2. A Eletroquímica é a parte da química que estuda o
relacionamento entre a corrente elétrica e as reações
químicas: - Produção de corrente elétrica, através de
uma reação química: pilha- Ocorrência de uma
reação química pela passagem da corrente elétrica:
eletrólise Para melhor entender a eletroquímica,
vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
Oxidação: Quando uma espécie química perde
elétrons na reação.- Redução: quando uma espécie
química recebe elétrons na reação.
Eletroquímica
3.
Os elementos envolvidos em uma reação
eletroquímica são caracterizados pelo número de
elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é
o número de elétrons que este aceitou ou doou
quando comparado com seu estado neutro (que é
definido como tendo número de oxidação igual a
zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma
reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita
um elétron seu número diminui.A perda de elétrons
de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é
conhecido como redução.
História
4.
Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions
ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse
elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente
perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos
ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a
partir do metal do elétrodo (quando então tem-se
também uma oxidação).
Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions.
Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também
redução dos cátions.
Elétrodos
5. Em pilhas eletroquímicas;
Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;
Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre
outros;
Na produção de commodities industriais, como o hidróxido
de sódio;
Na operação das células solares;
Na biologia, na produção de inúmeras enzimas.
Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra,
com a integração das substâncias com polos positivos e
negativos.
Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica.
Aplicações
7.
Se denomina célula eletrolítica o dispositivo
usado para a decomposição mediante a corrente
elétrica de corpos ionizados denominados
eletrólitos, ou seja, transforma energia elétrica
em energia química.
Os eletrólitos podem ser ácidos, bases ou sais. O
processo de dissociação ou decomposição
realizado na célula eletrolítica ´é chamado de
eletrólise.
Célula eletrolítica
8.
Ionização - É a fase antes da aplicação da corrente
elétrica. Para a eletrólise é necessário que o material
esteja na forma de íons, obtendo-se isto por
dissolução ou fusão do material.
Orientação – Nesta fase, uma vez aplicada a
corrente os íons se dirigem, segundo suas cargas
elétricas, até os pólos positivos ( + ) e negativos ( - )
correspondentes.
Descarga – Os ions negativos ou ânions cedem
elétrons ao anodo ( + ) e os ions positivos ou cations
tomam elétrons do catodo ( - ).
Eletrólise
10.
Mecanismos
Pólos da pilha
Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde
ocorre redução.
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde
ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.
Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.
11.
Reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.
Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo
onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O
anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde
ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)
+2 → Zn(aq)
+2 + Cu
Mecanismos
12. A pilha de Daniell é representada pela
seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
Pilha de Volta e de Daniell
13.
A parede porosa (de porcelana, por exemplo)
tem por função manter constante a concentração
de íons positivos e negativos, durante o
funcionamento da pilha. Ela permite a passagem
de cátions em excesso em direção ao cátodo e
também a passagem dos ânions em direção ao
ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons
em constante migração estabelecem o circuito
interno da pilha.
Ponte salina
14.
Ponte salina
Na ponte salina os ânions sempre migram no sentido do
ânodo e os cátions no sentido do cátodo.
15. No ânodo (-) ocorre oxidação: perda de elétrons
(aumento de Nox).
Ânodo (-) o eletrodo é o redutor: perde elétrons e se
oxida.
No cátodo (+) ocorre redução: ganho de elétrons
(diminuição de Nox).
Cátodo (+) o cátion da solução é o oxidante: ganha
elétrons e se reduz
Para uma pilha qualquer
16.
Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo.
Uma pilha genérica pode ser representada por:
A0 / A+x // B+y/B0
Oxidação // Redução
Para uma pilha qualquer
17.
Na pilha de Daniell é o eletrodo de zinco
que se oxida e o cobre sobre redução.
O zinco tem maior tendência em sofrer
oxidação.
E o eletrodo de cobre tem maior tendência
em sofrer redução.
Potencial das pilhas
18.
Esta tendência em se reduzir pode ser
medida pelo potencial de redução.
O cobre tem maior potencial de redução que
o zinco. Logo, o zinco tem menor potencial
de redução que o cobre.
Potencial das pilhas
19.
Se uma substância X tem maior potencial de
redução que uma substância Y.
Então quando X e Y estiverem juntas, X irá
se reduzir e Y se oxidar.
Potencial de reducao
21.
Maior potencial de reducao: catodo,
sofrera reducao.
Menor potencial de reducao: anodo,
sofrera oxidacao.
Ânodo e Cátodo
22.
O fluxo de eletrons do anodo para o catodo
e espontaneo.
Os eletrons fluem do anodo para o catodo
porque o anodo tem uma energia potencial
eletrica mais alta do que o catodo.
A diferenca no potencial eletrico e medida
em volts.
Fluxo de elétrons
23.
Um volt e a diferenca de potencial necessaria para
conceder um joule de energia para uma carga de um
coulomb: V = J/C
A forca eletromotriz (fem) e a forca necessaria para
movimentar os eletrons atraves do circuito externo.
Forca eletromotriz
25. Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresente menor
Potencia de redução ( - 0,76 V).
Enquanto cobre apresenta maior
Potencial de redução ( + 0,34 V).
DE0 = (E0red maior ) – (E0red menor )
DE0 = 0,34 - (-0,76)
DE0 = 0,34 + 0,76
DE0 = 1,10 V
Calculando o potencial da pilha de
Daniell
26.
Zn(s) -> Zn (aq) + 2e Cu (aq) + 2e -> Cu(s)
Quando DE0 > 0 a reação é espontânea e constitui uma pilha
Potencial das pilhas
+2 +2
27. Verificar se a reação abaixo é espontânea no
sentido direto:
Obs: Existe uma trabela informando o potencial
(V) da semi-redução de recução
3Cu+2 +2 Al0 3Cu0 + 2Al+3
Dados:
Cu+2 / Cu0 E0 = 0,34 V
Al+3 / Al0 E0 = - 1,68 V
Exemplo
28.
Uso da Tabela de
potenciais
Quanto mais
positivo o E°red, mais forte
e o agente oxidante a
esquerda.
Quanto mais
negativo o E°red, mais forte
e o agente redutor a
direita.
30. As pilhas contem alguns metais pesados (mercurio,
cadmio) que sao toxicos para os seres vivos.
Os metais pesados permanecem no solo, sem se
alterarem, durante 50 anos ou mais.
O mercurio contamina a agua e o solo e causa doencas
no sistema nervoso dos humanos e animais.
Pilhas e baterias nao devem ser descartadas no lixo
comum.
Pilhas comerciais e meio
ambiente
