Eletroquímica

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Eletroquímica 
ÁTOMOS 
! Átomo de Rutherford: pequeno núcleo com a maior parte da 
massa (prótons positivos + nêutrons) e uma eletrosfera negativa 
! Átomos são neutros por definição: quantidades iguais de cargas 
negativas (elétrons) e positivas (prótons) 
" Carga elétrica elementar (e): ±1,6 x 10-19 C 
! Íons: espécie química eletricamente carregada 
" Cátions (+): átomo que perdeu elétrons 
" Ânions (-) átomo que ganhou elétrons 
 
CONCEITOS DA FÍSICA 
! Condutores: presença de uma nuvem eletrônica, composta por, 
praticamente, elétrons livres; ex. metais 
! Quantização das cargas elétricas: 
#$%$&$'$($
! Corrente elétrica: 
" Sentido real: sentido de deslocamento dos elétrons 
" Sentido convencional: sai do polo positivo ao negativo 
 
OXIRREDUCÃO 
! Oxidação: perde de elétrons = Nox aumenta (A ! A+ + e-) 
" Agente redutor: espécie que contem o elemento que oxida 
! Redução: ganha elétrons = Nox reduz (C+ + e- ! C) 
" Agente oxidante: espécie que contem o elemento que reduz 
‣ Exemplo: 2Fe + O2 ! 2FeO 
)Agente redutor: Fe = sofre oxidação = perde elétrons 
)Agente oxidante: O = sofre redução = ganha elétrons 
 
! Potencial de redução: tendencia de uma espécie sofrer redução 
" *E°red *Sofre redução *Caráter oxidante 
! Potencial de oxidação: tendencia da espécie sofrer oxidação 
" *E°oxi *Sofre oxidante *Caráter redutor 
+,!"#$%$-$+,%&'$
. Metal de sacrifício: protegem outro metal = *E°oxi /E°red 
! Diferença de potencial (ddp): 
0+$%$+,!"#$(!"#)*+$-$+,!"#$(%&'#,+$
" ΔE < 0 = reação não espontânea 
" ΔE > 0 = reação espontânea 
" ΔE = 0 = equilíbrio químico 
)Semirreação de oxidação: Zn ! Zn+2 + 2e- 
)Semirreação de redução: Cu+2 + 2e- ! Cu 
)Reação global: Cu+2 + Zn ! Cu + Zn+2 
Pilhas ou células galvânicas 
! Reação de oxirredução espontânea em que energia química se 
transforma em energia elétrica 
 
ELETRODOS 
! Pilha = dois eletrodos (um cátodo e um anodo) + um eletrólito 
 
! Ânodo (-): eletrodo onde ocorre oxidação (*E°oxi /E°red) 
" A: solução com 1mol/L de A+ 
" Corrosão: eletrodo perde massa (A ! e- + A+) 
" Aumento do cátion na solução (A+) 
 
! Cátodo (+): eletrodo onde ocorre redução (/E°oxi *E°red) 
" B: solução com 1mol/L de B+ 
" Depósito: eletrodo ganha massa (B+ + e- ! B) 
" Diminuição do cátion na solução (B+) 
 
. Ponte de salina: equilíbrio dos íons (corrente de íons) 
\ Diferente de condutor (existe uma corrente de elétrons) 
)Representação: A⎮A+⎮⎮ B+⎮B 
 
0+$(-'./,+$%$+,!"#$(0,'%!+$-$+,!"#$(0"1%!+$
 
BATERIAS 
! Associação de no mínimo duas pilhas ligadas entre si 
! Bateria de pilhas ligadas em serie: 
" O valor do ddp obtido será maior que o da pilha unitária 
)Quatro pilhas de 1,5V associadas = ddp final será de 6,0V 
 
1122'1,.$%$1123$3$1124$3$1125$3$1126$3$444$3$1121$
! Bateria de pilhas ligadas em paralelo: 
" O valor do ddp permanece constante 
" A corrente elétrica é maior 
)Quatro pilhas ligadas: a corrente é 4x maior em relação a pilha 
 
57,8"!',$%$&45-'./,$
1$9$1:0"!%$#"$-'./,;$,;;%<',#,;$
PILHA DE DANELL 
! Composta por eletrodos de cobre e zinco 
 
" Cobre: possui *E°red = reduz = cátodo (+) 
" Zinco: possui /E°red = oxida = anodo (+) 
" ΔE = +0,34V - (-0,76V) = +1,1V 
 
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'
PILHA SECA ÁCIDA OU PILHA DE LECLANCHÉ 
! Pilha de zinco⎮dióxido de manganês 
! Eletrólito: com substâncias de caráter ácido (NH4Cl e ZnCl2) 
 
! Reação de prateleira: estufam e estouram após guardadas por 
muito tempo 
 
! Reação no anodo: 
 
! Reação no cátodo: 
 
! Reação global: 
 
 
PILHA SECA ALCALINA 
! Eletrólito: com substâncias de caráter básico (KOH e ZnO) 
" Torna a pilha alcalina 5x mais duradoura do que a acida 
 
! Reação no anodo: 
 
! Reação no cátodo: 
 
! Reação global: 
 
 
 
 
CÉLULA COMBUSTÍVEL 
! Não tem a energia química armazenada e os reagentes são 
continuamente injetados 
\ Pilhas possuem os reagentes armazenados no interior 
 
! Reação no anodo: 
H2(g) + 2 OH-(aq) ! 2 H2O(l) + 2 e- 
! Reação no cátodo: 
½ O2(g) + 1 H2O(l) + 2 e- ! 2 OH-(aq) 
! Reação global: 
2 H2(g) + O2(g) ! 2H2O(l) 
 
!"#$%&'&/04,5*("%&'+(/0%((/1%2/"&3'
! Uma reação química produz uma corrente elétrica e a corrente 
elétrica, forca uma reação química a acontecer 
 
BATERIAS DE CHUMBO/ÁCIDO 
! A bateria dos automóveis 
! Ambos os eletrodos possuem o chumbo 
 
! Anodo: oxidação do chumbo metálico em cátion chumbo II 
 
! Cátodo: o Nox do cátion chumbo vai se +4 para +2 
 
! Reacao global: 
 
 
. À medida que a bateria é descarregada, o acido sulfúrico é 
consumido e água e produzida, diminuindo a densidade do eletrólito 
 
BATERIAS DE LÍTIO 
. Processo de descarga: o sistema eletroquímico opera com o lítio 
em seu estado oxidado (na forma de íons Li+) 
 
! Anodo: compostos de estrutura aberta, que permitem a entrada 
e saída de Li+ 
 
" Grafite (material mais usado): a liberação de elétrons ocorre 
devido a oxidação do carbono 
)A chapa de metal de Cu conduz a corrente elétrica 
 
 
! Cátodo: alumínio metálico para coletar a corrente elétrica + 
oxido de estrutura lamelar para reter os íons lítio 
 
! Reacao global: 
 
 
. Processo de recarga: o fluxo de corrente elétrica possui sentido 
inverso ao do processo de descarga = os polos se invertem 
 
 
)Anodo: 
)Cátodo: 
 
Eletrólise 
! Reação de oxirredução não espontânea em que energia elétrica 
se transforma em energia química 
 
DESCARGA DE ÍONS 
! A energia elétrica força a descarga do cátion e do ânion para 
que ambos acumulem energia química 
" Cátion recebe elétrons 
" Ânion perde elétrons 
 
. O gerador é uma corrente continua 
 
MEIO REACIONAL 
! Possui íons livres 
" Fusão de substancias iônicas 
ou 
" Dissociação/ionização de substancias em meio aquoso 
 
ELETRODOS 
! Eletrodos inertes: não participam das reações químicas 
! Eletrodos ativos: participam das reações químicas envolvidas 
 
! O cátion vai para o polo negativo e o ânion para o polo positivo 
" Cátodo (-): cátion recebe elétrons (redução) = onde chegam os 
elétrons = onde os cátions se descarregam 
" Anodo (+): ânion perde elétrons (oxidação) = de onde saem os 
elétrons = onde os ânions se descarregam 
 
ELETRÓLISE ÍGNEA 
! Feita com substancias iônicas fundias (na fase solida) 
\ Há ausência de água 
 
! Cuba ou célula eletrolítica: recipiente capaz de suportar 
temperatura elevada (sais possuem temperatura de fusão elevada) 
 
! O metal sofre redução e fica na sua forma metálica (Nox = 0) 
! O ametal sofre oxidação e fica na forma diatômica (Nox = 0) 
 
" Fusão do composto: NaCl(s) ! Na+(l) + Cl-(l) 
" Cátodo: Na+(l) + e- ! Na(l) 
" Anodo: 2Cl-(l) ! 2e- + Cl2(g) 
" Global: 2NaCl(s) ! Na(l) + Cl2(g) 
 
ELETRÓLISE AQUOSA 
! Feita com ácidos, bases ou sais dissolvidos em meio aquoso 
 
! Ordem de descarga de cátions e ânions: quanto maior a 
reatividade, menor a facilidade de descarregar 
" Anodo: quanto maior a eletronegatividade, menor a facilidade de 
descarregar 
 
 
 
" Cátodo: quanto maior a reatividade do metal, menor será sua 
capacidade de aceitar elétrons; ordem decrescente de descarga 
 
. Reacao importante: 2OH- ! 2e- + H2O + ½O2 
 
" Dissolução do composto: NaCl(s) ! Na+(l) + Cl-(l) 
" Ionização da agua: 2H2O(l) ! 2H+(aq) + 2OH-(aq) 
" Cátodo: 2H+(aq) + 2e- ! H2(g) 
" Anodo: 2Cl-(l) ! 2e- + Cl2(g) 
" Global: 2NaCl(s) + 2H2O(l) ! 2Na+(l) + 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g) 
 
ELETRÓLISE QUANTITATIVA 
! Lei de Faraday: a massa de uma substancia formada ou 
transformada por eletrólise é diretamente proporcional a 
quantidade de carga elétrica que atravessa o sistema de um 
eletrodo a outro 
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! Eletrólise em serie: a carga que passa na cuba A é a mesma 
que passa na cuba B 
 
 
ELETRODEPOSICAO OU GALVANOPLASTIA 
! Revestimento de um metal usando outro através da eletrolise 
! A peça a ser revestida fica no cátodo (eletrodo negativo)PURIFICACAO 
! Os eletrodos são ativos (participam da reação de oxirredução) 
! Material com impurezas fica no anodo (eletrodo positivo) 
! Passagem do metal do eletrodo impuro (sofre oxidação) para o 
eletrodo puro (sofre redução)