eletroquímica
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ELETROQUÍMICAMatheus Von
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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.
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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.
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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.
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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.
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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.
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Revisão: Oxirredução
Exemplo: Calcule o NOX dos elementos das seguintes substâncias:
1. FeCl3
2. H3PO4
3. HNO3
4. SO4-2
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Células Galvânicas
Também conhecidas como Células Eletroquímicas; Reações espontâneas; As reações químicas geram energia elétrica.
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Células Galvânicas
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Células Galvânicas
No experimento demonstrado, ocorreu uma reação de substituição:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0
Simplificando-a:
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0
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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
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Células Galvânicas
Para que se monte uma pilha baseada nesse exemplo, é feito o seguinte esquema:
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Células Galvânicas
Ou ainda, com a ponte salina:
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Células Galvânicas
A pilha após um tempo de funcionamento:
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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).
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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.
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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.
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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.
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Células Eletrolíticas
A potência elétrica desejada é obtida através de um gerador:
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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)
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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
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Eletrólise Ígnea
Esquema da Eletrólise Ígnea
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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).
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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.
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Eletrólise em Solução Aquosa
Pode-se prever quem será mais facilmente descarregado através da fila das tensões eletrolíticas:
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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)
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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.
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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
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Eletrólise em Solução Aquosa
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Exercícios
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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
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Exercícios
Seguindo os passos para obter a reação global de eletrólise em solução aquosa de uma substância, obtenha a reação global do H2SO4.
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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?
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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
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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.