ELETROQUÍMICA e ELETROLISE

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ELETROQUÍMICA
2º SÉRIE ensino médio
TODOS OS DIREITOS RESERVADOS
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CÉLULA ELETROQUÍMICA
O ramo da Química que estuda as reações que produzem corrente elétrica
ou que são produzidas pela eletricidade é conhecido como Eletroquímica.
Pilhas e baterias são dispositivos que produzem energia elétrica por meio
de uma reação espontânea de oxirredução.
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PILHA DE DANIELL
Esta pilha baseia-se na seguinte reação:
ou, na forma iônica
Zn + CuCuSO4 + ZnSO4
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
**
ELÉTRONS
DANIELL percebeu que estes elétrons poderiam ser
transferidos do Zn para os íons Cu2+
por um fio condutor externo e que este movimento
produzia uma CORRENTE ELÉTRICA
Imagem : Mbarousse/Public Domain
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Zn
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Cu
Cu2+ Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Voltímetro
ELÉTRONS ELÉTRONS
PONTE SALINA
CÁTIONSÂNIONS
Funcionamento:
� O eletrodo de ZINCO sofre corrosão� A solução de sulfato de zinco fica mais concentrada� O eletrodo de COBRE tem sua massa aumentada� A solução de sulfato de cobre fica mais diluída
–
� O eletrodo aonde chega os elétrons é o POLO POSITIVO DA PILHA
+
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Logo:
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POTENCIAL DO ELETRODO
• Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo
• Símbolo = E0
• Unidade = volt (V)
Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui
de sofrer oxi-redução nas condições padrão
Condição Padrão
• Concentração da solução: 1 mol/L;
• Pressão: 1 atm
• Temperatura: 25o.C
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RESERVADOS
CÁLCULO DO ΔE DA PILHA
ΔE = E0 redução - E
0 redução
 maior menor
ΔE = E0 oxidação - E
0 oxidação
 maior menor
ou
Para a pilha de Daniell os potenciais são:
Zn2 e 
–
+Zn
2+
CuCu
2+
+ 2 e 
–
E° = – 0,76 Vre
d
E° = + 0,34 Vre
d
Como o cobre tem um maior potencial normal de redução
ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução,
e o zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação
Cu Cu
2+
+ 2 e 
–
E° = + 0,34 Vre
d
Zn 2 e
 –
+Zn
2+
E° = + 0,76 Vox
i
Zn + Cu
2+
 Zn
2+ 
+ Cu ΔE = + 1,10 V
TODOS OS DIREITOS RESERVADOS
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Quanto
menor o
potencial de
redução
(mais
negativo),
maior a
capacidade
de sofrer
OXIDAÇÃO
Quanto
maior o
potencial de
redução
(mais
positivo),
maior a
capacidade
de sofrer
REDUÇÃO
Aumenta o
caráter
OXIDANTE
Aumenta o
caráter
REDUTOR
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Quanto maior for a diferença de potencial entre os eletrodos, maior
será a tendência de ocorrer, espontaneamente, a reação de
oxirredução.
EXEMPLO
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Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique:
O metal M, que combinado com o eletrodo de
alumínio funcione como ânodo da pilha.
RESOLUÇÃO:
• O Potencial de redução do alumínio é
= -1,66 V;
• O metal M para atuar como ânodo deverá
sofrer OXIDAÇÃO e deverá, portanto
possuir MENOR potencial de REDUÇÃO
que o Alumínio.
• O único metal com potencial de redução
menor que o Alumínio é o MAGNÉSIO =
-2,36 V
EXEMPLO: Considere a notação oficial da pilha e responda as questões:
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni
a) O pólo negativo da pilha.
b) O cátodo da pilha.
c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha.
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e- → Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e- → Ni E0 = -0,24 V
Menor potencial de redução (sofre oxidação)
Maior potencial de redução (sofre redução)
Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr
Eletrodo onde ocorre redução - Ni
 2Cr → 2Cr3+ + 6e-
(x2)
semi-reação de oxidação
semi-reação de redução 3Ni2+ + 6e- → 3Ni (x3)
REAÇÃO GLOBAL: 2 Cr + 3Ni2+ → 2 Cr3+ + 3Ni
Z
n
A
g
Zn2+
Ag+
Zn2+
Ag+
Zn2+
Ag+
Zn2+
Ag+
 As seguintes semicelas são usadas para montar uma pilha:
Considerando os potenciais de semicela:
Zn 2+ (aq) + 2 e 
– Zn (s) E = – 0,76 V
Ag + (aq) + 1 e 
– Ag (s) E = + 0,80 V
I) Calcule o valor do ∆E0 para essa pilha
Zn (s) Zn 
2+ 
(aq) + 2 e 
– E = + 0,76 V
Ag + (aq) + 1 e 
– Ag (s) E = + 0,80 V
Zn (s) Zn 
2+ 
(aq) + 2 e 
– E = + 0,76 V
2 Ag + (aq) + 2 e 
– 2 Ag (s) E = + 0,80 V
Zn (s) + 2 Ag 
+ (aq) Zn 
2+ 
(aq) + 2 Ag (s) ∆E = + 1,56 V
EXEMPLO
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CLASSIFICAÇÃO DE CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
Corrosão e proteção catódica
• Corrosão: destruição ou deterioração de materiais em decorrência da ação
química ou eletroquímica. Provoca alterações estéticas, interfere na resistência
mecânica e na vida útil do material.
• Proteção catódica: método que requer a utilização de um metal de sacrifício
para proteger o material metálico e impedir sua corrosão.
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Pode-se dizer que
ELETRÓLISE
é o fenômeno de decomposição de uma substância
pela ação de uma
 CORRENTE ELÉTRICA
A eletrólise ocorre com soluções onde existam
íons ou
com substâncias iônicas fundidas
ELETRÓLISE
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Uma fonte de energia faz passar
uma corrente elétrica pelo
recipiente contendo a solução, ou
a substância fundida, provocando
a reação química e liberando as
espécies finais nos eletrodos
ÂNIONS
GERADOR
CÁTIONS
E
L
É
T
R
O
N
S
+ –
+ – ELÉ
T
R
O
N
S
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Podemos dividir a eletrólise em
 ÍGNEA e AQUOSA
ELETRÓLISE ÍGNEA
 Ocorre com a substância iônica na fase líquida
(fundida)
ELETRÓLISE AQUOSA
Ocorre quando o eletrólito
se encontra dissolvido na ÁGUA
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ELETRÓLISE ÍGNEA do
CLORETO DE SÓDIO ( NaCl )
No estado fundido teremos os íons
 sódio (Na
+
) e cloreto (Cl
–
)
Pólo negativo: Na
+
+ e – Na
Pólo positivo:
C
l
–
– e – Cl22 2
2 2 2
Reação global:
Na
+
 + 2 e 
–
Na2 2
Cl 
– – e – Cl22 2
2 NaCl Na2 + Cl2
 A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio
 metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:
a) sódio recebe dois elétrons.
b) cloreto recebe um elétron.
c) sódio recebe um elétron.
d) cloreto perde dois elétrons.
e) sódio perde um elétron.
Pólo positivo: Cl – – e – Cl22 2
Pólo negativo: Na+ + e – Na2 2 2
Na + Cl –
EXEMPLO
TODOS OS DIREITOS RESERVADOS
Na ELETRÓLISE AQUOSA teremos a presença de
 “ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “
Neste caso teremos que observar a
 “ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ”
PÓLO POSITIVO
A oxidrila descarrega antes que os ânions
oxigenados e fluoreto
ÂNIONS
NÃO-OXIGENADOS > OH –
ÂNIONS OXIGENADOS
 o F –>
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PÓLO NEGATIVO
O íon H
+
 descarrega antes dos cátions
dos alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio
DEMAIS
CÁTIONS > H
+
CÁTIONS DOS ALCALINOS (1A),
 ALCALINOS TERROSOS (2A) e Al3+>
Na descarga do H ocorre a seguinte reação:
+
2 OH – – 2 e – H2O + 1/2 O2-
2 H + 2 e
H2
-+
Na descarga do OH ocorre a seguinte
reação:
-
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Eletrólise aquosa do NaCl
ionização da água : H2O H
+
 + OH 
–
dissociação do NaCl : NaCl Na
+
 + Cl 
–
o Cl 
–
 tem prioridade diante do OH 
–
No ânodo (pólo positivo)
–2 Cl 
–
 2 e Cl2
o H
+
 tem prioridade diante do Na
+
No cátodo (pólo negativo)
2 H
+
 + 2 e 
–
 H2
TODOS OS DIREITOS RESERVADOS
– –2 Cl – 2 e Cl2ÂNODO :
CÁTODO : 2 H + 2 e H2+ –
ficam na solução os íons Na
+
 e OH 
–
 tornando
a mesma básica
devido á formação do NaOH
A reação global que ocorre nesta
eletrólise aquosa é:
TODOS OS DIREITOS RESERVADOS
GERADOR
E
L
É
T
R
O
N
S
+ –
+ –
E
L
É
T
R
O
N
S
CÁTODO
O
H
–
Cl
Na
+
– Cl
Na
O
H
+
–
–
C
l
2
2 H +
H
+ H +
ÂNOD
O
ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl
C
l
– – e –
C
l 2
2 2
2 H + e –2 H
2
+
A soluçãofinal
apresenta
 caráter básico,
devido à formação do
 NaOH
 Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma
 solução aquosa de iodeto de potássio pode-se verificar que:
a) ocorre migração de K+ para o ânodo e I – para o cátodo.
b) ocorre migração do H+ para o cátodo e I – para o ânodo.
c) a solução torna-se ácida devido à formação de HI.
d) a solução permanece neutra devido à formação de H2 e I2.
e) há formação de I2 no cátodo.
ionização da água : H2O H + OH
dissociação do KI :
+ –
KI K + I
+ –
2 H
+
e –2 H
2
+
Pólo negativo:
(cátodo)
I
– – e –
I
2
2 2
Pólo positivo:
(ânodo)
Ficam na
solução
K+
OH–
EXEMPLO
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ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES ELETROQUÍMICAS
1 MOL DE ELÉTRONS
ou
 6,02 x 10
ELÉTRONS
TRANSPORTA
 1 FARADAY
ou
96500 C2
3
Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada
durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1
ampère (A).
 Qual a massa de prata depositada no cátodo ?
Dado: Ag = 108 g / mol
Ag + 1 e Ag+ -
Pela cuba eletrolítica passa: Q = 1 x 965 = 965 C
 1 mol
ou
96500 C
 1 mol
ou
108 g
96500 C 108
g965 C m
g
96500
108965
m =
x
m = 1,08 g
EXEMPLO
 Uma carga elétrica de 9650 C eletrolisa uma solução
 contendo íons de cobre II. Qual a massa depositada no
 eletrodo ?
Dado: Cu = 63,5 g / mol
Cu + 2 e Cu+
2
-
 2 mol
ou
2 x 96500 C
 1 mol
ou
63,5 g
2 x 96500 C 63,5 g
9650 C m g
2 x 96500
63,5 x 9650
m = m = 3,16 g
EXEMPLO