eletroquímica

ELETROQUÍMICAMatheus Von

5105904

Introdução: o que é eletroquímica?

A eletroquímica é o estudo das reações químicas envolvendo o que é denominado como eletricidade. As reações podem produzir eletricidade ou, pelo caminho inverso, a eletricidade que leva as reações químicas a acontecerem.

Revisão: Oxirredução

Uma reação iônica feita pela transição de elétrons;

Ganho de elétrons de um componente da reação e perda de elétrons de outro;

Ganho de elétrons = redução; perda de elétrons = oxidação.

Revisão: Oxirredução

Na (s) + Cl (g) 2 NaCl (s)

Na perde elétron (ganha carga positiva) para o Cl (ganha carga negativa) e assim se forma a ligação.

Na oxida por causa de Cl, portanto Cl é o agente oxidante; Cl reduz por causa de Na, então Na é o agente redutor.

Revisão: Oxirredução

Resumindo: Oxidação = perda de elétrons; Redução = ganho de elétrons; Oxirredução = reação onde há redução e oxidação

ao mesmo tempo; Agente oxidante = o reagente que provoca a

oxidação; Agente redutor = o reagente que provoca a

redução.

Revisão: Oxirredução  Regras dos Números de Oxidação

1ª regraO número de oxidação de um elemento ou

substância simples é sempre zero

2ª regraO número de oxidação do hidrogênio é, na

maioria dos casos, igual a +1

3ª regraO número de oxidação do oxigênio é, na

maioria dos casos, -2

4ª regra

Metais alcalinos e alcalino-terrosos apresentam, respectivamente, NOX +1 e

+2

5ª regra

Determinados apresentam NOX fixo. São eles: Ag = +1; Zn = +2; Al = +3; F, Cl, Br e

I = -1

6ª regra

O somatório do NOX dos elementos, em substâncias sem carga, sempre será igual

à zero. No caso de íons, o resultado do somatório será esta carga.

Revisão: Oxirredução

Exemplo: Calcule o NOX dos elementos das seguintes substâncias:

1. FeCl3

2. H3PO4

3. HNO3

4. SO4-2

Células Galvânicas

Também conhecidas como Células Eletroquímicas; Reações espontâneas; As reações químicas geram energia elétrica.

Células Galvânicas

Células Galvânicas

No experimento demonstrado, ocorreu uma reação de substituição:

Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0

Simplificando-a:

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Células Galvânicas

A carga de Zn aumentou: oxidou-se/é o agente redutor

Zn0 Zn2+ + 2e-

A carga de Cu diminuiu: reduziu-se/é o agente oxidante

Cu2+ + 2e- Cu0

Células Galvânicas

Para que se monte uma pilha baseada nesse exemplo, é feito o seguinte esquema:

Células Galvânicas

Ou ainda, com a ponte salina:

Células Galvânicas

A pilha após um tempo de funcionamento:

Células Galvânicas

Resumindo, neste caso, ocorre a mesma reação de substituição apresentada antes:

Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0

Cu reduz-se. O eletrodo que sofre redução é chamado de catodo, e é o polo positivo;

Zn sofre oxidação, portanto é chamado de anodo, e é o polo negativo.

Os elétrons fluem do polo negativo (anodo) ao polo positivo (catodo).

Células Eletrolíticas

Enquanto as células galvânicas se baseiam no conceito de transformar energia química em energia elétrica, nas células eletrolíticas ocorre processo conhecido como o caminho inverso à este: a eletrólise. A reação, aqui, é provocada pela corrente elétrica.

Células Eletrolíticas

Exemplo: deseja-se realizar o inverso da seguinte reação: Na + Cl NaCl. Sabe-se que seu potencial elétrico é de 1,35 V. Porém, como se obteve esse valor?

Para calcular o valor da energia potencial elétrica dos eletrodos, consulta-se a tabela dos potenciais-padrão de eletrodo. A energia potencial elétrica dos eletrodos é a diferença entre o potencial elétrico do anodo e o potencial elétrico do catodo.

Células Eletrolíticas

Matematicamente:

ΔE0 (força eletromotriz) = E0anodo – E0

catodo

Aplicando os valores na fórmula: ΔE0 = -1,36 – (-2,71) = 1,35 V

Esta será a potencia elétrica necessária para que se possa realizar a eletrólise.

Células Eletrolíticas

A potência elétrica desejada é obtida através de um gerador:

Células Eletrolíticas

A eletrólise apresenta determinados pré-requisitos para ser feita

A energia fornecida pelo gerador deve ser constante e igual ou superior ao potencial elétrico da substância em questão;

Há necessidade de estímulo na mobilidade dos íons por fusão (eletrólise ígnea) ou por dissolução em solução (eletrólise em solução)

Eletrólise Ígnea

Gerador com maior potencial elétrico que o dos eletrodos;

É feita a fusão completa da substância para que haja liberdade no movimento dos íons;

No caso do exemplo do NaCl: Funde-se à 808ºC Gerador com potência de 1,35V

Eletrólise Ígnea

Esquema da Eletrólise Ígnea

Eletrólise Ígnea

As reações:

Catodo/polo negativo/reação de redução: Na+ + e- Na

Anodo/polo positivo/reação de oxidação: Cl- ½ Cl2 + e-

Somando as reações, se tem: Na+ + Cl- Na + ½ Cl2.

O fluxo de elétrons é do polo negativo (catodo) ao polo positivo (anodo).

Eletrólise em Solução Aquosa

Gerador com potencial superior ao dos eletrodos;

Faz uso do composto que se quer provocar a eletrólise em solução aquosa;

A dissociação da água também participa da reação.

Eletrólise em Solução Aquosa

Pode-se prever quem será mais facilmente descarregado através da fila das tensões eletrolíticas:

Eletrólise em Solução Aquosa

Reações de dissociação:

NaCl Na+ + Cl-

H2O H+ + OH-

Preferências de descarga: H+ e Cl-. Portanto:

Polo positivo: 2 Cl- Cl2(g) + 2e-

Polo negativo: 2 H+ + 2e- H2(g)

Eletrólise em Solução Aquosa

Definindo a reação global: 1º passo: Identificar as reações iniciais de dissociação:

NaCl Na+ + Cl- ; H2O H+ + OH-

2º passo: Identificar as reações dos polos: 2 Cl- Cl2(g) + 2e- ; 2 H+ + 2e- H2(g)

3º passo: Somam-se as quatro reações.

Eletrólise em Solução Aquosa

2NaCl 2Na+ + 2Cl-

2H2O 2H+ + 2OH-

2Cl- Cl2(g) + 2e-

2H+ + 2e- H2(g)

---------------------------------

Reação global: 2NaCl + 2H2O Cl2 + H2 + NaOH

Eletrólise em Solução Aquosa

Exercícios

Exercícios

Dados os eletrodos da pilha no exercício anterior, calcule o potencial elétrico da mesma, utilizando a tabela de potenciais-padrão do eletrodo.

Resposta: 2Ag+ + 2e- 2Ag E0

catodo = +0,80V (x2) = 1,60VCu Cu2+ + 2e- E0

anodo = +2,87V ------------------------------------------------------

2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+ ΔE0 = E0

anodo – E0catodo ΔE0 = 1,60 – 2,87 = -1,27V

Exercícios

Seguindo os passos para obter a reação global de eletrólise em solução aquosa de uma substância, obtenha a reação global do H2SO4.

Exercícios

Em uma célula eletroquímica, ocorre a seguinte reação espontânea:

Fe2+ (aq) + Ag+ (aq) Ag(s) + Fe3+ (aq) ΔE0 = + 0,028V

O que acontece na reação se for instalada, na corrente elétrica, uma fonte externa de 0,030V?

RevisãoPra vocês a eletroquímica eu vou ensinar

Não adianta fazer música se eu não rimar

E essa não é matéria pra se decorar, é para entender

Que numa pilha a gente tem dois diferentes lados

O anodo é o polo negativo e fica oxidado

O seu eletrodo fica um tanto corroído

E o catodo fica lá, reduzido

Já que o anodo é negativo, o catodo é positivo

Se “solução” fosse macho, “ficaria diluído”

O anodo é ainda mais chique que doutor

Não é à toa que o chamam de agente redutor

O catodo não fica atrás nem por um instante

Tanto é que o chamam de agente oxidante

Mas a brincadeira agora vai mudar

Na eletrólise, com o gerador, a gente inverte a reação

Pode ser ígnea ou em solução

Aqui, o que muda, são os polos, meus amigos

O catodo é negativo e o anodo positivo

E pra saber a reação global da “em solução”

Identifique as reações de dissociação

E a dos polos também precisam ser identificadas

Pra que no fim, todas sejam somadas

Bibliografia

FELTRE, Ricardo. Química: vol. 2. 6ª ed. São Paulo: Moderna, 2004. 418 p.

SUZUKI, Ricardo. Ligações químicas: Introdução. 2007. Disponível em: <http://www.passeiweb.com/estudos/sala_de_aula/quimica/ligacoes_quimicas_aula_1>. Acesso em: 02 mai. 2015, 17:32:00.

ROCHA, Jennifer. Exercícios sobre a Pilha de Daniell. Disponível em: <http://exercicios.brasilescola.com/exercicios-quimica/exercicios-sobre-pilha-daniell.htm>. Acesso em: 03 mai. 2015, 20:15:00.