Exemplo de perguntas para discussão sobre eletroquímica
A eletroquímica é um ramo da química que estuda a relação entre reações químicas e mudanças na energia elétrica. Em eletroquímica, existem dois conceitos principais: oxidação (a liberação de elétrons) e redução (o ganho de elétrons). Esses processos podem ser observados em dois tipos de células eletroquímicas: células voltaicas (ou galvânicas) e células eletrolíticas. Abaixo, você encontrará alguns exemplos de problemas e suas explicações para ajudá-lo(a) a entender a eletroquímica.
Exemplo de questão 1: Célula voltaica
Pergunta:
Dada uma célula voltaica com eletrodos de zinco (Zn) e cobre (Cu) conectados por uma ponte salina, e imersos em uma solução de ZnSO₄ 1 M e em uma solução de CuSO₄ 1 M, escreva as reações que ocorrem em cada eletrodo e calcule a diferença de potencial (FEM) da célula voltaica. Dados de potencial padrão de eletrodo:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Discussão:
O primeiro passo é determinar a reação redox que ocorre. Em uma célula voltaica, ocorre uma reação redox espontânea onde
– O zinco (Zn) sofre oxidação:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– O cobre (Cu) sofre redução:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
A reação redox total em uma célula voltaica é:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Em seguida, calcularemos a diferença de potencial da célula:
\[ E_{\text{célula}} = E^o_{\text{cátodo}} – E^o_{\text{ânodo}} \]
Onde:
– O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução (Cu).
– O ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação (Zn).
De modo a,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Conclusão:
– A reação que ocorre no ânodo (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– A reação que ocorre no cátodo (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Diferença de potencial da célula (EMF): 1.10 V
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Exemplo de questão 2: Célula eletrolítica
Pergunta:
Na eletrólise de uma solução de NaCl, indique as reações que ocorrem no cátodo e no ânodo se um eletrodo inerte, como a platina (Pt), for utilizado. Calcule a carga total necessária para produzir 1 grama de Cl₂. (ArCl = 35.5)
Discussão:
O primeiro passo é anotar as reações que ocorrem em cada eletrodo na solução salina de NaCl.
– No cátodo (redução):
Nesse processo, os íons H+ da água serão reduzidos:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– No ânodo (oxidação):
O íon Cl- sofrerá oxidação, transformando-se em gás Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reação total:
Assim, a reação total que ocorre na eletrólise da solução de NaCl é:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Para calcular a carga necessária para produzir 1 grama de Cl2, precisamos determinar o número de moles de Cl2:
\[ \text{Massa de Cl}_2 = 1 \text{ grama} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Número de moles de Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Com base na equação da reação no ânodo, 1 mol de Cl2 é produzido a partir de 2 mols de elétrons:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Em outras palavras, 1 mol de Cl2 requer 2 mols de elétrons.
Número de moles de elétrons:
\[ \text{Número de moles de elétrons} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
A carga necessária pode ser calculada usando o valor de Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \times F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusão:
– Reação no cátodo:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reação no ânodo:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– A carga total necessária para produzir 1 grama de Cl2 é de 2718 C.
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Exemplo 3: Relação de Nernst e condições não padronizadas
Pergunta:
Calcule o potencial de uma célula voltaica composta por eletrodos de Ag/Ag+ com concentração de íons prata de 0.1 M e eletrodos de Zn/Zn2+ com concentração de 0.01 M. O potencial padrão do eletrodo é:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Discussão:
O primeiro passo é anotar as reações que ocorrem:
– Oxidação no ânodo (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redução no cátodo (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reação total:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Com base na equação de Nernst:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{product}]}{[\text{reactant}]} \right) \]
Onde:
\[ n = 2 \]
Primeiro, calcule E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Célula}} = 1.56 \, \text{V} \]
Em seguida, calcule o potencial real da célula na concentração dada:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Célula}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusão:
– As reações que ocorrem no ânodo e no cátodo permanecem as mesmas
– O potencial da célula com uma determinada concentração é de 1.56 V
Este artigo mostra como resolver diversos tipos de problemas em eletroquímica, incluindo problemas envolvendo células voltaicas, células eletrolíticas e cálculos usando a equação de Nernst. Uma compreensão profunda dos princípios por trás das reações redox e a capacidade de usar dados eletroquímicos são essenciais para o sucesso na resolução desses tipos de problemas.
