Eletroquímica

Eletroquímica
É um ramo da Química que estuda as reações químicas
que ocorrem, em um meio envolvendo um condutor
(um metal ou um semicondutor) e um condutor iônico
(o eletrólito), envolvendo trocas de elétrons entre o
eletrodo e o eletrólito.
1- Números de oxidação (Nox)
• Indicam a espécie que perde elétrons e a que
ganha elétrons, ou seja, é a carga elétrica da
espécie química.
2- Oxidação e redução
•Oxidação é a perde elétrons.
• Redução é o ganho elétrons.
2- Oxidação e redução
• O agente oxidante sofre redução.
• O agente redutor sofre oxidação.
Assim, o zinco cede elétrons para o íon H+ ,
sofrendo oxidação e o íon H+ recebe os
elétrons sofrendo então redução.
3– Regras para o número de oxidação
• Elementos na sua forma elementar têm um número de oxidação igual a 0
(zero).
• O número de oxidação de um íon monoatômico é o mesmo que a sua
carga elétrica.
• Não-metais tendem a ter números de oxidação negativos, embora alguns
são positivas em certos compostos ou íons.
• A soma dos números de oxidação em um composto neutro é 0 (zero).
• A soma dos números de oxidação de um íon poliatômico é a carga do íon.
• O oxigênio tem um número de oxidação do -2, exceto no íon peróxido em
que tem um número de oxidação de -1.
• O hidrogênio é -1 quando ligado a um metal, e é +1 quando ligado a um
Não-metais.
• Os halogênios têm um número de oxidação de -1, e podem ter números
de oxidação positivos, nos oxiânions.
• Os íons de Nox fixos: Metais alcalinos (+1) , alcalinos terrosos (+2), Ag+1,
Al+3.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• As reações de oxidação-redução (redox) são
espontâneas, os elétrons são transferidos e a
energia é liberada.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• Nós podemos fazer o fluxo de elétrons através de um
dispositivo externo e gerar energia capaz de realizar
um trabalho. Essa configuração é uma célula
eletrolítica (pilha).
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• Uma célula típica se parece com isso.
- A oxidação ocorre no ânodo.
- A redução ocorre no cátodo.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• Uma vez que o mesmo um fluxo de elétrons do
anodo para o catodo, as cargas em cada copo não
seria equilibrado e o fluxo de elétrons iria parar.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• Portanto, podemos usar uma ponte salina, normalmente um
tubo em forma de U que contém uma solução de sal, para
manter as cargas equilibrada.
• Os cátions se mover em direção ao cátodo. Ânions mover em
direção ao ânodo.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• Na célula, em seguida, os elétrons deixam o ânodo e o fluem
através do fio para o cátodo. À medida que os elétrons deixar
o ânodo, os cátions formado dissolvem-se na solução no
compartimento do ânodo.
4- Pilhas (Células) Eletrolíticas
• À medida que os elétrons atingem o cátodo, cátions da
solução são atraídos para o cátodo agora negativo. Os
elétrons são tomadas pelo cátions, e o metal neutro é
depositada sobre o cátodo.
5- Força eletromotriz (fem)
• A água só flui espontaneamente de uma em uma cachoeira da
parte superior para a inferior de menor energia potencial.
• Da mesma forma, os elétrons fluem espontaneamente em
uma reação de redox.
5- Força eletromotriz (fem)
• A diferença de potencial entre o ânodo e o cátodo de uma
célula é chamado a força eletromotriz (fem).
• É também chamado o potencial da célula, e é designada
E célula .
• Potencial de célula é medido em volts (V).
1V=1
J
C
6- Potenciais padrão de redução
6.1- Elétrodo padrão de hidrogênio
• Os valores são referenciados para um elétrodo
padrão de hidrogênio (SHE).
• E por definição, o potencial de redução do
hidrogênio é de 0 V:
2 H+ (aq, 1M) + 2 e−
H2 (g, 1 atm)
6.2- Potenciais padrão das células
(pilhas)
• O potencial da célula em condições padrão pode ser
encontrado através desta equação:
Ecell
= Ered (oxidante/catodo) − Ered (redutor/anodo)
Devido potencial de célula é baseado na
energia potencial por unidade de carga, é uma
propriedade intensiva.
6.3- Potenciais da célula
• Para a oxidação neste célula
Ered = −0,76 V
• Para a redução
Ered = +0,34 V
Ecell = Ered (catodo) − Ered (anodo)
= +0.34 V − (−0.76 V)
= +1.10 V
6.4- Agentes oxidantes e redutores
• Os mais fortes oxidantes
tem o potencial de
redução mais positivos.
• Os mais fortes redutores
têm potencial de redução
mais negativos
6.4- Agentes oxidantes e redutores
• Quanto maior for a
diferença entre os
dois, o maior a
tensão da célula.
7- Energia Livre
• A energia livre de reação é o trabalho máximo sem expansão
que uma reação à pressão e temperatura constante:
G = we
• O trabalho realizado quando n mols de elétrons atravessam
uma diferença de potencial E é a sua carga é diretamente
proporcional a diferença de potencial.
• Como a carga de um elétron é -e e a carga de um mol de
elétrons é –eNA assim a carga de n mols de é -neNA . Então
o trabalho será:
we = -neNAE
• Como 1Faraday (F) é a carga contida em um mol de elétrons,
temos F= eNA
7- Energia Livre
• E a carga de um elétron será 1,602177X10-19
1 F = 96,485 C/mol = 96,485 J/V-mol
• ΔG para uma reação redox pode ser encontrado usando a
equação:
ΔG = −nFE
• Onde n é o número de mols de elétrons transferidos e E é
o potencial
7- Energia Livre
• Sob condições normais (padrão):
G = −nFE
Lembre-se que:
Isto significa
G = G + RT ln Q , onde Q=K
−nFE = −nFE + RT ln Q
Dividindo ambos os lados por -nF, temos a equação
de Nernst .
8-Equação de Nernst
RT
ln Q
E=E −
nF
ou, usando logaritmos na base 10
E=E −
2,303 RT
ln Q
nF
À temperatura ambiente (298K)
2.303 RT
= 0,0592 V
F
8-Equação de Nernst
• Assim, a equação é a seguinte
E=E −
0,0592
n
Lembre-se que temos:
ΔG o = − RTlnK
ln Q
Log
9- Pilhas de concentração
• Observe que a equação de Nernst implica que uma célula
pode ser criadas com as mesma substância em ambos os
eletrodos.
• Para tal célula E cel seria 0, mas Q não
• Portanto, enquanto as concentrações são diferentes, E
não será 0.
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
• Baterias
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
Ânodo:
2H2 => 4H+ + 4eCátodo:
O2 + 4H+ + 4e- => 2H2O
Reação Global: 2H2 + O2 => 2H2O
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
• Reformador de Metanol
CH3OH => CO + 2H2
H2O + CO => CO2 + H2
• Reformador de gás natural
CH4 + H2O => CO + 3H2
H2O + CO => CO2 + H2
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
Corrosão
10- Aplicações de reações de oxidaçãoredução
• Prevenção de Corrosão