ELETROQUÍMICA

1. ELETROQUÍMICA A eletroquímica estuda a corrente elétrica fornecida por reações espontâneas de oxirredução (pilhas) e as reações não espontâneas que ocorrem quando submetidas a uma corrente elétrica (eletrólise).

2. PILHA: é um dispositivo que fornece corrente elétrica por meio de uma reação química de oxirredução espontânea . ELETRODO OU SEMIPILHA: é um conjunto formado por um metal mergulhado em uma solução que contém um de seus íons. PILHA DE DANIELLTemos dois eletrodos : um de cobre ligado a outro de zinco por um fio condutor e fecha-se o circuito com um tubo em U contendo solução eletrolítica (ponte salina).

3. Eletrodo de Zn/ Zn2+ : • Semi-reação: • A lâmina de Zn(s) vai diminuindo de massa porque os átomos de Zn0 são oxidados a Zn2+ e passam para a solução. Essa diminuição de massa é chamada de corrosão. Os elétrons vão-se “acumulando” na lâmina e percorrem o fio metálico em direção ao voltímetro. • Eletrodo de Cu 2+/ Cu: • Semi-reação: • A lâmina de Cu(s) vai aumentando de massa porque íons Cu 2+ são reduzidos a Cu0 e aderem a ela. Esse aumento de massa é chamado de “depósito” . Os elétrons que são “retirados” da lâmina original são repostos pelos que chegam pelo fio. • Ponte salina: tem como papel , no funcionamento da pilha, permitir a migração dos íons entre as soluções dos eletrodos e, desse modo, restabelecer o equilíbrio de cargas elétricas nas soluções.

4. Notações para a Pilha

6. Potenciais de Redução e de Oxidação • Potencial de Oxidação(Eoxi) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer • oxidação, isto é, de perder elétrons. • Potencial de redução(Ered.) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer redução, isto é, receber elétrons. • Ao montarmos uma pilha, acoplando de modo apropriado dois eletrodos, a reação espontânea que ocorre pode ser prevista considerando-se que: • sofre oxidação quem apresenta maior Eoxi. • sofre redução quem apresenta maior Ered. • Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E0oxi. e E0red.) • das espécies químicas são determinados experimentalmente usando-se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E0oxi. e E0red. fixados, por convenção , em zero volt.

7. Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E0oxi. e E0red.) das espécies químicas são determinados experimentalmente usando-se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E0oxi. e E0red. fixados, por convenção , em zero volt.

9. Cálculo da “ Voltagem” da Pilha A diferença de potencial, DE (ddp) da pilha, usualmente conhecida como voltagem da pilha, será dada por: METAL DE SACRIFÍCIO - PROTEÇÃO ANÓDICA O metal de maior Eoxi pode ser usado como metal de sacrifício, protegendo o outro metal da corrosão.

10. METAL DE SACRIFÍCIO Para proteger o metal ferro ou aço da corrosão, podemos utilizar outro metal que apresenta uma tendência maior de perder elétrons ( maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão de ferro,sendo, por isso, chamado metal de sacrifício. Um metal normalmente utilizado com essa finalidade é o magnésio

11. PILHAS COMERCIAIS PILHA SECA COMUM

12. PILHA ALCALINA

14. ELETRÓLISE: é uma reação de oxidorredução não espontânea, provocada por uma corrente elétrica. A eletrólise é o receptor da energia elétrica enviada por um gerador, que pode ser qualquer pilha que acabamos de estudar. Os elétrons saem do pólo negativo do gerador. O gerador é um sistema que “rouba” elétrons do pólo positivo do receptor e os “empurra” para o pólo negativo do receptor.

15. Semirreação do ânodo(pólo positivo): O ânion é atraído para o pólo positivo e tende a perder elétrons , tornando-se neutro. Essa perda de carga, forçada pelo gerador, é denominada descarga do ânion. Semirreação do cátodo (pólo negativo): O cátion é atraído para o pólo negativo e, também forçado pelo gerador , tende a receber elétrons , tornando-se neutro. Essa Será a descarga do cátion.

16. A equação química global da eletrólise será a soma algébrica das semirreações dos eletrodos: • As eletrólises ocorrem em líquidos eletrolíticos, ou seja, é necessário que haja íons livres • Essa condição pode ser obtida em dois casos: • Soluções eletrolíticas; • Substâncias iônicas no estado fundido.

17. ELETRÓLISE ÍGNEA: ocorre sempre em altas temperaturas , portanto na ausência de água. Quando cloreto de sódio líquido (fundido), por exemplo, é submetido a uma eletrólise, verifica-se que os íons Na+ migram para o pólo negativo onde recebem elétrons, e os íons Cl- movem-se para o eletrodo positivo onde perdem elétrons.

18. ELETRÓLISE AQUOSA • Nas eletrólises em meio aquoso, temos que levar em consideração: • os íons provenientes da dissociação ou da ionização do soluto; • os íons originados pela auto-ionização da água: • Apesar de esses íons comparecerem em pequenas quantidades, serão importantes para a compreensão dos mecanismos das eletrólises aquosas. • Experimentalmente, verificou-se que alguns íons não sofrem eletrólises aquosas.

19. Exemplo: eletrólise aquosa do NaCl

20. CÁLCULOS ENVOLVENDO ELETRODOS Michael Faraday exprimiu relações quantitativas entre massa das espécies consumidas ou produzidas numa eletrólise e a quantidade de carga através do circuito. A constante de Faraday (F) expressa a carga elétrica em mol de elétrons. Assim, a extensão de uma reação de eletrólise está ligada ao número de elétrons perdidos ou ganhos nas reações de oxirredução. Exemplo: 1 mol de elétrons é capaz de depositar 1 mol Ag0 em um cátodo: