ELETROQUIMICA_1_E_2[1]

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Eletroquímica
Prof. Euler de Vilhena Garcia
QUÍMICA – 2009
 
Vocês já conhecem

Reconhecimento de Reações Redox

Aula de reações químicas

Balanceamento de Equações Redox

Aula de reações químicas

Energia Livre de Gibbs

Aula de termoquímica

Constante de Equilíbrio

Aula de Equilíbrio Químico
Então vamos ao que interessa...
 
Nesta aula

Processos Eletroquímicos

Início da Eletroquímica

Convenções em Notação

Células Voltaicas

Células de Combustível

Potencial-padrão

Cálculos com o Potencial-padrão
 
Processos Eletroquímicos

Reação com um fluxo de elétrons

Mudança Química → Energia Elétrica

Células voltaicas, Células galvânicas ou Pilhas 
galvânicas

Energia Elétrica → Mudança Química

Células eletrolíticas

Eletrólise

Eletrodeposição

Corrosão
 
Como a Eletroquímica começou...

Luigi Galvani (1737 - 1798)

Bioeletricidade, na época “eletricidade animal”

Outro tipo de eletricidade, característico da matéria 
orgânica

Processo de Galvanização (ou Eletrodeposição)

Alessandro Volta (1745 – 1825)

Eletricidade é baseada em reações químicas

Pilha eletroquímica; Unidade de tensão (Volt)
X
 
Convenções em Notação 
PADRÕES:

Reação no ânodo (oxidação) || Reação no cátodo (redução)

Reação no ânodo ou cátodo: Reagente | Produto

Ex:
Ag
+
 (aq, 1,0M) + Cu(s) → Ag(s) + Cu
2+
 (aq, 1,0M)
É igual a 
Cu(s) | Cu
2+
 (aq, 1,0M) || Ag
+
 (aq, 1,0M) | Ag(s)
 
Células Voltaicas ou Eletrolíticas

Célula Eletrolítica

Reação redox não-espontânea favorecida pela 
energização do sistema

Célula Voltaica

Reação redox espontânea

Em ambas

Oxidação ocorre no Ânodo

Redução ocorre no Cátodo

Polaridades invertidas! 

Voltaica (A-, C+); Eletrolítica (A+, C-)
 
Células Voltaicas

Agentes oxidantes e redutores sem contato direto

SENÃO Transferência de elétrons resulta em calor não 
em corrente

Cada agente constitui uma meia-célula

O circuito elétrico é formado por 3 fluxos de carga, 
envolvendo

2 tipos de portadores (Elétrons e Íons)

2 tipos de cargas (Cátions e Ânions)

2 meios condutores (circuito elétrico e ponte salina)
 
Pilhas, Baterias, Células Voltaicas
 
Reações em pilhas comerciais
NormaisAlcalinas
 
Reações em baterias comerciais
Cátodo, redução: HgO(s) + H
2
O (l) + 2e
-
 → Hg(l) + 2 OH
-
(aq)
Ânodo, oxidação: Zn(s) + 2 OH
-
(aq) → ZnO(s) + H
2
O(l) + 2e
-
 
Baterias recarregáveis

Reagentes e produtos sólidos e aderentes aos eletrodos e 
eletrodos inertes

O fornecimento de energia elétrica faz com que a reação 
ocorra no sentido contrário (não-espontâneo)
 
Células de combustível

Reagentes alimentados continuamente
D
i
f
e
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e
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o
n
a
l
 
Como podemos saber...

Qual a voltagem gerada por uma determinada 
célula voltaica ou de combustível?

Se a reação redox é espontânea ou não?

Porque alguns metais são corroídos e outros não? 
 
Voltagem ou Potencial Padrão (E
o
)

A que o padrão se refere?
Válido tanto para reagentes quanto produtos!!

Líquidos e soluções aquosas a 1M

Gases com pressão de 1atm (ou 760mmHg)

Reagentes e produtos puros
Ecélula
o =E total
o =Ecátodo
o −Eânodo
o
Eox
o
: Voltagem-padrão para a meia-reação de oxidação
E red
o
: Voltagem-padrão para a meia-reação de redução
Eox
o =−E red
o
 
Voltagem ou Potencial Padrão (E
o
)

E
o
total

> 0: reação produto-favorecida

< 0: reação reagente-favorecida

Referência

Eletrodo padrão de hidrogênio: E
o
 = 0,00V (arbitrário)

Como usar E
o
 nos cálculos:

Tabelas de potenciais!
 
Tabela de E
o
red
 (alguns valores)
 
Perguntas

Quais os metais mais facilmente oxidados da 
tabela?

Quais os melhores agentes oxidantes?

Porque alguns materiais são corroídos e outros 
não?

Cite 2 metais que fariam com o hidrogênio

Reações produto-favorecidas

Reações reagente-favorecidas
 
FIM DA AULA 1
 
Eletroquímica II
Prof. Euler de Vilhena Garcia
QUÍMICA – 2009
 
Nesta aula

Efeitos da concentração no potencial-padrão 
da célula

Equação de Nerst

Eletrólise

Potencial do eletrodo

Corrosão

Áreas anódicas e catódicas
 
Equação de Nernst

O que acontece com a voltagem da célula eletroquímica 
quando a concentração dos reagentes/produtos mudam?

Seja a equação: a A + b B → c C + d D

Onde:

R: constante da lei dos gases, 8,31 J.mol
-1
.K
-1

T: temperatura absoluta em K

F: constante de Faraday, 96.485C.mol
-1
 ou 96.485J.V
-1
.mol
-1

n: número de moles de elétrons transferidos na equação
E=E
total
O −
RT
nF
ln
 [C ]c × [D ]d 
 [A ] a× [B ]b 
[ ](aq) são em M
[ ](g) são em pressões parciais (P)
Sólidos ou líquidos puros não 
aparecem na equação
 
Variação da Energia Livre, Constante de 
Equilíbrio e Potencial da célula
∆G = -nFE F = 96.485 J.V
-1
.mol
-1
 ou F = 96,485 kJ.V
-1
.mol
-1
Espontânea Não-espontânea
∆G
O
 = -nFE
O
∆G
O
 < 0 ∆G
O
 > 0
E
O
 > 0 E
O
 < 0

Quando a reação redox está em equilíbrio, a voltagem da 
célula é igual a 0.

Deduza a nova forma da Equação de Nernst...
 
Eletrólise

Serve para a eletrodeposição de metais

Material receptor é aterrado (cátodo)

Uso de complexantes

Diminui a concentração do íon metálico livre

Diminui a velocidade de deposição do cátion

Serve para a purificação de metais na indústria

Usa-se a constante de Faraday para calcular o 
depósito obtido
 
Potencial do eletrodo
Eletrodo em contato com o eletrólito (solução neutra com cátions do metal)
Reações de oxidação e redução começam.
A concentração local dos cátions na interface eletrodo-eletrólito muda
A carga na interface não é neutra e o eletrodo possui 
um potencial acima do de repouso
Potencial do Eletrodo
 
Potencial do eletrodo

Idealmente

Eletrodos perfeitamente polarizados

Comportamento capacitivo

Sem travessia de cargas

Metais com alto E
ox

Eletrodos perfeitamente não-polarizados

Comportamento resistivo

Corrente flui livremente

Registro de sinais biológicos: outros fatores

Interface Eletrólito-Pele: Membrana semi-permeável a íons
 
Corrosão de metais

Enferrujamento é o nome coloquial. O que acontece é a 
oxidação do ferro.

Corrosão é a oxidação de alto grau, quando há perfurações no 
metal, i.e.,

Há oxidação sem corrosão

A corrosão segue muitas vezes um mecanismo eletroquímico
 
Eletroquímica da corrosão

Em um pedaço de metal podem existir áreas anódicas e 
áreas catódicas

Áreas anódicas = o metal é oxidado

Áreas catódicas = o oxigênio é reduzido

‘circuito condutor externo’ de elétrons = corpo de metal

‘ponte salina’ condutora de íons = solução aquosa ou película 
envoltória
 
Áreas catódicas e anódicas

Surgem por

Presença de impurezas

Peças oxidam onde o cromado acaba

Ferramentas de jardim deixadas no jardim oxidam

Diferença de concentração de oxigênio

Gotas de água e impurezas diminuem o contato do oxigênio
 
FIM DA AULA 2
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