Eletroquimica

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Pilhas comerciais
Pilha seca (pilha de Leclanché)
 
O recipiente é constituído de Zn, atuando como ânodo. 
Há um papelão poroso que separa o zinco dos demais materiais. O eletrodo central é de grafita, e atua como cátodo. Existe uma pasta úmida que fica entre os eletrodos que apresenta ZnCl2 e NH4Cl. 
O cátodo é envolvido por uma camada de MnO2
A voltagem fornecida por essa pilha é 1,5V.
Semi reações:
Zn  Zn2+ + 2e-
2MnO2 + H2O + 2e-  Mn2O3 + 2OH-
NH4+ + OH-  NH3 + H2O
A amônia se acumula ao redor do bastão de grafite, agindo como uma camada isolante, reduzindo a voltagem da pilha.
A pilha cessará quando todo MnO2 for consumido.
*
Pilha alcalina
É um aprimoramento da pilha de leclanché.
É uma pilha seca de Zn e MnO2, a solução eletrolítica é base forte (KOH). (Em leclanché utiliza-se NH4Cl e ZnCl2)
Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que a pilha seca de Leclanché.
- KOH não forma uma camada isolante
-O zinco não fica muito tempo exposto
ao meio ácido (NH4+)
 
*
Pilha de lítio
 
O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO2 ou cloreto de sulfurila (SOCl2).
As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V. 
*
Pilhas recarregáveis
 
As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas utilizadas uma vez e depois são descartadas, estas são chamadas de pilhas primárias. 
Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter a situação.
 
As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser recarregadas e utilizadas novamente, estas são chamadas de pilhas secundárias. 
Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e os materiais de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as reações.
*
Corrosão
	
	É um fenômeno que está associado à ferrugem que é aquela camada de cor marrom-avermelhada que geralmente se forma em superfícies metálicas.
	 A ferrugem nada mais é do que o desgaste sofrido pelas construções que representam os sinais de reações químicas. 
Este fenômeno não ocorre somente com metais mas também com outros materiais dentre eles os polímeros orgânicos, o concreto, eletrodomésticos, grades, instalações industriais, automóveis, etc.
É um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. 
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Formação da Ferrugem
Reação anódica (oxidação): Fe ---> Fe2+ + 2e– (1)
Reação catódica (redução): 2H2O + 2e– ---> H2 + 2OH– (2)
Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica, enquanto os íons OH - direcionam-se para a anódica. 
Em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido ferroso:
Fe2+ + 2OH– ---> Fe (OH)2 (3)
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)
*
Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação:
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)
Caso o teor de oxigênio seja elevado
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 ---> 2Fe(OH)3 (5)
2Fe(OH)3 ---> Fe2O3.H2O + 2H2O (6)
Produto final da corrosão (ferrugem): 
Fe3O4 (coloração preta) 
Fe2O3.H2O (coloração alaranjada ou castanho- avermelhada).
*
*
Ataque do concreto por agente externo
	Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade das estruturas, sendo muito rápida e progressiva. 
Fatores:
mecânicos (vibrações e erosão), 
físicos (variação de temperatura), 
biológicos (bactérias) ou 
químicos (em geral ácidos e sais).
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Como minimizar os efeitos da corrosão?
Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão são a proteção catódica e anódica, os revestimentos e os inibidores de corrosão.
A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura metálica que se deseja proteger em uma pilha artificial, evitando, assim, que a estrutura se deteriore (Dutra e Nunes,1987). 
*
A proteção de uma superfície metálica
	Um procedimento possível para proteger o ferro da corrosão em ambientes nos quais estejam exposto à agua e a O2 é a galvanização.
	Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-lo com zinco metálico (como se fosse uma fina camada de tinta) para evitar sua corrosão. 
O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o ferro.
Zn2+ + 2e-  Zn Eo = -0,76V
Fe2+ + 2e-  Fe Eo = -0,44V
O zinco também atua, com relação ao ferro, como se fosse o ânodo de uma pilha.
*
	Se o ferro galvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e a umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria imediatamente reduzido pelo zinco, impedindo o aparecimento da ferrugem.
Zn(s) + Fe2+(aq)  Fe(s) + Zn2+(aq) 
	Como o Zn tem mais facilidade para se oxidar ( pois tem menor Eored) ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo que o Fe esteja exposto. 
	
*
	Se a película protetora de Zn for danificada e o ferro estiver exposto, o Zn atuará como metal de sacrifício, ou seja, um metal propositadamente colocado em contato com o ferro para que seja oxidado em lugar dele, preservando-o.
*
	O escurecimento de um objeto de prata se deve à formação de uma película de Ag2S, na qual a prata está oxidada (Ag+). A limpeza pode ser reduzindo-se Ag+ a Ago.
4 Ag (s) + 2H2S (g) + O2 (g)  2 Ag2S (s) + 2 H2O (l)
Talher Poluente do ar		 depósito preto
Para limpeza, utiliza-se pastas ou soluções que apresentem alumínio em pó.
Eo red Al3+/Alo  -1,68V
Eo red Ag+/ Ago  +0,80V
*
ELETRÓLISE 
*
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
*
ÂNIONS
GERADOR
CÁTIONS
ELÉTRONS
+
–
+
–
ELÉTRONS
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 
*
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 
*
ÂNIONS
GERADOR
CÁTIONS
ELÉTRONS
+
–
+
–
ELÉTRONS
No pólo negativo (cátodo)
os cátions 
recebem elétrons 
(sofrem redução)
e descarregam.
C x+
+
C
A x –
A
-
x e
No pólo positivo (ânodo)
os ânions
perdem elétrons 
(sofrem oxidação) 
e descarregam.
-
x e
Na eletrólise 
o pólo negativo é o cátodo
e o pólo positivo o ânodo.
*
Eletrólise ígnea do 
CLORETO DE SÓDIO ( NaCl )
Pólo negativo:
Pólo positivo:
2
2
Reação global:
No estado fundido teremos os íons
 sódio (Na+) e cloreto (Cl–)
Na+
+
e
–

Na
Cl
–
–
e
–

Cl2
2
2
2
Na+ + 2 e –

Na
2
2
Cl –
–
e
–

Cl2
2
2
2 NaCl

Na
2
+
Cl2
*
01) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre:
	 deposição de metais.
	 uma semi-reação de redução.
	 produção de corrente elétrica.
	 desprendimento de hidrogênio.
	 corrosão química.
C
x +
+
C
-
x e
*
1.unknown
02) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio
 metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:
	 sódio recebe dois elétrons.
	 cloreto recebe um elétron.
	 sódio recebe um elétron.
	 cloreto perde dois elétrons.
	 sódio perde um elétron.
Pólo positivo:
Cl –
–
e
–

Cl2
2
2
Pólo negativo:
Na+
+
e
–

Na
2
2
2
Na
+
Cl
–
*
03) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea
 da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa:
	 O íon alumínio sofre redução.
	 O gás oxigênio é liberado no ânodo.
	 O alumínio é produzido no cátodo.
	 O metal alumínio é agente oxidante.
	 O íon O2- sofre oxidação.
Al
+3
O
–2
3
2
Pólo negativo:
Al+3
+
e –

Al
Pólo positivo:
O – 2
–
e
–

3/2 O2
3
6
2
6
2
*
2.unknown
Na eletrólise aquosa teremos a presença de
 “ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “ 
Neste caso teremos que observar a
 “ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ” 
*
Facilidade de descarga em eletrólise aquosa
*
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: 
-
*
o Cl – tem prioridade diante do OH –
o H+ tem prioridade diante do Na+
2 H+ + 2 e –  H2
Eletrólise aquosa do NaCl
ionização da água :
H2O  H+ + OH – 
dissociação do NaCl :
NaCl  Na+ + Cl – 
No ânodo (pólo positivo)
–
2 Cl – 2 e  Cl2
No cátodo (pólo negativo)
*
–
–
2 Cl – 2 e  Cl2
ÂNODO :
CÁTODO :
2 H + 2 e  H2
+
–
ficam na solução os íons Na+ e OH – tornando a mesma básica 
devido á formação do NaOH 
*
GERADOR
ELÉTRONS
+
–
+
–
ELÉTRONS
CÁTODO
OH
– 
Cl
Na
+
– 
Cl
Na
OH
+
– 
– 
Cl
2
2 H
+
H
+ 
H
+ 
ÂNODO
ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl
Cl
–
–
e
–

Cl
2
2
2
2 H
+
e
–
2

H
2
+
A solução final 
apresenta
 caráter básico, 
devido à formação do
 NaOH 
*
Eletrólise aquosa do CuSO4
Ionização da água
H2O H + OH 
+
–
Dissociação do CuSO4
CuSO4 Cu + SO4 
2+
2 –
2 OH – 2 e H2O + 1/2 O2
–
-
+
Cu + 2 e Cu
-
2+
+
2 –
No ânodo (pólo positivo) a oxidrila tem prioridade diante do sulfato 
No cátodo (pólo negativo) o íon cúprico tem prioridade diante do H 
Ficam na solução os íons H e SO4 tornando a mesma ácida devido á 
formação do H2SO4 
*
01) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma
 solução aquosa de iodeto de potássio pode-se verificar que:
	 ocorre migração de K+ para o ânodo e I – para o cátodo.
	 ocorre migração do H+ para o cátodo e I – para o ânodo.
	 a solução torna-se ácida devido à formação de HI.
	 a solução permanece neutra devido à formação de H2 e I2.
	 há formação de I2 no cátodo.
ionização da água :
H2O  H + OH 
dissociação do KI :
+
–
KI  K + I 
+
–
2 H
+
e
–
2

H2
+
Pólo negativo:
(cátodo)
I
–
–
e
–

I2
2
2
Pólo positivo:
(ânodo)
Ficam na
solução
K 
+
OH 
–
*
02) Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido
 sulfúrico:
	 Quais são os gases produzidos? 
b) O que ocorre com a concentração da solução? 
c) Escreva a equação global. 
Ionização da água:
H2O H + OH 
+
–
Ionização do ácido sulfúrico:
H2SO4 2 H + SO4 
+
–2
Pólo negativo:
(cátodo)
2 H + 2 e  H2
+
–
Pólo positivo:
(ânodo)
–
–
2 OH – 2 e  1/2 O2 + H2O 
A solução vai ficando CONCENTRADA em H2SO4
2 H + 2 OH  H2 + ½ O2 + H2O
+
–
*
++--GERADOR ânodo cátodo cátions ânions elétrons elétrons