ELETROQUÍMICA

ELETROQUÍMICA
Profª Loraine Jacobs
DAQBI
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paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

Equações de Oxi-Redução contendo íons:

Balancear a equação:
ELETROQUÍMICA

Semi-Reações

Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução:
 Maneira
 Espécie
conceitual de representação pois não há elétrons livres;
oxidada e reduzida formam o par redox Mg2+/Mg
ELETROQUÍMICA

Semi-Reações de Oxidação e Redução

Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado
direito da flecha. Par redox: Mg2+/Mg

Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado
esquerdo da flecha. Par redox: O2 /O2-

Semi-reações somadas expressam a reação redox completa.
ELETROQUÍMICA

Os metais, em forma elementar ou reduzida, têm uma maior
predisposição em ceder elétrons (oxidação) para outras espécies
químicas que ao recebê-los se reduzem. Os metais nesta forma
elementar atuam como agentes redutores, pois induzem outras
espécies químicas a se reduzirem.

Os metais em suas formas catiônicas ou formas já oxidadas, pelo
fato de terem cedido elétrons e ficado com carga positiva, tem
mais tendência a receberem elétrons (redução) e atuarem como
agentes oxidantes, ao induzirem que outras espécies químicas se
oxidem e cedam elétrons para eles.
ELETROQUÍMICA

Série de reatividade dos metais.

Aumento do poder como agente redutor (Oxidação)
ELETROQUÍMICA

ELETROQUÍMICA
 Reações
Espontâneas
 Conversão
Baterias
 Reações
de energia química em energia elétrica  Pilhas e
Não - Espontâneas
 Conversão
de energia elétrica em energia química  Eletrólise
ELETROQUÍMICA

Células Eletroquímicas


Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química
espontânea ou usada para forçar uma reação química não
espontânea.
Células Galvânicas ou Voltaicas

São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para
produção de corrente elétrica.
ELETROQUÍMICA

Células Galvânicas – Estrutura

Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico
com o conteúdo da célula;
 Ânodo(-):
 Cátodo
Eletrodo onde ocorre a oxidação  Elétrons entram na solução.
(+): Eletrodo onde ocorre a redução  Elétrons saem da solução.

Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula

Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução
ELETROQUÍMICA
Células Galvânicas
ELETROQUÍMICA

Pilhas ou Baterias


Células galvânicas em série onde a corrente produzida (voltagem) é a
soma das correntes(voltagem) de cada célula galvânica.
Alessandro Volta (1800) – 1ª Pilha Elétrica

Discos de Cu e Zn embebidos em H2SO4
ELETROQUÍMICA

Soluções Ácidas  Liberação de Gases tóxicos

1836 – John Daniell  Célula de Daniell ou Pilha de Daniell
 Utilização
 Reação
de sais substituindo os ácidos
redox Zn(s) + Cu2+  Zn2+ + Cu(s) é espontânea
ELETROQUÍMICA

Pilha de Daniell
Tempo
Tempo
ELETROQUÍMICA

Pilha de Daniell
 Semi-Reações
 Zn
- Semi-reação de oxidação: Znº  Zn2+ + 2e-
 Cu
– Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e-  Cuº
 Reação
Global: Znº + Cu2+  Zn2+ + Cuº
ELETROQUÍMICA

Pilha de Daniell – Montagem e Funcionamento

Porcelana porosa
 Passagem
dos íons Zn2+ e SO42-
ELETROQUÍMICA

Pilha de Daniell – Após tempo de funcionamento

Reação até o términos dos reagentes
 Reação

reversível
Equilíbrio: V = 0
ELETROQUÍMICA

Pilha de Daniell – Ponte Salina

A função da ponte salina é permitir a movimentação de íons de um
copo para outro (nos dois sentidos).
ELETROQUÍMICA

Notação para as células

Representa o que ocorre nos dois eletrodos – Diagrama de célula
 Pilha
de Daniell
Zn(s)|Zn2+(aq)| Cu2+(aq)|Cu(s)

Quando houver ponte salina
 Pilha
de Daniel
Zn(s)|Zn2+(aq)|| Cu2+(aq)|Cu(s)
ELETROQUÍMICA

O eletrodo de Hidrogênio – Eletrodo Padrão de Hidrogênio

Nem todas as reações envolvem um sólido redutor

Condutor metálico inerte para fornecer ou remover elétrons  Pt mais
utilizada

Potencial de Eletrodo = Zero
 Potencial
dos demais eletrodos referência
 Representação
Pt(s)|H2(g)|H+(aq)
ELETROQUÍMICA

Potencial de Célula (E) e a Energia Livre ∆G
∆G =-nFE onde:

n = número de mols de elétrons

F = constante de Faraday (9,65.104C.mol-1)

E = potencial da célula (V)

Conversão  1V.C = 1J  Unidade de ∆G
ELETROQUÍMICA

Energia Livre ∆Gº
∆Gº =-nFEº onde:

n = número de mols de elétrons

F = constante de Faraday (9,65.104C.mol-1)

∆ Eº = potencial-padrão da célula (V)

Conversão  1V.C = 1J  Unidade de ∆Gº
ELETROQUÍMICA

Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)

Diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.
Eº = Eº(cátodo) –Eº(ânodo)

Ex: Zn(s)|Zn2+(aq)|| Cu2+(aq)|Cu(s)

∆ Eº = Eº (Cu2+, Cu)- Eº(Zn2+, Zn)
ELETROQUÍMICA

Potencial Padrão de Oxidação e Redução

Diferença entre os potenciais medidos entre o EPH e o eletrodo metálico.

Tendo como referência os potenciais de redução

Valores positivos  Energia Livre Negativa  Adquire elétrons  Agente Oxidante

Valores Negativos  Energia Livre Positiva  Cede Elétrons  Agente Redutor
ELETROQUÍMICA
Tabela de Potenciais-Padrão de Redução
ELETROQUÍMICA

Importância

Reação Al(s)+ HNO3  Al2O3  Camada protetora  Inibe novas reações 
Passivação.

Deposição de Zn e Cr sobre Fe  Inibem a oxidação do Fe