A ELETROQUÍMICA

ELETROQUÍMICA

1. Conceitos

A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão de energia elétrica em energia química e vice versa.

Os processos eletroquímicos envolvem reações de oxirredução nas quais a energia liberada por uma reação espontânea é convertida em eletricidade ou em que usa-se da eletricidade para forçar uma reação química não espontânea.

1. Reações de oxirredução

Nas reações de oxirredução ocorre a transferência de elétrons de uma substancia para outra. A reacao entre o magnésio metálico e acido clorídrico é um exemplo desse tipo de reação. Vejamos:

    0           +1               0     +2

Mg(s) + HCl ←→ H2 + MgCl2

Lembre-se que os números escritos acima dos elementos são seus números de oxidação.

A perda de um eletron durante uma reacao de oxidação esta associada a um aumento no numero de oxidação. Na redução, o ganho de um eletron durante a reacao, esta associado a uma diminuição do numero de oxidação.

Com isso, podemos dizer que na reacao entre o Mg e o HCl, o mg sofreu uma oxidação e o hidrogênio sofreu uma redução.

A chave para escrever e balancear as reações química de oxirredução é considerar os processos de oxidação e redução separadamente.

Nesse caso, ainda para o exemplo citado temos as seguintes reações:

Semi-reação de oxidação: Mg → Mg+2 + 2e-

Semi-reação de redução: H+1 +1e- → H2

A substancia que torna possível  que uma outra seja oxidade é chamada de AGENTE OXIDANTE ou OXIDANTE.

De forma similar, a substancia que torna possível a redução de uma outra substancia, é chamada de AGENTE REDUTOR ou REDUTOR.

Devemos saber que:

Um agente oxidante → sofre redução →ganha elétrons → provoca a oxidação de outra substancia → diminui o numero de oxidação.

Um agente redutor → sofre oxidação → perde elétrons → provoca a redução de outra substancia → aumenta o numero de oxidação.

Semi-reações

1. Balanceamento de equações de oxirredução

O balanceamento das equações químicas das reações de oxirredução pode ser um verdadeiro desafio, especialmente as que ocorrem em meio aquoso, em que temos que adicionar H2O, H_ e OH-.

Nestes casos é mais fácil separar as semi-reacoes de oxidação e redução. Assim, podemos balancear as semi-reacoes separadamente e depois soma-las, para obter uma equação global balanceada..

Devemos lembrar de igualar nas semi-reações os números de elétrons perdidos na oxidação e o numero de elétrons usados na redução.

Vejamos o seguinte exemplo:

MnO4- + H2C2O4 → Mn2+ + CO2

Vamos balancear esta equação geral.

Partiremos da reação de redução, de acordo com os seguintes passos:

1. Escrever a semi-reação de redução:

MnO4- → Mn2+

1. Balancear a semi-reação, exceto H e O.

MnO4- → Mn2+

1. Balancear os átomos de “O” usando agua e os átomos de “H” usando H+.

8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O

1. Balancear as cargas usando elétrons.

5e- + 8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O

Vamos agora balancear a semi-reação de oxidação:

1. Escrever a semi-reação de oxidação:

H2C2O4 → CO2

1. Balancear os elementos, exceto H e O.

H2C2O4 → 2CO2

1. Balancear todos os átomos de H usando H+.

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ 

1. Balancear as cargas usando elétrons.

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e-

Logo, temos as seguintes semi-reações:

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e-

5e- + 8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O

Analisando as semi-reações pode-se perceber que, na semi reação de redução 2 eletrons foram perdidos, e na semi-reação de oxidação 5 elétrons foram ganhos. No entanto, o numero de elétrons perdidos, deve ser o mesmo numero de elétrons ganhos. Assim, teremos que multiplicar as semi-reações para equilibrar o numero de elétrons.