Eletroquímica: Oxidante e Semi-reação


Introdução

Em nosso dia-a-dia utilizamos vários utensílios que necessitam de pilha elétrica para o seu funcionamento, como relógios, lanternas, rádios. Enfim, em todos eles existem reações químicas produzindo energia elétrica. De outra forma, podemos utilizar a energia elétrica para produzir certas reações químicas, como, por exemplo, na produção de cobre, alumínio, cremação e niquelação de peças, dentre outros mais. Todos esses fenômenos serão estudados na Eletroquímica, sendo em muitos casos é gastar energia para a produção de certas substâncias, como também, produzir energia através de certas reações químicas.

Eletroquímica

Portanto:
Eletroquímica é o estudo das relações entre os fenômenos energéticos e as reações químicas. Na prática, poderíamos ser mais específicos: Eletroquímica é o estudo das reações de oxi-redução que produzem ou são produzidas pela corrente elétrica.

É representado pelo símbolo E°.
É expresso na unidade “volts”.
A uma semi-reação associa-se um potencial padrão de redução.

Oxidante

O potencial padrão de redução mede a tendência da semi-reação ocorrer no sentido de uma redução. Quanto maior o potencial padrão de redução, maior a tendência de ocorrer redução, mais forte é o agente oxidante. A uma semi-reação de oxidação associa-se um potencial padrão de oxidação.

O potencial padrão de oxidação mede a tendência da semi-reação ocorrer no sentido de uma oxidação. Quanto maior o potencial de oxidação, maior a tendência de ocorrer oxidação, mais forte é o agente redutor. Os potenciais padrão de eletrodo são tabelados. A seguir aparece uma tabela de potenciais padrão de redução.

Semi-reação E° redução (volts)

E uma equação que representa, em separado, um processo de redução ou um processo de oxidação. Para obter, a partir da tabela, uma semi-reação de oxidação como o respectivo potencial padrão de oxidação, inverter-se a semi-reação de redução e trocar-se o sinal do potencial padrão de redução.

Na tabela, as reações mostram o potencial de cada um dos elementos, sendo que com isto, podemos:
comparar as tendências para a redução, comparar a força de agentes oxidantes.
deduzir a equação de uma reação espontânea de oxidação-redução.

Após algum tempo, verifica-se que:
1° – A solução aquosa recebe íons Zn++.
2° – íons Cu++ se deposita sobre a lâmina de zinco.
3° – A solução aquece.

Por que aconteceu tudo isso?

Átomos de Zn da lâmina passam para a solução na forma de íons Zn2+, deixando dois elétrons na lâmina. Íons Cu2+ da solução sofrem REDUÇÃO na lâmina de zinco.

a)      O íon Ag+ tem o maior E°red, logo reduz mais facilmente.
b)         O íon Ag+ tem maior E°red, é o agente oxidante mais forte.
c)         Equação de uma reação espontânea de oxidação e redução.

Construindo, por exemplo, o aparelho indicado a seguir, cujo esquema geral é o mesmo para qualquer pilha ou célula eletroquímica, veja que existem duas regiões, chamadas meias-células, separadas por uma porcelana porosa que impede a mistura das duas soluções:

Processo de TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA DIRETA de elétrons de átomos de zinco da lâmina para íons Cu+2 da solução

São dispositivos que transformam em corrente elétrica a.energia desenvolvida numa reação química. Mergulhando-se uma lâmina de zinco (Zn°^em uma solução de CuS01 (azul), observa-se que uma camada de cobre castanha e esponjosa vai se depositando sobre a lâmina de zinco, ao mesmo tempo em que o azul da solução vai esmaecendo, como foi visto na aula anterior.

Parte do zinco se transforma em Zn++, e parte do cobre se deposita como Cu° (metálico). A queda da tonalidade da cor azul se deve à saída dos íons Cu++ da solução e tornando-se incolor. Um dos tipo mais divulgados, devido ao interesse que suscitou, foi o proposto por J. F. Daniell, químico inglês.

Meia-célula do cobre

O Cu° tem uma tendência espontânea para receber elétrons. Durante o funcionamento da pilha, observa-se:

movimento de íons através da ponte salina ou porcelana porosa. Este movimento de íons representa a corrente elétrica na solução.
movimento de elétrons no circuito externo à pilha. Este movimento de elétrons representa a corrente elétrica no circuito externo. O eletrodo que emite elétrons para o circuito externo constitue o pólo negativo da pilha. O eletrodo que recebe elétrons do circuito externo constitui o pólo positivo da pilha.

a)    Na tabela de potenciais encontramos: (Zn£q)+2e–>Zn(s)     E°=-0,76V Cu”    +2e–*Cu(s)     E°=+0,34V. Esta é a equação do processo espontâneo que ocorre na pilha zinco-cobre.
b)    Na semi-cela de cobre redução. O cobre é, portanto, o cátodo.
c) Na semi-cela de zinco ocorre oxidação. O zinco é, portanto^ânadíL.
d) Na semi-cela de cobre a solução vai perdendo íons Cu

SEMI-REAÇÃO NO ÂNODO

Os íons Zn+2 entram em solução e o metal vai-se “dissolvendo”. Os elétrons migram pelo circuito externo do elétrodo de zinco para o elétrodo de cobre, onde compensam a diferença causada pela retirada de elétrons pelos íons Cu+2 da solução. Assim, o Zinco é o pólo negativo; o Cobre, o pólo positivo da pilha.

Vão ficando com excesso de íons SÓ ^2 . A solução tende a ficar com excesso de carga negativa. Na semi-cela de zinco a solução vai recebendo, íons Zn++ que vão ficando em excesso. A solução tende a ficar com excesso de carga positiva. Este excesso de cargas bloqueariam o processo se não existisse a ponte salina. Fia permite um escoamento de íons de um lado para outro, anulando o excesso. Temos, então, escoamento de: íons SÓ 2 para a semi-cela de zinco, íons Zn+2 para a semi-cela de cobre.