Introdução a Eletroquímica

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Teoria

Existe uma parte da química analítica que estuda os métodos eletroquímicos de análise, que se baseia entre a diferença de potêncial elétrico das espécies envolvidas e é nesse mundo que a gente ta entrando agora!

Mas antes de chegar lá, a gente precisa conversar um pouquinho sobre eletroquímica, beleza?!

NOX

Alguns elementos tem a tendência de ganhar elétrons e outros de perder, com o objetivo de completar o octeto e ficar no seu estado mais confortável!

Quando um elemento perde ou ganha elétrons ele é chamado de íon. Um íon é positivo quando ele perde elétrons, e fica com mais prótons do que elétrons, nesse caso ele é um câtion! Por outro lado quando ele ganha elétrons, sua carga fica negativa e o chamamos de ânion.

O NOX é o seu número de oxidação, que nada mais é do que a carga do elemento ou composto.

Quando o elemento esta em seu estado fundamental, tipo o oxigênio O 2 , sua carga é zero, outros exemplos são os gases N 2 ( g ) , H 2 ( g ) , H e 2 ( g ) temos também os metais em estado sólido C u ,   F e ,   Z n ,   A g ,   A u e por ai vai!

Agora, quando o elemento ta sozinho e tem um sobrescrito, tipo C u 2 + ,   Z n 2 + ,   A g + ele é um íon e seus NOX são respectivamente 2 + , 2 +   e + ...Repara que todos os exemplos são metais e todos tem carga positiva!

Isso tem tudo a ver com a eletronegatividade do elemento, os metais tem tendência a perder elétrons, eles são bem pouco eletronegativos!

Mas aqui eu já vou te dando um spoiler do que vem ai, a pergunta que você deve se fazer é “Se os metais tem a tendência de ganhar elétrons, quem ganha e quem perde em uma reação entre dois metais?”

Quando o elemento não esta em seu estado fundamental ele pode assumir vários números de oxidação, mas em alguns casos os NOXs são “fixos” ou variam muito pouco, como por exemplo:

  • Metais alcalinos
  • O NOX dos metais alcalinos ( L i ,   N a , K , R b , C s ,   F r ) é sempre + 1 e ele pode ajudar a gente descobrir o NOX dos outros elementos que estão ligados a ele, como por exemplo:

    A gente deduz que o NOX do cloro é - 1 porque o o NOX do composto deve ser igual a zero!

  • Metais alcalinos terrosos

Nesse caso o seu NOX é igual a - 2 , então no composto Brometo de magnésio a gente pode calcular o NOX do bromo:

Se o composto tem que ser neutro e a gente tem dois bromos, podemos fazer:

2 + 2 x = 0

E então:

x = 2 2 = 1

Isso nada mais é do que um balanceamento de cargas!

Mas tem macetinho aqui também! Uma forma mais rápida de descobrir o NOX dos elementos em alguns casos!

Primeiro você escreve a fórmula do composto com todos os índices:

Sempre que o subescrito de um elemento for igual ao módulo do da carga do elemento ao lado, a gente pode fazer isso daqui ó:

Nesse caso a carga do bromo vai ser igual a - 1 !! Muito mais fácil, não é?!

Mas esse macete só vai valer pra compostos neutros, ok?

Existem outros elementos em que o NOX são quase sempre os mesmos, eu vou deixar aqui uma tabelinha desses elementos:

Essa tabelinha ajuda bastante a gente, mas a gente tem que usar com cautela!

Nos metais alcalinos e alcalinos terrosos pode confiar, mas como podemos ver o oxigênio, seu NOX é quase sempre - 2 , mas em peróxidos (como por exemplo o peróxido de hidrogênio H 2 O 2 ) seu NOX passa a ser - 1 e se ele estiver ligado ao fluor que é mais eletronegativo, temos + 1 !

Falando em eletronegatividade, pensar nela é uma boa dica pra não deixar a gente cair em silada!

Se um elemento esta ligado a um outro mais eletronegativo que ele, será que faz sentido ele continuar “puxando” os elétros pra ele e sua carga continuar negativa?!

Não, né?!

Então se os elementos, O ,   S ,   C l ,   B r ,   I estiverem ligados a um outro elemento mais eletronegativo então a gente tem que parar e reavaliar seu NOX...é claro que o Flúor não tem caô afinal ele é o cara da supereletronegatividade!! hahaha

Vamos pegar aqui o H 2 S O 4 , nesse caso o oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre, então temos:

2 ( + 1 ) + x + 4 - 2 = 0

Isolando o x :

x = + 8 - 2 = 6

Nesse caso o NOX do S é + 6 , porém o sulfato é um composto iônico, então ao invés de pensar na carga do S e do O separadamente você pensa na carga do composto, vamos usar nosso macetinho pra visualizar melhor:

Então a carga do sulfato é 2 - , mas você reparou que o subescrito do S O 4 2 - é um né?! Porque aqui ele é uma coisa só!! Muito cuidado sempre que você tiver olhando um composto iônico, beleza?!

E se tiver dúvidas é só usar a boa e velha equaçãozinha que não tem erro!

Reações de Oxirredução

A perda ou ganho desses elétrons acontece por meio de uma reação química que a gente chama de reação de oxirredução, um átomo que perde elétrons se oxida e o que ganha elétrons se reduz.

Pra um ganhar, alguém tem que perder e vise e versa por isso a reação é de oxirredução, tudo acontece junto!

Vamos ver um exemplinho:

O que a gente ta vendo é o zinco perdendo dois elétrons e o cobre ganhando esses mesmos dois elétrons! Pra funcionar tem que ser sempre assim, se um perde, outro ganha!

Dizemos que o Z n esta se oxidando, ou que ele é o agente redutor da reação. Logo o cobre, que esta sofrendo redução é o agente oxidante.

Podemos escrever as semi reações:

Semi reação de oxidação:       Z n s ↔ Z n a q 2 + + 2 e -

Semi reação de redução: C u a q 2 + + 2 e - ↔ C u s

Potenciais de Oxirredução

Agora é a hora da gente voltar com a pergunta lá de cima, “Se os metais tem a tendência de ganhar elétrons, quem ganha e quem perde em uma reação entre dois metais?”

Apesar dos metais terem tendência de perder elétrons espontaneamente alguns tem mais e outros menos e a medida dessa tendência é chamada potencial de oxidação ou potêncial de redução no caso do ganho de elétrons!

Quanto maior o potencial de oxidação   E o x i d a ç ã o , maior a tendência a oxidação e quanto maior o potêncial de redução E r e d u ç ã o maior a tendência a redução, é assim que a gente sabe quem vai ganhar e perder elétrons!

Podemos calcular a diferença de potêncial:

Δ E = E r e d ( m a i o r ) - E r e d ( m e n o r )

Mas como a gente conhece esses potenciais?

Uma semi reação não contece na vida real pra a gente ir lá e medir seu potencial, para resolver esse problema convencionou-se o potencial de redução do hidrogênio como o potencial zero:

2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )                         E ° = 0   V

Na hora de substituir na formulinha o potencial é zero, logo o resultado vai ser o potencial da semi reação!!!

Mas vc reparou essa bolinha do E ° ?

Ela ta ali porque essa medida considera que a medida foi realizada a 25 ° C ,   1   a t m e com solução de concentrações de 1,0   m o l / L , nessas condições dizemos que esse é o potencial padrão.

Esses valores são tabelados:

Agora vamos voltar ao nosso exemplo ali de cima, para ele temos:

E podemos então calcular o potencial:

Δ E ° = E ° C u / C u 2 + - E ° Z n / Z n 2 +

Substituindo os valores:

Δ E ° = 0,339 V - - 0,762   V = 1,101   V

Tranquilinho, não é!? Agora podemos ir com tudo para os exercícios!

Reações de Oxirredução

Potenciais de Oxirredução

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Idetifique abaixo o NOX de cada elemento:

  1. A l 2 O 3 ;
  2. N O 2 ;
  3. C u S O 4
  4. C r O 7 2 -

Passo 1

A gente quer descobrir o NOX de cada elemento em cada letra, para isso a gente vai usar os NOX conhecidos e calcular o número de oxidação dos demais!

E como a gente vai fazer esse cálculo?!

A soma do NOX de cada elemento, multiplicado pela sua quantidade deve ser igual a carga do composto!

Começando pelo A l 2 O 3 , o composto é neutro, ou seja tem carga zero, então a equação que a gente montar tem que ser igual a zero.

Vamos lá...o NOX do oxigênio é - 2 , então:

Temos 2   A l e 3   O , então ficamos com:

2 x + 3 - 2 = 0

Isolando o x :

x = 6 2 = 3

Vamos substituir na equação só pra confirmar:

2 3 + 3 2 = 0

Show! O Nox do alumínio é + 3 !!

Passo 2

É a vez do N O 2 agora! De novo o NOX do oxigênio é - 2 e a carga total do composto é zero, então:

Montando a equaçaozinha:

x + 2 - 2 = 0

Calculando:

x = 4  

Então o NOX do nirogênio é igual a + 4 !!

Passo 3

O composto da letra ( c ) é o C u S O 4 e aqui a gente tem uma coisinha diferente...a gente vai usar o NOX do sulfato, que é igual a - 2 , então:

Montando a igualdade:

x + - 2 = 0

Logo:

x = 2

O NOX do cobre é + 2 , porém a gente quer saber o NOX de todos os elementos! O oxigênio a gente já sabe que é - 2 , mas e o enxofre?

Vamos montar uma nova equação, mas dessa vez ela não vai ser igual a zero, porque temos um composto iônico:

y + 4 - 2 = - 2

Isolando o y e calculando:

y = 8 - 2 = 6

Achamos o NOX do enxofre igual a + 6 !

Passo 4

E agora pra acabar, heim!!

Temos:

De novo temos um composto iônico:

2 x + 7 - 2 = - 2

Isolando o x :

x = 14 - 2 2 = 6

Uhuul, achamos o o NOX do C r e ele é igual a + 6 e o oxigênio que a gente já tava considerando - 2 .

Resposta

  1. A l 2 O 3   . :   A l 3 + ; O 2 -
  2. N O 2 . : N 4 + ; O 2 -
  3. C u S O 4 , : C u 2 + ; S 6 + ; O 2 -
  4. C r O 7 2 - : C r

Exercício Resolvido #2

Existem vários óxidos de nitrogênio, entre eles estão o óxido nitroso ( N 2 O ) , óxido nitrico ( N O ) , e o dióxido de nitrogênio ( N O 2 ) , calcule o NOX do nitrogênio em cada caso.

Passo 1

Vamos nessa, se não temos nenhum peróxido então podemos dizer que o NOX do oxigênio em todos os casos é - 2 !!

Vamos escrever as fórmulas com todos os índices pra visualizarmos melhor:

No oxido nitroso o número de nitrogênios é igual ao módulo da carga do oxigênio, então a gente só precisa fazer um X :

O NOX do nitrogênio nesse caso é + 1 !

Não sentiu firmeza?

Sem problemas, vamos fazer a equaçãozinha:

2 x + 1 - 2 = 0

Isolando o x e calculando:

x = + 1

Certinho!!

Passo 2

Bora pro próximo então:

Dessa vez não vai rolar macete, mas a gente faz as contas rapidão:

1 x + 1 - 2 = 0

Achamos:

x = + 2

Passo 3

E agora o dióxido de nitrogênio:

Vamos lá, pá pum:

1 x + 2 - 2 = 0

Calculando:

x = + 4

Passo 4

Os NOXs são respectivamente: + 1 ; + 2 ; + 4 .

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #3

Apesar de vivermos cercados de objetos feitos de ferro, ele não é encontrado no seu estado fundamental na natureza, mas sim na forma de minérios. A hematita ( F e 2 O 3 ) , a magnetita ( F e 3 O 4 ) e a pirita ( F e S ) são exemplo de minérios de ferro. O número de oxidação do ferro nesses compostos são, respectivamente:

  1. + 2 ; + 3 ; + 2
  2. + 2 ; + 3 ; + 3
  3. + 3 ; + 3 ; + 1
  4. + 3 ; + 2 ; + 3   e + 2
  5. + 3 ; + 2 ; + 8 3

Passo 1

Vamos lá, queremos achar o NOX do ferro em 3 compostos diferentes!

Começando pela hematita e já vemos o que podemos cortar, vamos escrever sua fórmula molecular já com a carga do oxigênio igual a - 2 , a carga do ferro vai ser x :

Se o número de ferros é igual ao módulo da carga do oxigênio, podemos fazer um X e...

Se o NOX do ferro na hematita é igual a + 3 , então já podemos cortar as opções ( a ) e ( b )

Passo 2

Agora vamos para a pirita, F e S !

Quando o enxofre não esta ligado a um elemento mais eletronegativo que ele, seu NOX é igual - 2 , logo:

Temos apenas um ferro e a carga do oxigênio é - 2 , nesse caso então fazemos:

1 x - 2 = 0

x = + 2

E temos F e 2 + !

Passo 3

E por fim, a magnetita ( F e 3 O 4 ) :

Montamos a equaçãozinha:

3 x + 4 - 2 =

Isolando e calculando:

x = 8 3 = 2,66

Vamos olhar as opções e a resposta certa é a... e !

Certo?!

ERRADOOO!!!

Reparou que o número é 2,66 ? Então, o que temos é uma mistura de F e 2 + e F e 3 + , portanto a resposta certa é a letra ( e ) !

Resposta

Letra (e).

Exercício Resolvido #4

Na reação de oxiredução abaixo, identifique o agente redutor, o agente oxidante, escreva as semi reações e a reação global balanceada:

F e   +   O 2   +   H 2 O   →   F e O H 2

Passo 1

Vamos começar com a primeira equação :

Vamos identificar o NOX de cada elemento!

Do lado direito temos o F e e o O 2 em seus estados fundamentais, logo seus números de oxidação são iguais a zero, o hidrogênio e o oxigênio tem NOXs conhecidos de + 1 e - 2 respectivamente!

Do lado direito a gente tem o íon O H - então só falta saber o NOX do ferro dentro do composto, logo temos:

Usando o macetinho dos subescritos e sobreescritos vemos que o N O X do ferro é igual a + 2 , agora vamos olhar a nossa reação química como um todo:

O ferro tinha NOX 0 e passou para + 2 , então ele é esta oxidando, portanto é o agente redutor, o oxigênio na forma O 2 tinha seu NOX igual a zero também e passou a - 2 , logo ele é o agente oxidante!

Passo 2

Agora vamos escrever as semi reações , então vamos olhar pra reação química e separar ela em duas:

Se o ferro perdeu dois elétrons, temos:

F e 0   →   F e 2 + + 2 e -

Se o NOX do O 2 passou de 0 para - 2 , porém a gente ta falando do oxigênio que esta sozinho! Se temos 2 oxigênios no lado direito e cada um vai ganhar 2 e - , então...

O 2 0   +   H 2 1 + O 2 - + 4 e - →   2   O 2 - H + 1 -

As cargas estão balanceadas, mas a semi reação não...agora não tem jeito, vamos pelo método de tentativas

Esta faltando um oxigênio no lado direito..só que se a gente chegar colocando um O H - a mais ai o problema vai virar o hidogênio, então vamos então adicionar mais uma molécula de água:

O 2 0   +   2 H 2 1 + O 2 - + 4 e - →     4 O 2 - H + 1 -

Opaaa, certinho!!

Passo 3

Agora vamos pegar as semi reações e escrever a reação global!

F e 0   →   F e 2 + + 2 e -

O 2 0   +   2 H 2 1 + O 2 - + 4 e - →     4 O 2 - H + 1 -

Precisamos multiplicar a semi reação do ferro por 2 :

Resposta

Agente oxidante: O 2

Agente redutor: F e 2 +

Semi reação de oxidação: F e   → F e 2 + + 4 e -

Semi reaçao de oxidação: O 2 +   2 H 2 O + 4 e - → 4 O H -

Reação global: 2 F e + O 2   +   2 H 2 O → 2 F e O H 2

Exercício Resolvido #5

Encontre a equação global da reações abaixo de forma que ela seja espontânea, calcule também o valor de E ° :

C l 2 g + 2 e - ↔ 2 C l -     E ° = 1,354   V

M g 2 + + 2 e - ↔ M g ( s )             E ° = 2,363   V

Passo 1

Vamos lá! Para escrevermos a equação global, precisamos primeiro saber quem ta oxidando e quem ta reduzindo!

Para isso a gente vai dar uma olhada ns valores de E ° , o carinha que vai sofrer oxidação expontâneamente é o que tem o menor valor de potencial padrão e o que vai reduzir o maior!

O E ° do magnésio é E ° = 2,363   V e o do cloro é E ° = 1,354 , portanto o cloro oxida e o magnésio reduz.

Vamos reescrever a equação do cloro invertida então:

2 C l - ↔ C l 2 g + 2 e -

M g 2 + + 2 e - ↔ M g ( s )

As duas semi reações envolvem dois mols de elétrons, então só precisamos somar elas:

Passo 2

Para calcular o Δ E ° da reação, fazemos:

Δ E ° = E ° m a i o r - E ° m e n o r

Substituindo:

Δ E ° = 2,363   V - 1,354   V

Achamos:

Δ E ° = 1,009   V

Resposta

Δ E ° = 1,009   V

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