ELETROQUÍMICA

ELETROQUÍMICA A eletroquímica estuda a corrente elétrica fornecida por reações espontâneas de oxirredução (pilhas) e as reações não espontâneas que ocorrem quando submetidas a uma corrente elétrica (eletrólise).
PILHA: é um dispositivo que fornece corrente elétrica por meio de uma reação química
de oxirredução espontânea .
ELETRODO OU SEMIPILHA: é um conjunto formado por um metal mergulhado em uma solução que contém um de seus íons. PILHA DE DANIELL
Temos dois eletrodos : um de cobre ligado a outro de zinco por um fio condutor e fecha‐se o circuito com um tubo em U contendo solução eletrolítica (ponte salina).
• Eletrodo de Zn/ Zn2+ : Semi‐reação: A lâmina de Zn(s) vai diminuindo de massa porque os átomos de Zn0 são oxidados a Zn2+
e passam para a solução. Essa diminuição de massa é chamada de corrosão. Os elétrons vão‐se “acumulando” na lâmina e percorrem o fio metálico em direção ao voltímetro.
• Eletrodo de Cu 2+/ Cu: Semi‐reação:
A lâmina de Cu(s) vai aumentando de massa porque íons Cu 2+ são reduzidos a Cu0 e aderem a ela. Esse aumento de massa é chamado de “depósito” . Os elétrons que são “retirados” da lâmina original são repostos pelos que chegam pelo fio.
Ponte salina: tem como papel , no funcionamento da pilha, permitir a migração dos íons entre as soluções dos eletrodos e, desse modo, restabelecer o equilíbrio de cargas elétricas nas soluções.
Notações para a Pilha
Potenciais de Redução e de Oxidação
Potencial de Oxidação(Eoxi) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer oxidação, isto é, de perder elétrons.
Potencial de redução(Ered.) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer redução, isto é, receber elétrons.
Ao montarmos uma pilha, acoplando de modo apropriado dois eletrodos, a reação espontânea que ocorre pode ser prevista considerando‐se que:
• sofre oxidação quem apresenta maior Eoxi.
• sofre redução quem apresenta maior Ered.
Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E0oxi. e E0red.)
das espécies químicas são determinados experimentalmente usando‐se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E0oxi. e E0red. fixados, por convenção , em zero volt.
Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E0oxi. e E0red.) das espécies químicas são determinados experimentalmente usando‐se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E0oxi. e E0red. fixados, por convenção , em zero volt.
Cálculo da “ Voltagem” da Pilha A diferença de potencial, E (ddp) da pilha, usualmente conhecida como voltagem
da pilha, será dada por:
METAL DE SACRIFÍCIO ‐ PROTEÇÃO ANÓDICA
O metal de maior Eoxi pode ser usado como metal de sacrifício, protegendo o outro metal da corrosão. ELETRÓLISE: é uma reação de oxidorredução não espontânea, provocada por uma corrente elétrica.
A eletrólise é o receptor da energia elétrica enviada por um gerador, que pode ser qualquer pilha que acabamos de estudar.
Os elétrons saem
do pólo negativo do gerador.
O gerador é um sistema que “rouba”
elétrons do pólo
positivo do receptor e os “empurra” para
o pólo negativo do
receptor. Semirreação do ânodo(pólo positivo): O ânion é atraído para o pólo positivo e tende a
perder elétrons , tornando‐se neutro. Essa perda de carga, forçada pelo gerador, é denominada descarga do ânion.
Semirreação do cátodo (pólo negativo): O cátion é atraído para o pólo negativo e, também forçado pelo gerador , tende a receber elétrons , tornando‐se neutro. Essa
Será a descarga do cátion.
A equação química global da eletrólise será a soma algébrica das semirreações dos
eletrodos:
As eletrólises ocorrem em líquidos eletrolíticos, ou seja, é necessário que haja íons livres
Essa condição pode ser obtida em dois casos:
• Soluções eletrolíticas;
•Substâncias iônicas no estado fundido. ELETRÓLISE ÍGNEA: ocorre sempre em altas temperaturas , portanto na ausência de água.
Quando cloreto de sódio líquido (fundido), por exemplo, é submetido a uma eletrólise, verifica‐se que os íons Na+ migram para o pólo negativo onde recebem elétrons, e os íons Cl‐ movem‐se para o eletrodo positivo onde perdem elétrons. ELETRÓLISE AQUOSA Nas eletrólises em meio aquoso, temos que levar em consideração:
• os íons provenientes da dissociação ou da ionização do soluto;
• os íons originados pela auto‐ionização da água:
Apesar de esses íons comparecerem em pequenas quantidades, serão importantes para a compreensão dos mecanismos das eletrólises aquosas.
Experimentalmente, verificou‐se que alguns íons não sofrem eletrólises aquosas.
Exemplo: eletrólise aquosa do NaCl
CÁLCULOS ENVOLVENDO ELETRODOS
Michael Faraday exprimiu relações quantitativas entre massa das espécies consumidas ou produzidas numa eletrólise e a quantidade de carga através do circuito.
A constante de Faraday (F) expressa a carga elétrica em mol de elétrons.
Assim, a extensão de uma reação de eletrólise está ligada ao número de elétrons
perdidos ou ganhos nas reações de oxirredução.
Exemplo: 1 mol de elétrons é capaz de depositar 1 mol Ag0 em um cátodo: