eletroquímica

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ELETROQUÍMICA Matheus Von 5105904

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Page 1: Eletroquímica

ELETROQUÍMICAMatheus Von

5105904

Page 2: Eletroquímica

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.

Page 3: Eletroquímica

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.

Page 4: Eletroquímica

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.

Page 5: Eletroquímica

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.

Page 6: Eletroquímica

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.

Page 7: Eletroquímica

Revisão: Oxirredução

Exemplo: Calcule o NOX dos elementos das seguintes substâncias:

1. FeCl3

2. H3PO4

3. HNO3

4. SO4-2

Page 8: Eletroquímica

Células Galvânicas

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

Page 9: Eletroquímica

Células Galvânicas

Page 10: Eletroquímica

Células Galvânicas

No experimento demonstrado, ocorreu uma reação de substituição:

Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0

Simplificando-a:

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Page 11: Eletroquímica

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

Page 12: Eletroquímica

Células Galvânicas

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

Page 13: Eletroquímica

Células Galvânicas

Ou ainda, com a ponte salina:

Page 14: Eletroquímica

Células Galvânicas

A pilha após um tempo de funcionamento:

Page 15: Eletroquímica

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).

Page 16: Eletroquímica

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.

Page 17: Eletroquímica

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.

Page 18: Eletroquímica
Page 19: Eletroquímica

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.

Page 20: Eletroquímica

Células Eletrolíticas

A potência elétrica desejada é obtida através de um gerador:

Page 21: Eletroquímica

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)

Page 22: Eletroquímica

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

Page 23: Eletroquímica

Eletrólise Ígnea

Esquema da Eletrólise Ígnea

Page 24: Eletroquímica

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).

Page 25: Eletroquímica

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.

Page 26: Eletroquímica

Eletrólise em Solução Aquosa

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

Page 27: Eletroquímica

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)

Page 28: Eletroquímica

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.

Page 29: Eletroquímica

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

Page 30: Eletroquímica

Eletrólise em Solução Aquosa

Page 31: Eletroquímica

Exercícios

Page 32: Eletroquímica

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

Page 33: Eletroquímica

Exercícios

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

Page 34: Eletroquímica

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?

Page 35: Eletroquímica

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

Page 36: Eletroquímica

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.