aula 6 – físico-química – estequiometria das reações eletroquímicas

AULA 6 – FÍSICO-QUÍMICA – ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
ELETROQUÍMICAS E CÉLULAS A COMBUSTÍVEL
DATA: 16/10/2015
PROF. ANA
1) ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES ELETROQUÍMICAS
É possível prever a massa de substância formada em uma eletrólise em função do tempo e da
corrente elétrica empregada no processo ou prever o desgaste de um eletrodo de pilha na
medida em que ela é usada para gerar corrente.
CARGA ELÉTRICA (Q)
Para expressar a grandeza carga elétrica, simbolizada por Q, de prótons, elétrons e íons, é
utilizada a unidade Coulomb (C). Assim a carga de um elétron é -1,6 . 10-19C e a de um próton é
+1,6 . 10-19C. Estamos interessados no módulo da carga elétrica que atravessa um circuito,
portanto, para a discussão a seguir, ignoraremos seu sinal.
CORRENTE ELÉTRICA (i)
A grandeza corrente elétrica (i) é definida como a carga elétrica que atravessa a seção
transversal de um circuito (isto é, a carga que passa por um “corte imaginário” perpendicular à
direção de propagação da corrente elétrica nesse circuito, dividida pelo intervalo de tempo Δt.
A unidade SI para expressar corrente elétrica é o ampère (A), definido como C/s, ou seja, uma
corrente de 1 A significa que a carga de 1 C passa pelo circuito no intervalo de 1 s. Em equação:
Q = i . Δt
A CONSTANTE DE FARADAY
Utilizando o valor da constante de Avogadro (6,02 . 1023 mol-1), podemos calcular o m[odulo da
carga de um mol de elétrons:
Número de elétrons
Carga elétrica
1
-------------- 1,6 . 10-19C
6,02 . 1023 mol-1 -------------F
F = 9,6465 . 104 C . mol-1 (ou, arredondando, 96500C)
Carga total transportada por um mol de elétrons, denominada constante de Faraday
(F)
A LEI DE FARADAY
“A massa de substância produzida em um eletrodo é proporcional à carga elétrica que
circula na célula eletrolítica e à massa molar dessa substância”.
Veja os seguintes exemplos de semi-reações de descarga em eletrólise:
1 Ag+
1 mol de Ag+ é
reduzido por...
+
1 e
1 Ag0
... 1 mol de elétrons...
... produzindo
1 mol de Ag0
1 Cu2+
1 mol de Cu2+ é
reduzido por...
+
1 Al3+
1 mol de Al3+ é
reduzido por...
+
2 e
1 Cu0
... 2 mol de elétrons...
... produzindo
1 mol de Cu0
3 e
1 Al0
... 3 mol de elétrons...
... produzindo
1 mol de Al0
Assim, nesses exemplos, podemos afirmar que:
- a carga de 1 mol de e- (1F), passando pelo circuito, deposita 1 mol de Ag, isto é, 108g
de Ag.
- a carga de 2 mol de e- (2F), passando pelo circuito, deposita 1 mol de Cu, isto é, 63,5g
de Cu.
- a carga de 3 mol de e- (3F), passando pelo circuito, deposita 1 mol de Al, isto é, 27,0g
de Al.
O mesmo raciocínio pode ser empregado nos processos que ocorrem nos eletrodos de
uma pilha
1 Zn0

2 e+
0
1 mol de Zn é
... 2 mol de elétrons...
oxidado e perde...
1 Zn2+
... produzindo
1 mol de Zn2+
- a carga de 2 mol de e- (2F), passando pelo circuito, oxida 1 mol de Zn, isto é, 65,4g de
Zn.
2) CÉLULAS A COMBUSTÍVEL
Sob o ponto de vista técnico, uma célula a combustível é um aparelho conversor de
energia eletroquímica. A célula a combustível converte os elementos químicos
hidrogênio e oxigênio em água, e gera eletricidade enquanto faz isso. A célula a
combustível deveria ser chamada de pilha a combustível, mas o termo célula acabou
prevalecendo.


o ânodo, pólo negativo da célula a combustível que desempenha vários papéis.
Ele leva os elétrons liberados das moléculas de hidrogênio para que sejam
usados no circuito externo. Esse circuito possui canais que dispersam o gás
hidrogênio igualmente sobre a superfície do catalisador.
enquanto isso o cátodo, pólo positivo da célula a combustível, tem outros canais
distribuindo o oxigênio na superfície do catalisador. Ele também leva os elétrons
ao retornarem do circuito externo do catalisador, que são então recombinados
com os íons de hidrogênio e oxigênio para formar água.


o eleletrólito é a membrana trocadora de prótons. Esse material especialmente
tratado assemelha-se a um embrulho plastificado comum de cozinha e somente
conduz íons positivamente carregados. A membrana bloqueia os elétrons.
o catalisador é um material especial que facilita a reação entre o oxigênio e o
hidrogênio. Geralmente é feito de pó de platina finamente coado através de
papel de carbono poroso ou tecido. O catalisador é grosseiro e poroso, tornando
possível que a máxima área superficial da platina seja exposta ao hidrogênio e
ao oxigênio. A face revestida de platina do catalisador fica em frente da PEM.
VANTAGENS DA CÉLULA A COMBUSTÍVEL:
- São altamente eficientes;
- Não poluem (o único produto da reação é água).
DESVANTAGENS DA CÉLULA A COMBUSTÍVEL:
- O hidrogênio é um gás difícil de ser estocado;
- Alto custo;
- O hidrogênio não é uma fonte primária de energia.
EXERCÍCIOS
1. Um técnico encarregado de uma indústria de eletrodeposição (galvanoplastia) deseja
depositar, em uma peça metálica, um revestimento de 11,74g de níquel, em um processo de
niquelação realizado com corrente de 96,5 A. A semi-reação que ocorre no cátodo é assim
equacionada:
Ni2+(aq) + 2e-  Ni(s)
Por quanto tempo a eletrólise deve ocorrer para que a massa desejada de níquel se
deposite sobre a peça?
MMNi = 58,7 g mol-1
2. (UFMG) Pilhas a combustível são dispositivos eletroquímicos em que a reação de um
combustível com oxigênio produz energia elétrica. O diagrama representa,
simplificadamente, uma pilha a combustível, que envolve a reação entre os gases
hidrogênio e oxigênio, conforme a equação
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)
Com relação a essa pilha, todas as afirmativas a seguir estão corretas, EXCETO
a) O circuito externo transporta, para o oxigênio, elétrons retirados do hidrogênio.
b) O transporte de carga através da solução é feito por íons.
c) A reação torna iguais os números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio.
d) O hidrogênio atua na reação como o agente redutor.
3. É antigo o desejo de substituir a energia oriunda de combustíveis fósseis por uma
outra fonte, cuja forma de obtenção seja mais eficiente, mais barata e não cause danos
ambientais. Uma boa alternativa vem da célula combustível do tipo hidrogênio-oxigênio
(figura abaixo), que gera eletricidade através de um processo eletroquímico sem
emissão de qualquer poluente, sem barulho ou vibração.
De acordo com as informações sobre essa célula, é correto afirmar:
a) A oxidação de O2(g) ocorre no cátodo.
b) A redução do H2(g) ocorre no ânodo.
c) O potencial padrão da célula é igual a -0,43V.
d) A reação eletroquímica da célula é espontânea nas condições padrões.
e) A reação global do processo eletroquímico é 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) + 4e-.
4. (UNESP) O funcionamento de uma pilha de combustível é baseado nas semi-reações
a seguir, cada uma delas representada com o respectivo potencial padrão de redução,
E¡:
2H2O(g) + 2e → H2(g) + 2OH(aq) E¡=-0,828 V
O2(g)(g) + H2O(g) + 2e → 2OH(aq) E¡=0,401V
Levando-se em conta estas informações, afirma-se:
I) A reação global da pilha de combustível é H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g)
II) O hidrogênio sofre oxidação no processo.
III) A diferença de potencial desta pilha de combustível, em condição padrão, é igual a
1,229V.
Estão corretas as afirmações:
a) I, apenas.
b) II, apenas.
c) I e II, apenas.
d) II e III, apenas.
e) I, II e III.
5. Célula a combustível é uma alternativa para a produção de energia limpa. As
semirreações da célula são:
H2  2H+ + 2e1/2O2 + 2H+ +2e-  H2O
Sobre essa célula, pode-se afirmar que
a) H2 é o gás combustível e oxida-se no cátodo.
b) eletrólise da água ocorre durante o funcionamento da célula.
c) H2O e CO2 são produzidos durante a descarga da célula
d) célula a combustível é um exemplo de célula galvânica.
e) O2 é o gás comburente e reduz-se no ânodo.
GABARITO
1.
2.
3.
4.
5.
400s
C
D
E
D