Name: using electrode potentials to predict reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

Consideremos dois recipientes com diferentes níveis de líquidos. Quando ligado, o líquido flui do nível mais alto para o nível inferior. Mediante a medição dos níveis individuais dos líquidos, a direção do fluxo pode ser previsto.Comparativamente, numa célula galvânica, conhecer os potenciais de elétrodos individuais ajuda a prever o oxidante, o redutor e o fluxo dos eletróns. Aqui, cada meia-célula tem o seu potencial elétrodo correspondente. No entanto, o potencial individual do elétrodo não pode ser medido diretamente, mas apenas a diferença potencial entre as duas meias-células.Então, como é calculado, para determinar o potencial individual dos elétrodos, é atribuído a um elétrodo um potencial de zero, e os outros potenciais do elétrodo são medidos em relação a ele. O elétrodo com um potencial de zero é o elétrodo de hidrogénio sob condições de estado padrão, também chamado de elétrodo de hidrogénio padrão, ou EHP. O EHP é operado a 25 graus Celsius, constituído por um elétrodo de platina inerte parcialmente submerso em 1 molar de ácido clorídrico e exposto ao fluxo de gás de hidrogénio a 1 atmosfera.Quando um elétrodo de zinco está ligado ao EHP, a sua massa reduz-se, indicando a sua oxidação a íons Zn2+O aumento simultâneo da produção de hidrogénio gasoso significa uma redução de íons de hidrogénio. Assim, o zinco é o anodo, e o EHP o catódico. O potencial do elétrodo padrão de zinco de 0, 76 V indica um maior potencial oxidativo do que o EHP.No entanto, quando um elétrodo de cobre está ligado ao EHP, a sua massa aumenta à medida que o Cu2+é reduzido a cobre. Assim, o cobre é o catódico, e o EHP o anodo. O potencial de redução padrão do cobre de 0, 34 V indica um maior potencial redutor do que o EHP.Os potenciais de elétrodos padrão fornecem uma medida para as oxidações ou reduções ocorrem quanto mais positivo, maior a tendência para uma redução sob condições normais. A direção e a espontaneidade de uma reação redox são determinadas através da verificação dos potenciais dos elétrodos padrão individuais. Uma soma positiva dos potenciais dos elétrodos implica uma reação espontânea.Assim, para uma célula galvânica de cobre-zinco onde o zinco é o anodo e o cobre é o cátodo e um potencial celular de 1, 10 V, ambas as reações das meias células ocorrem espontaneamente na direção avançada. Finalmente, o potencial do elétrodo padrão é uma propriedade intrínseca e não afetada por qualquer alteração na estequiometria da meia reação.

potenciais padrão de elétrodo

Standard Electrode Potentials

Ao comparar a reatividade da prata com o chumbo, observa-se que as duas espécies iónicas, Ag+ (aq) e Pb2+ (aq), apresentam uma diferença na reatividade redox em relação ao cobre: o ião de prata sofre redução espontânea, enquanto que o ião de chumbo não. Essa atividade redox relativa pode ser facilmente quantificada em células eletroquímicas por uma propriedade chamada potencial celular. Esta propriedade é geralmente conhecida como voltagem da célula em eletroquímica, e é uma medida da energia que acompanha a transferência de carga. Os potenciais são medidos utilizando a unidade SI Volts, definida como um joule de energia por um coulomb de carga. Assim,
<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
Potencial Padrão de Elétrodo
Quando medido para fins eletroquímicos, o potencial celular é uma medida da força motriz para um tipo específico de processos de transferência de carga, ou seja, a transferência de eletrões entre reagentes. O potencial de um único elétrodo ou de uma única semi-célula não pode ser medido uma vez que a transferência de eletrões requer um doador e um receptor ou um redutor e um oxidante, respectivamente. Em vez disso, um potencial de semi-célula só pode ser medido em relação a outra semi-célula. Assim, só é possível medir a diferença de potencial entre duas semi-células, Ecell, que é definida como
<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
onde Ecátodo e Eânodo representam os potenciais de duas semi-células diferentes que funcionam como cátodo e ânodo, respectivamente. O potencial celular padrão, E°cell, é o potencial celular medido em condições de estado padrão de ambas as semi-células (ou seja, concentrações de 1 M, pressões de 1 bar, 298 K)
<img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
Para calcular facilmente potenciais de meia-reação, a comunidade científica designou uma semi-célula específica para servir como referência universal para todas as medições de potencial celular, com potencial de 0 V. Essa semi-célula é conhecida como o elétrodo padrão de hidrogénio (SHE), e é baseada na semi-reação abaixo:
<img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
No geral, SHE consiste em um elétrodo de platina inerte, imerso em 1 M de H+ aquoso, com um fluxo de H2 gasoso borbulhante a uma pressão de 1 bar, mantida a uma temperatura uniforme de 298 K. O potencial do elétrodo (EX) para uma semi-célula X é então definido como o potencial medido para uma célula X, que actua como um cátodo, enquanto que SHE actua como ânodo.
<img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_5.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
Por conseguinte,
<img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
Em condições de estado padrão, o potencial da semi-célula X é igual ao potencial padrão do elétrodo, E°X. Como a definição de potencial celular requer que as semi-células funcionem como cátodos, esses potenciais também são chamados de potenciais padrão de redução.
Previsão da Espontaneidade e Direção de uma Reação Redox
Os potenciais das células e dos eléctrodos ditam a espontaneidade das reações redox. Observa-se que as reações espontâneas mostram um potencial celular positivo, enquanto que o processo não espontâneo mostra um potencial celular negativo. Se a soma dos potenciais dos elétrodos for positiva, a reação será espontânea. Reações de semi-célula com potencial de elétrodo positivo ocorrem na direção direta, enquanto que aquelas com valores menores que o elétrodo de hidrogénio geralmente ocorrem na ordem inversa.
Um oxidante mais forte apresenta um maior potencial padrão de elétrodo, E°. Como os potenciais de elétrodos medem a capacidade de redução, um aumento de E° corresponde a uma força motriz maior por trás da redução da espécie e melhores habilidades oxidantes. Assim, E°cell é positivo quando E°cátodo > E°ânodo.
Considerando isto, é explicado porque o cobre é oxidado pela prata, mas não pelo chumbo:
<img alt="Eq7" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_7v2.png" style="text-align: center; height: 125px;" />
Previsão da Dissolução de Metal em Ácidos Minerais
Uma das aplicações essenciais dos potenciais de semi-células é compreender se um determinado metal se dissolverá em ácido mineral. A maioria dos ácidos, como o ácido clorídrico, dissolve metais através da redução de protões para hidrogénio gasoso e oxidação de metais para os respectivos iões. No caso do zinco a reagir com ácido clorídrico, a reação é espontânea, uma vez que o potencial padrão do elétrodo de zinco é inferior ao do hidrogénio. No entanto, o cobre não reage com o ácido clorídrico devido ao seu potencial de elétrodo mais elevado.
Este texto é adaptado de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-3-electrode-and-cell-potentials">OpenStax, Chemistry 2e, Section 17.3: Electrode and Cell Potentials. </a>

Potenciais Padrão de Elétrodo

Ao comparar a reatividade da prata e do chumbo, observa-se que as duas espécies iônicas, Ag+ (aq) e Pb2+ (aq), apresentam diferença em suas espécies redox ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMOS-CHAVE E CONCEITOS

using electrode potentials to predict reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb.

A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two half-cells. The cell potential, Ecell, is defined from the cathode and anode potentials, and the standard cell potential, E°cell, is taken under standard conditions of 1 M concentration, 1 bar pressure, and 298 K.

To compare half-cells, chemistry uses the standard hydrogen electrode, or SHE, as a zero-volt reference. The SHE uses an inert platinum electrode in 1 M aqueous H+ with hydrogen gas bubbling at 1 bar and 298 K. A half-cell X is measured against the SHE when X acts as the cathode. Under standard conditions, this gives the standard electrode potential, E°X. These values are also called standard reduction potentials because the half-cell is written as a reduction.

The sign of the potential helps show the direction of a redox reaction. A spontaneous reaction has a positive cell potential, while a nonspontaneous one has a negative cell potential. When the sum of the electrode potentials is positive, the reaction is spontaneous. Half-cell reactions with positive electrode potential tend to go forward, and reactions with values below the hydrogen electrode usually go in reverse. A stronger oxidant has a larger standard electrode potential because it has a greater drive to gain electrons.

This idea explains why silver ions and lead ions behave differently toward copper. Silver ion, Ag+ (aq), is reduced spontaneously, but lead ion, Pb2+ (aq), is not. It also helps explain metal dissolution in mineral acids such as hydrochloric acid. These acids dissolve metals by reducing protons to hydrogen gas and oxidizing the metal to its ions. Zinc reacts spontaneously with hydrochloric acid because its standard electrode potential is lower than hydrogen’s, while copper does not react because its electrode potential is higher.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how electrode potentials and the standard hydrogen electrode help predict spontaneous redox reactions, metal reactivity, and whether metals dissolve in acid.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions | JoVE K12

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JoVE Core - Química dá vida a conceitos gerais de química usando vídeos de animação fáceis de entender. Além disso, nos vídeos Cientistas em ação, demonstramos experimentos de pesquisa clássicos e originais realizados atualmente por cientistas em laboratórios em todo o mundo.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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