eletroquímica
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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.