Potencial do Eletrodo

Teoria Completa

Quando a gente coloca Z n 0 e C u 2 + em contato, o Z n 0 se oxida e o C u 2 + se reduz. Assim:

Z n 0 + C u 2 + → Z n 2 + + C u 0

É quase como uma reação de deslocamento. No começo os dois elétrons estão com o Z n e, depois, o C u 2 + “desloca” o Z n , ficando com os elétrons pra ele. Assim, ele se torna C u 0 enquanto o Z n vira Z n 2 + .

Mas como que a gente sabe quem tem capacidade pra deslocar quem? Por que os elétrons acabam ficando com o cobre e não com o zinco? Será que a reação contrária ( Z n 2 + + C u 0   → Z n 0 + C u 2 + ) também acontece?

A reação contrária não ocorre de forma espontânea.

De fato, o cobre tem maior tendência a se reduzir do que o zinco. Por isso, quando os dois estão em contato, o cobre fica na sua forma reduzida e o zinco na sua forma oxidada. Também podemos pensar ao contrário: o zinco tem maior tendência a se oxidar. Por isso, o estado mais estável do sistema é quando o zinco está na sua forma oxidada e o cobre na sua forma reduzida.

A tendência de um elemento em se oxidar é medida pelo potencial de oxidação   ( E O X I ) .

A tendência de um elemento em se reduzir é medida pelo potencial de redução ( E R E D ) .

E funciona assim: quem tem maior E O X I sofre oxidação, quem tem menor E O X I sofre redução.

Por outro lado: quem tem maior E R E D sofre redução, quem tem menor E R E D sofre oxidação.

Os potenciais são medidos em volts ( V ) .

Para uma reação ser espontânea, o Δ E dela deve ser positivo. Vamos ver como isso funciona.

Tabela de potencial

Quando conectamos dois caras com potenciais diferentes através de uma célula galvânica, um sofre oxidação e outro, redução (pois, com potenciais diferentes, eles tem tendências diferentes a se oxidar e reduzir).

Quanto maior a diferencia de potencial ( d d p ) entre os eletrodos, maior será a intensidade da corrente elétrica medida.

Além dos potenciais envolvidos, a temperatura e a concentração das soluções também influenciam na corrente elétrica do circuito. Por isso, decidiram padronizar as medidas usando 25°C, 1 atm e concentrações de 1,0 mol/L. Quando as medidas são realizadas nessas condições, o potencial ganha uma “bolinha”, assim: E 0 . Esse E 0 é chamado de potencial normal do eletrodo.

Montando células galvânicas entre diferentes metais, foi possível medir as diferenças de potenciais desses caras. No entanto, pra ter uma escala de potencial, foi preciso eleger um elemento pra ser o E R E D 0 = 0,00   V . O escolhido foi o eletrodo padrão de hidrogênio.

Convencionou-se, então, que:

2 H + + 2 e - ⇌ H 2         E R E D 0 = 0,0   V

A partir disso, montaram células galvânicas de outros eletrodos com o eletrodo de hidrogênio para medir a d d p entre eles. Através dessas medidas de d d p , hoje em dia a gente tem uma tabela de potencial, com o potencial de oxidação e de redução de uma galera.

Presta atenção em um detalhe: se o potencial de oxidação do N i 0 virando N i 2 + é + 0,24 , o potencial de redução do N i 2 + indo a N i 0 será - 0,24 .

N i 0 → N i 2 + + 2 e -                 E O X I 0 = + 0,24  

N i 2 + + 2 e - → N i 0               E R E D 0 = - 0,24

Dessa forma, uma tabela de potencial fica assim:

Provavelmente o seu professor deu ou recomendou uma tabela pra você. Tenha ela sempre em mãos para fazer os exercícios!

A diferença de potencial de uma pilha ( Δ E 0 ) é a diferença dos potenciais dos eletrodos que a formam.

Δ E 0 = E O X I 0 + E R E D 0

Ou seja, você vai ter que analisar os potenciais dos dois eletrodos, ver quem se oxida e quem se reduz e usar o potencial de oxidação de quem se oxida + o potencial de redução de quem se reduz. Uma forma alternativa (e possivelmente mais simples) pra calcular a diferença de potencial de uma pilha, é assim:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

O Δ E ° também é chamado de força eletromotriz ( F e m ) ou só d d p mesmo, ok? É tudo a mesma coisa!

E na pilha, o cara com menor potencial de redução vai se oxidar. Portanto, será o anodo. E o cara que tem maior potencial de redução será o catodo, beleza?

Expandir

Exercício Resolvido #1

USP – Química Tecnológica. Lista para P2- Eletroquímica. Questão 05.

O potencial de um eletrodo é uma grandeza absoluta ou relativa? Justifique a sua resposta.

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Passo 1

O potencial de um eletrodo é uma medida relativa. Ou seja, não sabemos o valor do potencial de um eletrodo, só sabemos a diferença de potencial de um eletrodo em relação a um outro eletrodo.

Utilizando o eletrodo padrão de hidrogênio como referência para todos os outros eletrodos foi possível montar uma escala de potencial, onde todos os valores utilizados são relativos à diferença dos eletrodos em relação ao eletrodo de hidrogênio.

Resposta

Exercício Resolvido #2

Escola Técnica Walter Belian. Prof. Ricardo Honda. Lista de Eletroquímica. Questão 05. Modificada.

Considere uma pilha de cobre-alumínio. Dados os potenciais de redução:

C u 2 + + 2 e - → C u             E 0 = + 0,34   V

A l 3 + + 3 e - → A l             E 0 = - 1,66   V

Complete o quadro abaixo:

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Passo 1

Vamos começar pela segunda linha da tabela. Quem será o cátodo e quem será o ânodo?

A gente pode ir direto pro decoreba: ânodo é o eletrodo com menor E R E D 0 .

Se não lembrar, vamos tentar chegar na resposta por outro caminho.

O potencial de redução indica a tendência que o cara tem a se reduzir. Portanto, o cobre tem maior tendência a se reduzir do que o alumínio, certo?

E R E D ( C u ) 0 > E R E D ( A l ) 0

Então, numa pilha cobre-alumínio, o cobre vai sofrer redução e o alumínio vai sofrer oxidação.

Lá na pilha a gente decorou “vogal com vogal” e “consoante com consoante”. Portanto, quem sofre oxidação será o ânodo, e quem sofre redução será o cátodo.

e l e t r o d o   d e   c o b r e   → m a i o r   E R E D 0   →   s o f r e   r e d u ç ã o   → c á t o d o

e l e t r o d o   d e   a l u m í n i o   → m e n o r   E R E D 0   →   s o f r e   o x i d a ç ã o → â n o d o

Passo 2

Pra dizer quem é o polo positivo e o polo negativo, o mais fácil é decorar mesmo..

Na pilha:

P O L O +   → c á t o d o

P O L O -   → â n o d o

Se não lembrar, vai ter que fazer um raciocínio mais longo. Os elétrons são perdidos na oxidação (ânodo) e recebidos na redução (cátodo). Portanto, eles saem do ânodo e vão pro cátodo. Como elétron é negativo, ele sai do negativo para o positivo, que o atrai. Beleza?

Passo 3

Quanto às semirreações:

  • Semirreação de oxidação:
  • A l 0 → A l 3 + + 3 e -

  • Semirreação de redução:

C u 2 + + 2 e - → C u 0

As semirreações foram até dadas no enunciado! A gente só precisou inverter a do alumínio, porque lá em cima ela tá no sentido de redução, beleza?

Passo 4

E a global?

Pra fazer a reação global a gente vai precisar igualar o número de elétrons perdidos e ganhos, né?

Então vamos multiplicar a semirreação de oxidação por 2 :

2 A l 0 → 2 A l 3 + + 6 e -

E a semirreação de redução por 3 :

3 C u 2 + + 6 e - → 3 C u 0

Agora que as duas envolvem 6 elétrons, podemos juntar elas na global. E vai ficar assim:

2 A l 0 + 3 C u 2 + → 2 A l 3 + + 3 C u 0

Passo 5

Pro cálculo do Δ E 0 da pilha, a gente pode fazer assim:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Sabendo que:

C u 2 + + 2 e - → C u             E 0 = + 0,34   V

A l 3 + + 3 e - → A l             E 0 = - 1,66   V

O menor potencial é o do alumínio e o maior é o do cobre. Portanto:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D m e n o r 0 = + 0,34 - - 1,66 = 2,00   V

Passo 6

Bora completar a tabelinha com tudo que a gente fez:

Resposta

Exercício Resolvido #3

IQSC – USP. Lista de Eletroquímica. Professor Eder. Questão 05.

Informe o potencial padrão das seguintes pilhas, após balanceá-las, e identifique as semi-reações usadas para os cálculos:

a) Z n s + N i a q 2 + → Z n a q 2 + + N i s                     E 0 = ?

b) F e ( s ) + C u ( a q ) 2 + → F e ( a q ) 2 + + C u ( s )                   E 0 = ?

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Passo 1

a) Na reação global, o zinco está se oxidando. Ao passar de NOX zero para NOX + 2 , ele perde dois elétrons.

Z n ( s ) → Z n ( a q ) 2 + + 2 e -

Já o níquel, ao passar de NOX + 2   para NOX zero, está se reduzindo, ganhando dois elétrons.

N i ( a q ) 2 + + 2 e - → N i ( s )

Precisamos de uma tabela de potencial pra conhecer os potenciais das semirreações:

Z n ( a q ) 2 + + 2 e - → Z n ( s )           E 0 = - 0,76   V

N i a q 2 + + 2 e - → N i s           E 0 = - 0,23   V

Assim, considerando que o potencial padrão da pilha pode ser calculado por:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Teremos:

Δ E 0 = - 0,23 - - 0,76 = 0,53   V

Passo 2

b) Na reação global, o ferro está se oxidando. Ao passar de NOX zero para NOX + 2 , ele perde dois elétrons.

F e ( s ) → F e ( a q ) 2 + + 2 e -

Já o cobre, ao passar de NOX + 2   para NOX zero, está se reduzindo, ganhando dois elétrons.

C u ( a q ) 2 + + 2 e - → C u ( s )

Precisamos de uma tabela de potencial pra conhecer os potenciais das semirreações:

F e ( a q ) 2 + + 2 e - → F e ( s )           E 0 = - 0,44   V

C u a q 2 + + 2 e - → C u s           E 0 = + 0,34   V

E o cálculo do potencial da pilha:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Δ E 0 = + 0,34 - - 0,44 = 0,78   V

Resposta

a) Δ E 0 = 0,53   V

b) Δ E 0 = 0,78   V

Exercício Resolvido #4

PUC – Goiás. Prof. Monah Marques. Lista de Eletroquímica. Questão 04.

Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo:

C u 2 + + 2 e - → C u             E 0 = 0,34 V

A g + + e - → A g                 E 0 = 0,80 V

A respeito, julgue as afirmações:

( ) A semirreação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação desses dois eletrodos será C u 2 + + 2 e - → C u ( s ) .

( ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 2 A g + + C u ( s ) → 2 A g ( s ) + C u 2 +       Δ E 0 = 0,46   V .

( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.

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Passo 1

Com base naquelas duas semirreações, qual será a de redução???

O cara que vai sofrer redução é aquele que tem maior tendência a se reduzir, ou seja, o de maior potencial de redução!

Como 0,80 > 0,34 , a prata tem maior potencial de redução e vai sofrer redução.

Por isso, a afirmação é falsa! A semirreação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação dos dois eletrodos será:

A g + + e - → A g

( F ) A semirreação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação desses dois eletrodos será C u 2 + + 2 e - → C u ( s ) .

Passo 2

Como que a gente faz a reação global da célula eletroquímica?

Primeiro a gente precisa igualar o número de elétrons das duas reações:

C u 2 + + 2 e - → C u

2 A g + + 2 e - → 2 A g

Aí, como já vimos que a prata vai sofrer redução, o cobre sofrerá oxidação. Precisamos inverter a semirreação dele no sentido da oxidação.

C u → C u 2 + + 2 e -

2 A g + + 2 e - → 2 A g

Agora basta somar as duas semirreações, lembrando que os elétrons serão “cortados” por aparecerem dos dois lados!

C u + 2 A g + → C u 2 + + 2 A g

E o Δ E 0 da pilha?

Δ E 0 = E R E D m a i o r 0 - E R E D m e n o r 0

Δ E 0 = 0,80 - 0,34 = 0,46   V

Portanto, a afirmativa é verdadeira!

( V ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 2 A g + + C u ( s ) → 2 A g ( s ) + C u 2 +       Δ E 0 = 0,46   V .

Passo 3

E agora uma afirmativa menos trivial:

( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.

Se temos fio de cobre, temos C u ( s ) . Em uma solução de nitrato de prata, temos A g + e N O 3 - .

Ao misturar cobre metálico com cátion de prata, de acordo com nossa reação global, formamos prata metálica e cátion de cobre + 2 . Ou seja, como a prata é mais nobre (maior E R E D 0 ), ela tende a ficar na sua forma reduzida: A g ( s ) .

Portanto, a afirmativa é verdadeira, ao misturar C u ( s ) com A g + , formamos C u 2 + (que deixa a solução azulada) e prata metálica A g ( s ) , que será “depositada”.

( V ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.

Resposta

F, V, V

Exercício Resolvido #5

IQSC – USP. Lista de Exercícios de Eletroquímica. Questão 07.

Dados os conjuntos de semirreações, escreva a equação total da pilha e calcule Δ E 0 para as variações espontâneas, indicando anodo e catodo. Dê a representação para a pilha.

a) H g 2 C l 2 + 2 e - ⇌ 2 H g + 2 C l -

P b S O 4 + 2 e - ⇌ P b + S O 4 2 -

b)   A g C l + e - ⇌ A g + C l -

C u 2 + + 2 e - ⇌ C u

c)   M n 2 + + 2 e - ⇌ M n

C l 2 ( g ) + 2 e - ⇌ 2 C l -

d)   A l 3 + + 3 e - ⇌ A l

B r 2 ( a q ) + 2 e - ⇌ 2 B r -

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Passo 1

Bem.. pra começo de conversa, vamos precisar de uma tabela que tenha o potencial de redução (ou o de oxidação) de todas essas semirreações aí.

A gente vai colocar os potenciais envolvidos no exercício aqui embaixo, mas é muito importante que você aprenda a ler esses dados na sua tabela. Portanto, é altamente recomendável que você já comece a usar a sua própria tabela aqui nos exercícios de fixação, beleza?

Passo 2

a) Segundo os dados da tabela, temos que:

H g 2 C l 2 + 2 e - → 2 H g + 2 C l -       E 0 = + 0,27   V

P b S O 4 + 2 e - → P b + S O 4 2 -           E 0 = - 0,36   V

Com maior potencial de redução, o H g 2 C l 2 vai sofrer redução. A reação envolvendo o chumbo ( P b ) , será de oxidação. Portanto, devemos inverter a segunda reação, no sentido da oxidação.

H g 2 C l 2 + 2 e - → 2 H g + 2 C l -

P b + S O 4 2 - → P b S O 4 + 2 e -

Como o número de elétrons nas semirreações é o mesmo, podemos simplesmente somar essas duas semirreações pra formar a reação global da pilha:

Pro cálculo do Δ E 0 da pilha, a gente pode fazer assim:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Δ E 0 = + 0,27 - - 0,36 = 0,63   V

Sabendo que o cátodo é o eletrodo da redução, ele será o eletrodo de H g 2 C l 2 ( s ) | H g ( l ) . O ânodo é o eletrodo que sofre oxidação, ou seja P b ( s ) | P b S O 4 ( s ) .

Observe que o traço vertical separa as fases.

E pra representar a pilha, colocamos em ordem alfabética: primeiro ânodo, depois cátodo, separados pela ponte salina ( | | ).

  P b s | P b S O 4 s | S O 4 2 - | |   C l - | H g 2 C l 2 s | H g ( l )

Como usamos o valor de potencial normal, entendemos que as concentrações dos íons são 1   mol/L. O que pode ser indicado no diagrama da pilha, assim:

P b s | P b S O 4 s | S O 4 2 - ( 1,0   m o l / L ) | |   C l - ( 1,0   m o l / L ) | H g 2 C l 2 s | H g ( l )

Passo 3

b) Segundo os dados da tabela, temos que:

A g C l + e - → A g + C l -       E 0 = + 0,22   V

C u 2 + + 2 e - → C u           E 0 = + 0,337   V

Com maior potencial de redução, o cobre vai sofrer redução. A reação envolvendo a prata será de oxidação. Portanto, devemos inverter a primeira reação, no sentido da oxidação.

A g + C l -   →   A   g C l + e -

C u 2 + + 2 e - → C u

Como o número de elétrons nas semirreações é diferente, temos que multiplicar a primeira por 2 pra poder ter o mesmo número de elétrons nas duas reações:

2 A g + 2 C l -   →   2 A g C l + 2 e -

C u 2 + + 2 e - → C u

Agora sim podemos somar as duas

2 A g + 2 C l - + C u 2 + → 2 A g C l + C u

Pro cálculo do Δ E 0 da pilha, a gente pode fazer assim:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Δ E 0 = + 0,337 - + 0,22 = 0,117   V

Sabendo que o cátodo é o eletrodo da redução, ele será o eletrodo de C u 2 + | C u ( s ) . O ânodo é o eletrodo que sofre oxidação, ou seja A g ( s ) | A g C l ( s ) .

Observe que o traço vertical separa as fases.

E pra representar a pilha, colocamos em ordem alfabética: primeiro ânodo, depois cátodo, separados pela ponte salina ( | | ).

  A g ( s ) | A g C l s | C l - | | C u 2 + | C u ( s )

As concentrações dos íons podem ser indicadas, conforme mostramos no item a.

Passo 4

c) Segundo os dados da tabela, temos que:

M n 2 + + 2 e - → M n           E 0 = - 1,18   V

C l 2 ( g ) + 2 e - → 2 C l -   E 0 = + 1,36   V

Com maior potencial de redução, o cloro vai sofrer redução. A reação envolvendo o manganês será de oxidação. Portanto, devemos inverter a primeira reação, no sentido da oxidação.

M n → M n 2 + + 2 e -

C l 2 ( g ) + 2 e - → 2 C l -

Como o número de elétrons nas semirreações é o mesmo, podemos simplesmente somar essas duas semirreações pra formar a reação global da pilha:

M n + C l 2 ( g ) → M n 2 + + 2 C l -

Pro cálculo do Δ E 0 da pilha, a gente pode fazer assim:

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Δ E 0 = + 1,36 - - 1,18 = 2,54   V

O ânodo é o eletrodo que sofre oxidação, ou seja M n ( s ) | M n 2 + . E o cátodo é o eletrodo da redução: C l 2 ( g ) | C l - .

Observe que o traço vertical separa as fases.

E pra representar a pilha, colocamos em ordem alfabética: primeiro ânodo, depois cátodo, separados pela ponte salina ( | | ).

M n ( s ) | M n 2 + | | C l 2 g | C l -

Passo 5

d) Segundo os dados da tabela, temos que:

A l 3 + + 3 e - → A l             E 0 = - 1,66   V

B r 2 ( a q ) + 2 e - ⇌ 2 B r -         E 0 = + 1,07   V