eletroquímica É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica por meio dos...
TRANSCRIPT
EletroquímicaEletroquímica
É o estudo das reações químicas
que produzem corrente elétrica
por meio dos processos de
oxidação e redução, como
também o estudo das reações
que ocorrem por intermédio do
fornecimento de energia elétrica.
Quanto às reações que
produzem corrente elétrica,
serão estudadas suas
características por meio do
funcionamento de aparelhos
conhecidos como pilhas e
baterias.
As pilhas e as baterias são consideradas atualmente peças fundamentais na sociedade moderna, como é o caso dos telefones celulares que devem grande parte do seu sucesso à evolução das baterias recarregáveis.
A formação da ferrugem e a fotossíntese são processos importantes. O primeiro, pelo prejuízo social que acarreta, enquanto o segundo é uma das transformações centrais nas teias alimentares do nosso planeta.
Há algo de comum entre duas transformações diferentes?
Nas primeiras décadas do século XX constatou-se um fenômeno que abriria um enorme campo de pesquisa: tanto à formação da ferrugem como a fotossíntese eram reações apoiadas por transferências de elétrons.
Tais processos foram
globalmente denominados
reações de oxirredução (ou
oxi-red ou redox).
Atualmente, as pesquisas sobre oxirredução exercem profunda influência na Bioquímica, nos estudos sobre poluição e na área da química industrial. E o ponto de partida dos modelos que investigam esse vasto campo de conhecimentos é o conceito de número de oxidação (Nox).
Oxidação
Perda de elétrons
Aumento do número de oxidação
Podemos representar uma equação de oxidação da seguinte forma:
Zn Zn2+ + 2e
Ag Ag+ + 1e
H2 2H+ + 2e
Redução
Ganhode elétrons
Diminuição do número de oxidação
Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma:
Al3+ + 3e Al
2H+ + 2e H2
Cl2 + 2e 2Cl-
Vejamos se você está por dentro:
Classifique a reação, clicando no ícone correto:
Mg Mg2+ + 2e
oxidação redução
Classifique a reação, clicando no ícone correto:
2H+ + 2e H2
oxidação redução
• A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para executar trabalho elétrico.
• Céluas voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo.
• As células voltaicas são espontâneas.
• Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO4, o Cu é depositado no Zn e o Zn dissolve-
se formando Zn2+.
Células voltaicasCélulas voltaicas
• À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido
em Zn2+ e 2e. Os elétrons fluem no sentido do
anodo onde eles são usados na reação de
redução.
• Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e
que o eletrodo de Cu ganhe massa.
• “Regras” para células voltaicas:
1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação).
2. No catodo os elétrons são reagentes (redução).
3. Os elétrons não podem nadar!
Células voltaicasCélulas voltaicas
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo.
• Conseqüentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo.
• Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser transportados por um fio externo.
Células voltaicasCélulas voltaicas
Visão molecular dos processos do eletrodo
Células voltaicasCélulas voltaicas
• O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo;
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo;
• A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico é medida em volts;
• Um volt é a diferença potencial necessária para conceder um joule de energia para uma carga de um coulomb:
Potencial elétricoPotencial elétrico
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
• Uma bateria é um recipiente contendo uma fonte de força eletroquímica com uma ou mais células voltaicas.
• Quando as células são conectadas em série, maiores E podem ser alcançadas.
Bateria de chumbo e ácido• Uma bateria de carro de 12 V consiste de 6 pares de catodo/anodo,
cada um produzindo 2 V.
• Catodo: PbO2 em uma grade de metal em ácido sulfúrico:
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(l)
• Anodo: Pb:
Pb(s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e-
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Bateria de chumbo e ácido• A reação eletroquímica global é
PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) + 4H+(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
para a qual
Ecell = Ered(catodo) - Ered(anodo)
= (+1,685 V) - (-0,356 V)
= +2,041 V.
• Espaçadores de madeira ou fibra de vidro são usados para evitar que os eletrodos se toquem.
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Pilhas alcalinas• Anodo: tampa de Zn:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
• Catodo: pasta de MnO2, NH4Cl e C:
2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + 2H2O(l)
• O bastão de grafite no centro é um catodo inerte.
• Em uma bateria alcalina, o NH4Cl é substituído por KOH.
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Pilhas alcalinas• Anodo: o pó de Zn é misturado em um gel:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
• Catodo: redução do MnO2.
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas
Células de combustível• A produção direta de eletricidade a partir de combustíveis ocorre
em uma célula de combustível.
• Nos vôos à lua da Apollo a célula de combustível H2-O2 era a fonte primária de eletricidade.
• Catodo: redução de oxigênio:
2H2O(l) + O2(g) + 4e- 4OH-(aq)
• Anodo:
2H2(g) + 4OH-(aq) 4H2O(l) + 4e-
Baterias ou pilhasBaterias ou pilhas