AULA ELETROQU MICA

ELETROQUÍMICA

REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
REAÇÕES REDOX

Quem se oxida reduz alguém → AGENTE REDUTOR
Quem se reduz oxida alguém → AGENTE OXIDANTE
Quando uma substância recebe elétrons ela foi reduzida, pois há uma redução da carga elétrica sobre um átomo ou substância.
Quando uma substância perde elétrons ou fornece elétrons, aumenta a carga positiva em um átomo da substância, então ela foi oxidada.

Ex.: 2Ag+(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu+2(aq)

CARGA +
OXIDA

NEUTRO

REDUZ

CARGA -

Número de oxidação (nox): carga elétrica que um átomo tem ou parece ter.

Regras para determinar o número de oxidação
1) Cada átomo em um elemento puro tem nox igual a zero
2) Nos íons constituídos por um só átomo a carga do íon é o nox do elemento. 3) O flúor é sempre -1 nos compostos com outros elementos.
4) Cloro, bromo e iodo são sempre -1, exceto quando combinados com oxigênio e flúor.
5) Na maioria dos compostos o nox do hidrogênio é +1 e do oxigênio -2.
Exceção: Hidretos (H nox -1) e peróxidos (O nox -1)
6) A soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro é igual a zero; em um íon poliatômico a soma deve ser igual a carga do íon.
Ex.: Al2O3; H2SO4; MnO4-

BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES REDOX
Ex.: Uma barra de zinco imerso em uma solução de CuSO4.

CONDUÇÃO
Metálica: por fios metálicos. São condutores de eletricidade devido ao movimento dos elétrons pelo metal.
Eletrolítica: em líquidos com cargas positivas e negativas. São condutores de eletricidade devido ao movimento dos íons.

CÉLULAS ELETROQUÍMICAS

Células Galvânicas (ou Pilhas Voltaicas):
Conversão de energia química em energia elétrica
Reações espontâneas de oxi-redução
Fonte de eletricidade

Células Eletrolíticas:
Conversão de energia elétrica em energia química
Eletrólise
Reações redox não-espontâneas geradas por corrente elétrica

Célula galvânica com ponte salina

Cl-

Zn
Zn2+ + 2 e–
Ânodo: polo negativo (-)

K+

Cu2+ + 2 e– Cu
Cátodo: polo positivo (+)

Célula galvânica com separação porosa