eletroquímica (ii)

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Eletroquímica (II)

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Eletroquímica (II). ELETRÓLISE. Ao contrário das pilhas, a eletrólise é um processo não espontâneo. ELETRÓLISE. Na eletrólise ocorre uma reação de oxi-redução não espontânea que  consome corrente elétrica  de uma bateria ligada ao sistema. ELETRÓLISE. ELETRÓLISE X PILHA. 1. ÂNODO - PowerPoint PPT Presentation

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Page 1: Eletroquímica (II)

Eletroquímica (II)

Page 2: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE

Ao contrário das pilhas, a eletrólise é um processo

não espontâneo.

Page 3: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE

Na eletrólise ocorre uma reação de oxi-redução não espontânea que consome corrente elétrica de uma bateria ligada ao sistema.

Page 4: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE

Page 5: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE X PILHA

1. ÂNODO a) Na pilha fornece elétrons, sinal (-); b) Na eletrólise recebe elétrons dos ânions do eletrólito, sinal (+).

2. CÁTODO

a) Na pilha recebe elétrons, sinal (+); b) Na Eletrólise fornece elétrons dos cátions do eletrólito, sinal (-).

Page 6: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE ÍGNEA

É o processo de decomposição de uma

substância iônica fundida por meio da passagem de

corrente elétrica.

Page 7: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE ÍGNEA

A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão. Geralmente são usados a platina ou grafita.

A eletrólise do NaCℓ é um processo economicamente importante. O NaCℓ se funde à temperatura de 808 ºC.

NaCℓ(sólido)       NaCℓ (líquido)

Ocorre, então, dissociação ...

NaCℓ      Na1+   +   Cℓ1-

Page 8: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE ÍGNEA

Os íons Cℓ1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cℓ2 .

2 Cℓ1-      Cℓ2   +   2e-   (oxidação)

Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na0).

* 2Na1+   +   2 e-      2 Na0    (redução)

*Duplica-se para igualar o número de elétrons na redução e na oxidação.

Page 9: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE ÍGNEA

Considerando-se . . .

2 NaCℓ(l)     2 Na1+(l)

   +  2 Cℓ1-(l)

2 Cℓ1-(l)      Cℓ2(g)   +   2 e-   (oxidação)

2 Na1+(l)   +   2 e-      2 Na0

(l)    (redução)

A equação global da eletrólise é . . .

 2 NaCℓ(l)      Cℓ2(g)   +   2 Na0(l)

Page 10: Eletroquímica (II)

No processo de eletrólise aquosa os íons em solução irão competir entre si para

descarregarem.

A+x

H+1 OH-1

B-y

(-) (+)

cátodo ânodo

e-e-

Fluxo de elétrons(corrente contínua)

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA

Page 11: Eletroquímica (II)

Na+

H+1 OH-1

Cℓ -

(-) (+)

cátodo ânodo

e-e-No caso da solução de NaCℓ

existem íons Na+ e Cℓ–, provenientes da

dissociação do sal, e H+ e OH–, provenientes da

auto-ionização da água.

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

Page 12: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

Tanto a água quanto o cloreto de sódio podem ionizar . . .

H2O(aq) → H+(aq) + OH -

(aq)

ou ...

NaCℓ (aq) → Na+(aq) + Cℓ -(aq)

Page 13: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

Significa que temos teremos uma competição . . .

H2O(aq) → H+(aq) + OH -

(aq)

NaCℓ (aq) → Na+

(aq) + Cℓ -(aq)

Competição Competição

Page 14: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

O que a experiência mostra?

O POLO NEGATIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR, O CÁTION DE REDUÇÃO MAIS FÁCIL

O POLO POSITIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR O ÂNION DE OXIDAÇÃO MAIS FÁCIL

Page 15: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

Em igualdade de concentrações, o cátion "mais abaixo" DESCARREGA mais facilmente que cátions "mais acima" na tabela.

CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS

CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS TERROSOS

ALUMÍNIO Aℓ+3

HIDROGÊNIO H+

OUTROS METAIS COMO: Mn2+

Zn2+

Fe 2+

Pb 2+

METAIS NOBRES COMO: Cu 2+

Ag +

Hg 2+

Au 3+

Page 16: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

Em igualdade de concentrações o ânion "mais acima" DESCARREGA mais facilmente do que ânion "mais abaixo".

Ânions não oxigenados como: Cℓ -, I -, S2-, HSO4

-

Ânions orgânicos como: R-COO –

OH - (hidróxido)

Ânions oxigenadas como : NO3-, SO4

2 - , PO4 3 -

F –

Page 17: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)

No ânodo onde ocorre a oxidação teremos:

2Cℓ -(aq) → Cℓ2 + 2e-

No cátodo onde ocorre redução teremos:

2e- + 2H+(aq) → H2

A reação global será:

NaCℓ(S) + H2O(l) → H2(g) + Cℓ2(g)+ Na+(aq)+ OH-

(aq)

Page 18: Eletroquímica (II)

No processo dessa eletrólise aquosa os íons em solução também irão competir entre si para descarregarem. No caso da solução de KI existem íons K+ e I–, provenientes da dissociação do sal,

e H+ e OH–, provenientes da auto-dissociação da água.

ELETRÓLISE do KI(aq)

Page 19: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE do KI(aq)

De forma semelhante, observando-se a

prioridade de descarga, na eletrólise do KI aquoso

há formação de H2(no cátodo) e I2(no ânodo) e liberação de Na+OH-(aq).

Experimento dos alunos Cassiane e Pedro.

Page 20: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE do NaOH(aq)

Por que, agora há liberação de H2(g) e O2(g)?

Qual a importância dessa reação, industrialmente?

Experimento das alunas Vitória e Gabriela.

Page 21: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

Michael Faraday formulou duas leis que regem

o aspecto quantitativo da eletrólise

Michael Faraday(1791 — 1867)

Page 22: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

A primeira lei de FARADAY

“A massa, “m”, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica, Q,

que atravessa o circuito.”

m = K1.Q

Page 23: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

Sabe-se (da Física) que . . .

Q = i . t

Substituindo na lei de Faraday, temos. . .

m = K1 . i . t

* i é a intensidade da corrente elétrica e t é o tempo de reação.

Page 24: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

A segunda lei de FARADAY

“A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E,

dessa substância.”

m = K2.E

Page 25: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

De forma semelhante ao raciocínio anterior . . .

Sabendo que m = K2.E

E que Q = i.t

Então . . .

m = K2.E.i.t

Page 26: Eletroquímica (II)

Associando as duas leis e considerando K=1/96500 teremos . . .

ELETRÓLISE QUANTITIVA

Constante de Faraday = 96500 C, ou seja, quantidade de carga elétrica transportada por 1 mol de elétrons (6,02 x 1023 elétrons).

Page 27: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA: EXEMPLIFICANDO

Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampère (A).Qual a

massa de prata depositada no cátodo?

Dado da tabela periódica: Ag = 108 g / mol

*Um mol de elétrons transferidos pela Ag.

1.ª parte

Page 28: Eletroquímica (II)

ELETRÓLISE QUANTITIVA

Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampère (A).Qual a

massa de prata depositada no cátodo?

Dado da tabela periódica: Ag = 108 g / mol

2.ª parte

*C = A . s

Page 29: Eletroquímica (II)

F I M

Colégio INEDIProf. Luiz Antônio Tomaz