / 47<br />

Potenciais padrão<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 35 / 47<br />

Potenciais padrão<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 34 / 47<br />

Interpretação física da Energia Livre de Gibbs<br />

Máximo trabalho de não-expansão<br />

um sistema pode fazer trabalho do tipo PV e outros tipos de trabalho,<br />

como trabalho elétrico<br />

Ex.: célula eletroquímica, transmissão de sinais nervosos, etc.<br />

pode-se mostrar que<br />

<br />

dG = δwextra,max<br />

∆G = wextra,max<br />

(T e P constantes)<br />

o máximo trabalho de não-expansão que um sistema pode realizar a<br />

temperatura e pressão constantes, é dado pela mudança na energia<br />

de Gibbs<br />

daí o nome “energia livre de Gibbs”<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 36 / 47


A espontaneidade de reações redox<br />

o trabalho elétrico realizado quando n mols de elétrons (carga=−e) se<br />

movem através por uma diferença de pontencial E é dado por<br />

we = −n eNA<br />

<br />

F=eNA<br />

Ecel = −nFEcel<br />

onde F = 9, 6485 × 10 4 C/(mol e − ) ≡ constante de Faraday<br />

(carga total de 1 mol de e − )<br />

numa célula eletroquímica, o decréscimo na energia interna do sistema<br />

se manifesta através da realização de trabalho elétrico<br />

idealmente, este é o trabalho máximo que o sistema pode realizar sem<br />

se expandir<br />

ou seja, a energia livre da célula eletroquímica é dada por<br />

∆r G = −nFEcel<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 37 / 47<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 39 / 47<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

quando reagentes e produtos estão em seus estados padrão, temos a<br />

energia livre padrão de reação<br />

podemos também escrever que<br />

∆r G ◦ = −nFE ◦ cel<br />

∆r G ◦ = −RT ln K =⇒ −nFE ◦ cel = −RT ln K =⇒ E ◦ cel = RT<br />

nF<br />

para T = 298 K , substituindo os valores das constantes R e F ,<br />

E ◦ cel =<br />

0, 0257 V<br />

n<br />

onde usamos ln x = 2, 303 log x<br />

ln K =<br />

0, 0592 V<br />

n<br />

log K<br />

aparicio@iqm.unicamp.br () QG101A <strong>–</strong> 1s/2011 Aula <strong>17</strong> - <strong>Eletroquímica</strong> 38 / 47<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

utilizando a relação fundamental<br />

obtemos a Equação de Nernst:<br />

∆r G = ∆r G ◦ + RT ln Q<br />

−nFEcel = −nFE ◦ cel + RT ln Q =⇒ E = E ◦ − RT<br />

nF<br />

para T = 298 K , substituindo R e F , temos<br />

E = E ◦ − RT<br />

nF<br />

ln Q<br />

= E ◦ 0, 0257 V<br />

−<br />

n<br />

ln Q<br />

= E ◦ 0, 0592 V<br />

−<br />

n<br />

log Q<br />

ln Q<br />

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ln K


Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

Calcule a emf de uma célula de Daniell, operando a 25 ◦ C, na qual a<br />

concentração de íons [Zn 2+ ] = 0, 10 mol/L e [Cu 2+ ] = 0, 0010 mol/L.<br />

resposta: 1, 04 V<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

calcule a constante de equilíbrio para a seguinte reação, a 25 ◦ C<br />

Sn(s) + 2Cu 2+ (aq) ⇋ Sn 2+ (aq) + 2Cu + (aq)<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

o gráfico abaixo (Equação de Nernst para a célula de Daniell) ilustra<br />

como a emf da célula varia com a composição<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

calcule a energia livre padrão da reação abaixo (25 ◦ C)<br />

2Au(s) + 3Ca 2+ (1 M) ⇋ 2Au 3+ (1 M) + 3Ca(s)<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

determine o potencial padrão da dupla redox Ce 4+ /Ce, para a qual a<br />

semi-reação de redução é<br />

Ce 4+ (aq) + 4e − → Ce(s)<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

com respeito ao problema anterior, que condição a razão [Co 2+ ][Fe 2+ ]<br />

deve respeitar para que a reação ocorra espontaneamente?<br />

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Exemplos<br />

A espontaneidade de reações redox<br />

diga se a reação abaixo irá proceder espontaneamente a 298 K , dado<br />

que [Co 2+ ] = 0, 15 M e [Fe 2+ ] = 0, 68 M<br />

Co(s) + Fe 2+ (aq) −→ Co 2+ (aq) + Fe(s)<br />

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