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ELETROQUÍMICA UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA DEPARATAMENTO DE QUÍMICA Reações de oxirredução )()()(2)( 2 2 gHaqZnaqHSZn A eletroquímica e a parte da química que aborda os fenômenos relacionados a movimentação de elétrons em fenômenos químicos, gerando eletricidade, ou possibilitando a realização de reações não espontâneas. 0 1+ 2+ 0 A eletroquímica utiliza reações espontâneas para produzir eletricidade e também, usa a eletricidade para forçar reações químicas não espontâneas a ocorrerem. Na eletroquímica, elementos se oxidam (perdem elétrons) enquanto outros se reduzem (recebem elétrons), de maneira que representaremos tais fenômenos através de equações denominadas de equações eletroquímicas, seja de oxidação, de redução, ou se agrupadas numa só, de oxirreducao. Reações de oxirredução Apesar de a oxidação e a redução terem de ocorrer simultaneamente, em geral é conveniente considerá-las processos separados. Por exemplo, a oxidação de Sn+2 por Fe3+ )(2)()(2)( 2432 gFeaqSnaqFeaqSn Pode ser considerada como consistindo em dois pprocessos: (1) a oxidação de Sn2+ e (2) a redução de Fe3+. eaqSnaqSnOxidação 2)()(: 42 )(22)(2:Re 23 gFeeaqFedução Nomenclatura Eletroquímica A seguir está descrita a nomenclatura hoje utilizada no estudo da eletroquímica a) ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica. b) ÂNODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula ENTRA na solução. c) CÁTODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula DEIXA a solução. d) ELETRÓLITOS: São assim chamadas todas as soluções que CONDUZEM a corrente elétrica. e) ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se movimentam na solução. f) CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito. CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS Pilhas são dispositivos eletroquímicos que transformam reações químicas em energia elétrica. Cada substância possui uma maior ou menor tendência de perder elétrons; tendência esta chamada de "Potencial de Oxidação". Deste modo, uma substância X que tenha um potencial de oxidação maior que uma substância Y, irá perder seus elétrons gradativamente para esta substância se estiverem as duas juntas. CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS Este físico italiano, foi um dos precursores dos estudos de fenômenos elétricos e conseguiu gerar eletricidade por meio de reações químicas. CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS Volta construiu um estranho aparelho com moedas de cobre, discos de zinco e discos de feltro banhados com uma solução ácida, que servia para produzir com continuidade um movimento de cargas elétricas através de um condutor. Esse aparelho era chamado pilha porque as moedas de cobre, os discos de feltro e os discos de zinco eram empilhados uns sobre os outros. CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS I O químico inglês John Frederic Daniell construiu uma pilha diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Volta - que produziam gases tóxicos – por soluções de sais tornando as experiências com pilhas menos arriscadas. PILHA DE DANIELL Observe as situações: II CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL A reação eletroquímica ocorre se o elétron é transferido de um orbital de alta energia para outro vazio de energia menor, similarmente ao descrito para a espontaneidade de processos envolvendo a energia livre de Gibbs. CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS Nesse processo ocorrem duas semi-reações: PILHA DE DANIELL CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS Determinação experimental da diferença de potencial. PILHA DE DANIELL CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL Esquema : CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL Ponte salina A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos eletricamente neutros através da migração de íons (corrente iônica). CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL No eletrodo de Cu ocorre a seguinte reação: Reação Global: No eletrodo de Zn ocorre a seguinte reação: CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS – PILHAS PILHA DE DANIELL ”Resuminho”: Força eletromotriz das pilhas (Fem) A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica fornece a força diretora que” empurra” os elétrons por um circuito externo. Conseqüentemente , chamamos essa diferença de potencial de força eletromotriz ou fem. A fem de uma pilha, denominada Ecel, é também chamada potencial da célula. A unidade é volts. VESCuaqZnaqCusZn ocel 10,1)()()()( 22 O eletrodo –padrão de hidrogênio (EPH) é usado como eletrodo de referencia. VEatmgHeLmolaqH ocel 0)1,(2)/1(2 2 Potencial de redução Efeito da concentração na fem da pilha A dependência da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da dependência da variação da energia livre com a concentração Equação de Nerst Q n EE o log 0592,0 Exemplo: Determine o potencial padrão de uma pilha da equação descrita abaixo , onde a concentração de Zn2+ e igual a 0,050mol/L e a concentração de Cu+2 e igual a 5,0mol/L. (dados (Eo = 1,10V) ELETRÓLISE O sódio atômico, sódio metálico, (Na) não e encontrado na natureza. Como vimos, ele e bastante reativo, apresenta potencial padrão de redução igual a –2,71V e portanto, oxida-se espontânea e facilmente, sendo encontrado na forma de cátion sódio (Na+). Exemplo: ELETRÓLISE Semi-reações da eletrólise ígnea do NaCl: Eletrólise Ígnea ELETRÓLISE Eletrólise em Soluções Aquosas VEsNaeaqNa ored 71,2)()( Reações de redução que podem acontecer VEaqOHgHelOH ored 83,0)(2)(2)( 22 Reações de oxidação que podem acontecer VEegClaqCl ored 36,12)()(2 2 VEeaqHgOlOH ored 26,14)(4)()( 22 Em resumo )(2)(2)(: 22 aqOHgHelOHCátodo egClaqClAnodo 2)()(2: 2 ELETRÓLISE Aspectos quantitativos da eletrólise Cex Cxe 965001002,6 106,11 23 19 Estequiometria da Eletrólise tiQ . Cada elétron que atravessa o circuito transporta uma carga de 1,6·10–19 C. Se x elétrons atravessam o circuito, eles transportarão uma carga de x·1,6·10–19 C. Assim, para um mol de elétrons, teremos: Onde Q = é a carga em Coulombs (C) i = é a corrente em (A) t = é o tempo em (s) edemolCF /965001 ELETRÓLISE Aspectos quantitativos da eletrólise Estequiometria da Eletrólise Corrente (ampères) E tempo Quantidade de carga (coulombs) Quantidade de matéria de elétrons (faradays) Quantidade de matéria de substancia oxidada ou reduzida Gramas de substância oxidada ou reduzida EXERCÍCIOS Exemplo 01: Balanceie as equações e determine em cada reação qual é o agente redutor e qual é o agente oxidante: CO + Fe C + OFe 32 OH + SO + CO SOH + C 22242 OH SOK )(SOFe MnSO SOH FeSO KMnO4 2423424 42 4 32 23 KNO + PbI )Pb(NO + KI OH + CO + OK + OCr OHC + OCrK 22232 6126722 FIM "A sabedoria não nos é dada. É preciso descobri-la por nós mesmos, depois de uma viagem que ninguém nos pode poupar ou fazer por nós". Marcel Proust (1871-1922) - Escritor francês UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA DEPARATAMENTO DE QUÍMICA PILHA DE LECLANCHÉ O MnO2 triturado e mesclado com o carvão, constitui em conjunto com a barra de grafite o eletrodo positivo e a pasta de NH4Cl mais o eletrodo de Zn constituem o eletrodo negativo. PILHA DE LECLANCHÉ PILHA DE LECLANCHÉ
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