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"2º AN0" 4º BIMESTRE-2024: Eletroquímica e Equilíbrio Químico

05/12/2023 12:00

Eletroquímica

É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica ou são produzidas pela corrente elétrica.

Pilha de Daniel: é uma aplicação de eletroquímica, que procuraremos entender através do esquema abaixo, como uma reação química que produz corrente elétrica:

O esquema acima tem que ser visto em duas partes a inicial à esquerda da seta e a final à direita da seta:

No início temos:

_ dois recipientes conectados por uma ponte salina, que permite a passagem de íons entre as duas soluções;

_ a solução do 1º recipiente é constituida de sulfato de cobre dissolvido em água (CuSO₄ + H₂O-->Cu²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)), enquanto no 2º recipiente é constituida de sulfato de zinco dissolvido em água (ZnSO₄ + H₂O--> Zn²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq));

_ no 1º recipiente temos o eletrodo constituido de átomos de cobre (Cu) enquanto no 2º temos o eletrodo constituido de átomos de zinco (Zn), os dois sendo ligados através de um fio metálico, que é um bom condutor de corrente elétrica;

Ocorrência da eletroquímica:

_ O eletrodo de zinco apresenta um potencial de redução (E⁰) igual à -0,76 V, que é menor que o potencial de redução (E^o) do eletrodo de cobre +0,34 V, sendo assim o zinco sofrerá oxidação (perda de elétrons) e será chamado de ânodo "polo negativo" enquanto o cobre sofrerá redução (ganho de elétros) e será chamado de cátodo "polo positivo", com isso é possível a compreensão do sentido da corrente elétrica (fluxo de elétrons) do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre, o que faz a lâmpada acender;

_ Com a oxidação do zinco o átomo se transforma em íon Zn²⁺, este por sua vez se dissolve na solução fazendo com que a massa do eletrodo diminua (veja eletrodo da parte final) , mas em contra partida aumenta a concentração da solução de ZnSO₄ "Zn²⁺ excede";

_ Com a redução do íon de cobre, que antes estava na solução e ao se transformar em átomo acaba promovendo a diminuição da concentração da solução simultaneamente aumenta a massa do eletrodo (veja eletrodo da parte final), "SO₄^2- na solução excede";

- Considerando que íon de zinco excede no 2º recipiente e que íon de sulfato excede no 1º recipiente ocorre uma movimentação (troca) de íons pela ponte salina.

Características gerais de uma pilha:

_ ddp (diferença de potencial) ou fem (força eletromotriz) em condições padrão (soluções 1mol/L e a 25ºC) é a diferença entre o E^o do oxidante (cátodo) e o Eº do redutor (ânodo).

_ a pilha acima pode ser assim representada Znº|Zn²⁺ || Cu²⁺|Cuº sendo padrão o 1º elemento ser o que sofre oxidação e o 2º o que sofre redução;

_ espontaneidade das reações de oxi-redução é quando o cálculo da ddp ou fem tiver resultado positivo.

_ Corrosão: é a destruição ou deterioração de um material devido à reação química ou eletroquímica com seu meio, processo no qual um metal retorna ao seu estado original.

Atividades:

1) As pilhas são largamente utilizadas no mundo moderno, e o esquema abaixo mostra uma pilha montada a partir de placas de níquel e zinco. Com base na informação e em seus conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar que Dados:

Zn ²⁺ (aq) + 2 e – --> Zn (s) E⁰ = – 0,76 V.

Ni ²⁺ (aq) + 2 e – --> Ni (s) E⁰ = – 0,25 V.

a) A concentração dos íons Ni ²⁺ na solução de NiSO₄ aumenta.

b) A concentração de íons nas soluções não afeta o funcionamento da pilha.

c) A ponte salina evita a migração de íons do ânodo para o cátodo.

d) A placa de zinco diminui de massa.

e) O potencial de oxidação do níquel é maior que o do zinco.

f) O ddp da pilha é igual a + 0,51V

g) O Ânodo é o eletrodo de Níquel

h) O eletrodo de Zn sofre Redução

Corrosão:

_ dois elementos com potenciais de redução diferentes que estão em contato promovem a reação de oxirredução;

_ a umidade e o oxigênio são fundamentais para a ocorrência dessa reação;

_ a presença de substâncias ácidas e/ou ambientes salinos aceleram essa reação;

Acima notamos a reação de oxidação por parte do ferro e a redução por parte do oxigênio atmosférico acarretando na corrosão do material de ferro e formação da ferrugem "Fe(OH)₂".

Processos de Proteção à corrosão:

Proteção anódica: é o meio pelo qual procura-se evitar o contato do material a ser corroído com o oxigênio através do uso de substâncias como zarcão e tintas.

Proteção catódica: é o meio pelo qual não se evita o contato com o oxigênio, porém este contato ocorre com um metal "metal de sacrifício" que protege o metal interno que apresenta um potencial de redução maior:

Acima notamos que o ferro (Eº = - 0,44 V) em relação ao zinco (Eº = - 0,76 V) é menos reativo, pois apresenta maior potencial de redução e neste caso sendo preservado e a corrosão será sofrida pelo zinco que neste caso será o "metal de sacrifício".

Atividades:

2) O alumínio sofre corrosão em contato com o ferro. Para efetuar uma proteção catódica, qual dos metais a seguir é o mais indicado? E qual é a equação química correspondente?

Dados:

Al³⁺_(aq) + 3 e^- → Al_(s) E⁰ = -1,67 V
Zn²⁺_(aq) + 2 e^- → Zn_(s) E⁰ = - 0,76 V
Cu²⁺_(aq) + 2 e^- → Cu_(s) E⁰ = +0,34 V
Mg²⁺_(aq) + 2 e^- → Mg_(s) E⁰ = - 2,38 V
Ni²⁺_(aq) + 2e^- → Ni_(s) E⁰ = -0,25 V

a) Alumínio. Equação: Fe + Al³⁺→ Fe³⁺ + Al

b) Zinco. Equação: 3 Zn + 2 Al³⁺→ 3 Zn²⁺ + 2 Al

c) Cobre. Equação:3 Cu + 2 Al³⁺→ 3 Cu²⁺ + 2 Al

d) Magnésio. Equação:3 Mg + 2 Al³⁺→ 3 Mg²⁺ + 2 Al

e) Níquel. Equação: 3 Ni + 2 Al³⁺→ 3 Ni²⁺ + 2 Al

Eletrólise: é a reação de oxi-redução provocada forçadamente pela corrente elétrica, dividida em ígnea e aquosa:

Eletrólise ígnea: ocorre com composto iônico fundido, que nessa condição os íons ficam livres para se movimentarem:

_ os elétrons chegam no Cátodo (-) e promovem a redução do cátion, que se torna átomo Na;

_ o ânion se direciona para o Ânodo (+) e sofre oxidação se transformando em átomo Cl;

_ as ações acima são representadas e se resumem na equação:

Eletrólise aquosa: ocorre com composto em solução aquosa, que nessa condição os íons ficam livres para se movimentarem, porém a diferença é que há concorrência entre os ânions e cátions para haver redução e oxidação, que será definido mediante ao potencial de redução:

Observando o sistema acima e a equação global nota-se que o cátion H⁺ ganha do Na^+,no potencial de redução, e sofre redução, enquanto o ânion Cl^- perde do OH^-,no potencial de redução, e sofre oxidação.

Atividades:

3) Assinale a alternativa correta sobre a eletrólise:

a) A reação que ocorre no cátodo é de oxidação.

b) A reação que ocorre no ânodo é de redução.

c) O cátodo fornece elétrons dos cátions do eletrólito e tem sinal positivo.

d) O ânodo recebe elétrons dos ânions do eletrólito e tem sinal positivo.

e) Na eletrólise, a energia química é transformada em energia elétrica.

4) A eletrólise ígnea do brometo de magnésio é representada pela equação química a seguir:

MgBr_2(l) → Mg_(s) + Br_2(g)

Pode-se afirmar que, durante essa eletrólise:

a) há liberação de energia elétrica.

b) os íons Mg²⁺ oxidam-se.

c) os íons Mg²⁺ reduzem-se.

d) o eletrodo em que é formado magnésio metálico é o cátodo.

5) Na eletrólise de uma solução aquosa de NaCl, a solução:

a) torna-se ácida em virtude da formação de HCl.

b) torna-se básica em virtude da formação de NaOH.

c) permanece neutra em virtude da formação de H₂ e Cl₂.

d) permanece neutra em virtude da formação de H₂ e O₂.

e) permanece neutra em virtude da formação de O₂ e Cl₂.

Equilíbrio Químico

Reação Química Reversível: é a reação na qual temos a formação de produtos por parte de reagentes e estes sendo formados por parte dos produtos, à medida que estes passam a ser formados. Sendo característico a presença de uma dupla seta, com mesma direção e sentidos opostos; no sentido para a direita, formando produtos, temos a reação direta, e a seta no sentido para a esquerda, formando reagentes, temos a reação inversa:

Estado de Equilíbrio Químico: é o estado no qual as velocidades das reações direta e inversa, de uma reação química reversível, se igualam, e as massas das substâncias da reação permanecem constantes. Sendo este equilíbrio caracterizado como dinâmico, ou seja, ao atingí-lo a reação não para de acontecer, pelo contrário, se 100 moléculas de reagentes se transformam em produtos estes simultaneamente estarão se transformando e repondo as 100 moléculas de reagentes, assim o valor total não se altera. Esses dizeres podem ser representados por dois gráficos:

Obs: o 2º gráfico concentração X tempo acima demonstra uma reação no qual os reagentes apresentam um valor maior de massa do que o produto, nessa reação, a partir do equilíbrio químico, mas pode haver reação química na qual a massa dos produtos após o equilíbrio químico seja igual ou maior do que a massa dos reagentes:

A pro

Atividade:

1) (UFRS-adaptada) Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:

a) a reação química é irreversível.

b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais.

c) os reagentes são totalmente consumidos.

d) os reagentes e produtos tem que apresentar a mesma quantidade.

e) antes de começar a reação química.

Equilíbrio químico homogêneo: as substâncias reagentes e produtos formam uma única fase "todos em mesmo estado físico, principalmente gasosos".

Equilíbrio químico heterogêneo: as substâncias reagentes e produtos formam fases diferentes "estados físicos diferentes".

Atividade:

2) Classifique os seguintes equilíbrios em homogêneos ou heterogêneos:

a) 2 NO_(g) + O_2(g) ↔ 2 NO_2(g)

b) PCℓ_5(g)↔ PCℓ_3(g)+ Cℓ_2(g)

c) 4 HCℓ_(g)+ O_2(g) ↔ 2 H₂O_(l)+ 2Cℓ_2(g)

d) C_(s)+ H₂O_(g)↔ CO_(g)+ H_2(g)

e) Mg_(s)+ 2H⁺_(aq)↔ Mg²⁺_(aq)+ H_2(g)

Constantes de equilíbrio (K)

É a relação entre os produtos e os reagentes, sendo usadas para fins de cálculo apenas as substâncias gasosas ou em solução aquosa:

$\alpha A +\beta B ... \rightleftharpoons \sigma S+\tau T ...$

$K=\frac{{\{S\}} ^\sigma {\{T\}}^\tau ... } {{\{A\}}^\alpha {\{B\}}^\beta ...}$

_quando o seu valor é pequeno, indica que a quantidade de reagentes é maior do que a de produtos, com isso concluimos que as condições favorecem o equilíbrio no sentido da formação de reagentes, ou seja, para o sentido da reação inversa;

_quando o seu valor é grande, indica que a quantidade de reagentes é menor do que a de produtos, com isso concluimos que as condições favorecem o equilíbrio no sentido da formação de produtos, ou seja, para o sentido da reação direta;

_as constantes de equilíbrio determinadas com base nas concentrações, em mol/L, a uma dada temperatura são representadas por Kc;

_as constantes de equilíbrio determinadas com base nas pressões parciais, referente apenas nas substâncias gasosas, a uma dada temperatura são representadas por Kp;

A relação existente entre Kc e Kp é dada por: Kp = Kc^.(R _^. T)^∆n

Atividade:

3) (UEMA) Na reação:

aA + bB ↔ c C + d D,

após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a constante de equilíbrio:

Kc = [C]^c. [D]^d
[A]^a. [B]^b

a respeito da qual é correto afirmar que:

a) quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta.

b) Kc independe da temperatura.

c) se as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa forem iguais, então Kc = 0.

d) Kc depende das concentrações em quantidade de matéria iniciais dos reagentes.

e) quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.

Fatores que pertubam o equilíbrio químico: o equilíbrio químico de uma reação pode ser perturbado causando um desequilíbrio, porém, a reação química promove ações para minimizar essa peturbação, alcançando um novo equilíbrio com novas concentrações, o que chamamos de lei de Le Chatelier, o que detalharemos abaixo:

*A Concentração dos participantes do equilíbrio:

Reagentes Produtos

CH₃COOH(L) + C₂H₅OH < -- > CH₃COOC₂H₅(L) + H₂O(L)

ADIÇÃO DE UM REAGENTE -- > A reação é forçada a produzir maiores

quantidades dos produtos (deslocamen-

to do equilíbrio para a direita).

A reação é forçada a produzir < -- ADIÇÃO DE UM PRODUTO

maiores quantidades de reagen-

tes(deslocamento do equiíbrio

para a esquerda).

CH₃COOH(L) + C₂H₅OH < -- > CH₃COOC₂H₅(L) + H₂O(L)

RETIRADA DE UM REAGENTE < -- A reação é forçada a produzir maiores

quantidades dos próprios reagentes

(deslocamento do equilíbrio para à

esquerda).

A reação é forçada a produzir -- > RETIRADA DE UM PRODUTO

maiores quantidades dos próprios

produtos (deslocamento do equiíbrio

para à direita).

* A pressão total sobre o sistema: a pressão só influência no equilíbrio químico de uma reação com participante gasoso e que apresenta variação de volume (diferença do número de mols, quando a reação estiver balanceada) do lado de reagentes para com o lado de produtos:

N₂O_4(g) <--> 2 NO_2(g)

1 mol 2 mols

1 volume 2 volumes

O aumento da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, pois a redução no volume minimiza o efeito da pressão aplicada.

A redução da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de maior volume, pois o aumento de volume minimiza a redução da pressão.

* A temperatura:

N₂(g) + 3 H₂(g) < -- > 2 NH₃(g) ∆H = - 109,5 Kj ( a reação direta é exotérmica)

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico, reação inversa, (de modo que a absorção de calor pela reação venha a minimizar a elevação da temperatura no sistema).

A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico, reação direta, (de modo que a liberação de calor pela reação venha a minimizar a diminuição da temperatura no sistema).

* O catalisador: diminui o tempo necessário para atingir o equilíbrio, mas não altera o próprio estado de equilíbrio, isto é, não altera o rendimento (as massas de reagentes e produtos) obtido no processo:

O gráfico acima representa uma reação em equilíbrio, a partir do tempo 10000, sem catalisador, com massa de produtos igual à 85 e de reagentes igual à 15. Se nesta mesma reação for adicionado um catalisador as massas de produtos e reagentes serão as mesmas, porém, o tempo para atingir o equilíbrio químico será menor do que 10000.

Atividade:

4) Considerando o equilíbrio

2 H₂S_(g)+ 3 O_2(g)↔ 2 H₂O_(g)+ 2 SO_2(g) ∆H = -1036 kJ

e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque a letra “E” nas alternativas em que o equilíbrio químico é deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita:

( ) diminui-se a temperatura do sistema.

( ) aumenta-se a pressão do sistema.

( ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.

( ) retira-se gás oxigênio do sistema.

( ) adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema.

( ) Adicionar um catalisador no sistema.

Etiquetas:

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