Química Geral e Inorgânica QGI0001 Enga. de Produção e Sistemas Profa. Dra. Carla Dalmolin Eletroquímica Reações Redox Reações onde ocorre a transferência de elétrons entre átomos Fluxo de elétrons entre reagentes e produtos Reações que ocorrem no sentido espontâneo geram corrente elétrica que pode ser aproveitada para realização de trabalho – ex.: pilhas Reações que não ocorrem espontaneamente podem ser obtidas através de trabalho elétrico – ex.: galvanização Reações Redox podem ser separadas nas suas semi-reações de redução e oxidação: Semi-reação de oxidação: Mg(s) → Mg2+(s) + 2 e Semi-reação de redução: Cl2(g) + 2e- → 2 Cl-(s) A soma das semi-reações é a reação redox completa: Reação completa: Mg(s) + Cl2(g) → Mg2+(s) + 2 Cl-(s) Célula Eletroquímica Dispositivo em que uma corrente elétrica é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para provocar uma reação química não espontânea. corrente elétrica: fluxo de elétrons através de um circuito Vizinhança Célula Galvânica / Célula Voltaica A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para executar trabalho elétrico. Célula Eletrolítica Utiliza-se um fluxo de elétrons (corrente elétrica) para forçar a ocorrência de uma reação de oxi-redução não-espontânea. Reação Redox Espontânea Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Visão Molecular Célula Galvânica Os reagentes das semi-reações de oxi-redução são separados, obrigando os elétrons a realizar trabalho: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Visão Molecular Observações Macroscópicas Eletrólito Solução de íons. A condução elétrica acontece pelo movimento dos íons dissolvidos Eletrodos Ocorre a oxidação ou redução Eletrodo que sofre oxidação: Anodo Contatos elétricos Condutores por onde ocorre o fluxo de elétrons Eletrodos Ocorre a oxidação ou redução Eletrodo que sofre redução: Catodo Potencial de Célula Medida da capacidade que a reação redox tem de forçar o fluxo de elétrons É medido em volts (V): 1 V . 1 C = 1 J O potencial de uma célula eletroquímica está relacionado com a variação de energia livre da reação redox: ΔG = - nF.E onde F = 96485 C/mol (carga de 1e-) E > 0 ΔG < 0 : Reação Espontânea E < 0 ΔG > 0 : Reação Não - Espontânea Potencial Padrão ΔG = - nFE ΔG0 = - nFE0 E0: Potencial padrão de célula: potencial medido quando todas as espécies participantes estão no seu estado padrão. T = 25 oC P = 1 bar ~ 1 atm [] = 1 mol/L ΔG depende da estequiometria da reação, mas o E° não! Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 2 Zn(s) + 2 Cu2+(aq) 2 Zn2+(aq) + 2 Cu(s) Mas: ΔG° = nF. E° ΔG0 = -212 kJ/mol ΔG0 = -424 kJ/mol E0 = 1,10 V Não depende da estequiometria!!! x2 x2 Potencial Padrão de Redução Os potenciais padrão de redução, E°red, de várias semi-reações são medidos em relação ao Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) 2 H+(aq) + 2e- H2(g) E°red = 0 V O potencial padrão da reação inversa é o mesmo, com o sinal invertido H2(g) 2 H+(aq) + 2e- E°oxi = 0 V Desta maneira, a diferença de potencial das semi-reações de redução medidas em relação ao EPH é: E = Ered + Eoxi Zn2+ + 2e Zn H2 2 H+ + 2eZn2+ + H2 2H+ + Zn E° = potencial medido experimentalmente + 0 E°red = ? E°oxi = 0 V E° = E°red + E°oxi Células Galvânicas Cu2+ + 2e- Cu E0red = +0,342V Zn2+ + 2e- Zn Maior Potencial de Redução - Catodo E0red = -0,762V Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 0 0 0 Ecelula Ecatodo Eanodo 0 Ecelula 0,342 (0,762) 1,104V Corrosão Se Cu e Fe estiverem em solução aquosa contendo oxigênio dissolvido, quem sofrerá corrosão? Corrosão é a oxidação do metal, formando seus íons metálicos que se dissolvem no meio, saindo da estrutura cristalina do metal Para decidir quem tem o potencial de sofrer corrosão, deve-se analisa as semi reações de cada espécie ½O2 + H2O + 2e- 2OH- E0red = +0,401 V Cu2+ + 2e- Cu E0red= +0,342 V Fe2+ + 2e- Fe E0red = -0,447 V O oxigênio dissolvido em água tem maior potencial de redução Para o O2 sofrer redução, um dos metais deve oxidar O Fe tem menor potencial de redução que o cobre sofre oxidação Fe + ½ O2 + H2O Fe2+ + 2OH- 0 0 0 Ecelula Ecatodo Eanodo 0 Ecelula 0,401 0,447 0,848V Equação de Nerst Na maioria das aplicações, os eletrodos não estão em seu estado padrão A Equação de Nerst relaciona o potencial de uma célula com as variações nas condições de P, T e concentração iônica em relação ao seu potencial padrão. RT EE ln Q nF 0 [produtos] onde, Q [reagentes ] E0 = potencial padrão da célula RT/F = 0,0256 (p/T = 25 oC) n = Número de elétrons transferidos [] = concentração, em mol.L-1 = coeficientes dos reagentes e produtos Equação de Nerst Calcular o potencial de uma célula de Daniell a 25 oC, na qual a concentração de íons Zn2+ é 0,10 mol.L-1 e a de íons Cu2+ é 0,0010 mol.L-1. 1. Escrever a equação da reação redox e encontrar E0: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu E0=+1,104V Cu2+ + 2e- Cu E0 = +0,342V Zn Zn2+ + 2e- E0 = +0,762V 2. Calcular Q: 100 Equação de Nerst 3. Identificar o valor de n: Cu2+ + 2e- Cu E0 = +0,342V Zn Zn2+ + 2e- E0 = +0,762V 4. Calcular E: n=2 Células Eletrolíticas / Eletrólise Processo usado para forçar uma reação na direção não-espontânea com auxílio de uma corrente elétrica. Para isso utiliza-se uma Célula Eletrolítica: Os eletrodos estão no mesmo compartimento Adiciona-se uma fonte de corrente entre os fios condutores que unem os dois eletrodos Ex.: Deposição de metais nobres em metais mais baratos (galvanoplastia) Eletrólise Ex.: Produção do Magnésio metálico (Processo Down) Cl2 + 2e- → 2Cl- E0 = + 1,36 V Mg2+ + 2e- → Mg E0 = -2,36 V 2Cl- + Mg2+ → Mg + Cl2 A fonte de corrente fornece eletrons para a redução não-espontânea no catodo E0 = -3,72 V Lei de Faraday A quantidade de produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons fornecidos Q i.t ne F Q = quantidade de eletricidade (carga), em C I = corrente elétrica, em A t = tempo em que a corrente elétrica fluiu, em s n = quantidade de elétrons, em mol F = constante de Faraday (quantidade de carga em 1 mol de e-) F = 96485 C/mol Lei de Faraday Ex.: O Alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida (Na3AlF6). Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1 dia numa célula eletrolítica que opera continuamente com 1,00.105 A. (A criolita não reage). 1. Determinar a equação de semi-reação da redução de Al3+ para alumínio (Al): Al3+ + 3e- → Al n=3 2. Aplicar a Lei de Faraday: i.t = ne.F i = 1,00.105 A t = 1 dia = 24h.3600s nAl = ne/3 MMAl =26,98 g/mol mAl =nAl.MMAl m = 8,05.105 g