Eletroquímica: Relação entre Química e Eletricidade

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Química
Prof.ª.: Diana Furtado
Eletroquímica
	 
		Eletroquímica é a ciência que trata das relações entre química e eletricidade, descrevendo os fenômenos que ocorrem na interface de um condutor eletrônico, o eletrodo, com um condutor iônico, o eletrólito.
	
ELETROQUÍMICA
IMPORTÂNCIA!
Mostrar como se pode obter energia elétrica a partir das reações químicas
 Pilha (célula galvânica): processo no qual uma reação espontânea de oxi – redução produz corrente elétrica.
 Eletrólise: processo não-espontâneo no qual uma corrente elétrica produz uma reação de oxi – redução.
ELETROQUÍMICA
Nomenclatura Eletroquímica 
A seguir está descrita a nomenclatura hoje utilizada no estudo da eletroquímica:
ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.
ÂNODOS: : Eletrodo cujos átomos perdem elétrons para o circuito externo, tornando-se íons + e oxidando;
CÁTODOS: : Eletrodo que recebe os íons do circuito externo, e reduz-se.
d) ELETRÓLITOS: solução capaz de conduzir corrente elétrica pelo movimento de íons positivos ou negativos:
Ânions : íons negativos
Cátions : íons positivos
Eletroquímica- Pilhas
Célula Eletroquímica - Pilha
 
 
No eletrodo de Zn ocorre a seguinte reação:
No eletrodo de Cu ocorre a seguinte reação:
Reação Global:
ELETROQUÍMICA
Aumenta o potencial de receber elétrons
Aumenta o potencial de doar elétrons
 
Entendendo . . .
Quanto maior for a medida do potencial de oxidação, maior é a tendência do metal ceder elétrons
Quanto maior for a medida do potencial de redução, maior é a tendência do metal ganhar elétrons
		Toda pilha possui um potencial, ou seja, produz uma voltagem, sendo este potencial medido na pilha. 
	O potencial da pilha pode ser dado, de uma maneira simplificada por:
 E = E redução maior – Eredução menor 
 sendo Emaior e Emenor, os potenciais padrões de redução de cada semi-equação.
	Potencial padrão é medido em relação ao hidrogênio, que teve por convenção, a denominação de potencial padrão de Hidrogênio, que vale 0V.
		É a partir do potencial de uma pilha, que se sabe se a reação ocorre ou não. 
Potencial padrão
Espontaneidade de reações
Generalizando a equação de potenciais-padrões de redução para qualquer reação redox, temos:
Um valor positivo para E° indica um processo espontâneo.
Um valor negativo para E° indica um processo não espontâneo.
 
Exercitando . . .
Sejam as seguintes semi-reações e os seus potenciais padrão de redução, determine a “ d.d.p “ da pilha formada:
Sn+2 + 2e- Sno Eo = - 0,14V
 Ag+1 +1e- Ago Eo = + 0,80V
(a) + 0,54 V.
(b) + 0,66 V.
(c) + 1,46 V.
(d) + 0,94 V.
(e) + 1,74 V.
Baterias ou pilhas
Bateria ou pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou mais células voltaicas.
Pilhas primárias são aquelas que não podem ser recarregadas.
Pilhas secundárias podem ser recarregadas a partir de uma fonte de energia externa. 
Bateria de chumbo e ácido.
Uma bateria automotiva consiste em seis células voltaicas em série, cada uma produzindo 2 V.
cátodo: PbO2 e ânodo: Pb.
 PbO2(s) + HSO4ˉ (aq) + 3 H+(aq) + 2 eˉ  PbSO4(s) + 2 H2O(l)
 Pb(s) + HSO4ˉ (aq)  PbSO4(s) + H+(aq) + 2 eˉ
 PbO2(s) + Pb(s) + 2 HSO4ˉ(aq) + 2 H+(aq)  2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) 
Pilhas alcalinas
Pilha não recarregável mais utilizada.
O ânodo contém Zn metálico em pó imobilizado em um gel em contato com uma solução concentrada de KOH (daí o nome alcalina).
O cátodo é uma mistura de MnO2(s) e grafite, separados do ânodo por um tecido poroso.
A fem de uma pilha alcalina é 1,55 V à temperatura ambiente. 
Baterias de níquel-cádmio
O intenso crescimento de dispositivos eletrônicos portáteis que demandam altas energias, tem aumentado a demanda por baterias leves e rapidamente recarregáveis.
O cádmio metálico é oxidado no ânodo.
O oxihidróxido de níquel [NiO(OH)(s)] é reduzido no cátodo.
Desvantagens: Cd é um metal tóxico pesado.
Baterias de níquel-hidreto metálico
Alguns dos problemas das baterias de níquel-cádmio têm sido aliviados pelo desenvolvimento de baterias de níquel-hidreto metálico.
A reação no cátodo é a mesma das de níquel-cádmio.
O ânodo consiste em uma liga metálica, como ZrNi2, que tem a habilidade de absorver átomos de hidrogênio. Durante a oxidação, os átomos de hidrogênio perdem elétrons, e os íons H+ reagem com OHˉ para formar H2O. 
ELETROQUÍMICA
Eletrólise
A eletrólise é um processo não espontâneo de descarga de íons, baseado na conversão de energia elétrica em energia química. 
Por ser um processo não espontâneo a eletrólise só ocorre com o auxílio de um circuito elétrico composto de um gerador, que fornece energia, e de uma cuba eletrolítica onde deve haver eletrólitos. Esses eletrólitos vão para eletrodos de sinal contrário, perdendo ou ganhando elétrons.
ELETROQUÍMICA
Como Funciona a Eletrólise
                                                                     
Semi – reação anódica: B- => B0 + e-
Semi – reação catódica: A+ + e- => A0
Reação Global: B- + A+ => B0 + A0
ELETROQUÍMICA
Eletrólise
As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.
Tipos de eletrólise
Eletrólise Ígnea (altas temperaturas)
Eletrólise em meio aquoso
Temos dois tipos de eletrólise: eletrólise ígnea e eletrólise aquosa. A diferença entre elas é que uma ocorre em substância iônica no estado de fusão (sob altas temperaturas) e a outra em solução aquosa (uso de água).
Na Eletrólise diferentemente das pilhas, tem-se o seguinte esquema:
Ânodo: pólo (+) ocorre uma oxidação.
Cátodo: pólo (-) ocorre uma redução.
ELETROQUÍMICA
 Eletrólise Ígnea
                                                                     
	A palavra ígnea vem do latim, ígneos, que significa ardente, inflamado. A eletrólise ígnea é feita em um recipiente, chamado de célula ou cuba eletrolítica, constituído de modo a suportar temperaturas bastante elevadas, pois o ponto difusão das substancias iônicas normalmente é muito alto.
     
O processo de eletrólise ígnea obtém metais alcalinos, alcalino terrosos e alumínios, pois esses são cátions que não descarregam em solução aquosa.
 
ELETROQUÍMICA
 Eletrólise Ígnea
                                                                     
Semi – reações da eletrólise ígnea do NaCl
Ânodo (+): 2 Cl- => Cl2(g) + 2e- (oxidação)
Cátodo (-): 2 Na+ + 2e- => 2 Na(s) (redução)
Reação Global: 2 Cl- + 2 Na+ => Cl2(g) + 2 Na(s)
Obs: O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no cátodo, em qualquer instante da eletrólise.
ELETROQUÍMICA
 Eletrólise Aquosa
                                                                     
	Quando uma sustância qualquer, Ax By, libera íons em meio aquoso, seja por dissociação, ou por ionização, obtemos um sistema constituído dos íons dessa substância, e dos íons resultantes da alto-ionização da água, o que possibilita duas alternativas de íons para se descarregarem no cátodo e duas alternativas de íons para se descarregarem no ânodo. 
Eletrólise em Meio Aquoso: exemplo
2 cátions
2 ânions
ELETROQUÍMICA
Eletrólise em Meio Aquoso
ELETROQUÍMICA
 Eletrólise
Eletrólise em Meio Aquoso
Eletrólise Aquosa do Cloreto de Sódio
Cátodo
Ânodo
Migração de íons
H+e Na+
Cl-e OH-
Facilidade de descarga
H+> Na+
Cl-> OH-
Semi-reação
2H++ 2e-=> H2
2Cl-=> Cl2+ 2e-
Íons presentes na solução
Na+
OH-
ELETROQUÍMICA
Corrosão e Proteção de Metais
A proteção de um metal – ferro ou aço – é realizada utilizando-se um metal que apresente maior tendência de perder elétrons (maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão do ferro, por isso, é denominado metal de sacrifício.
ELETRODO DE SACRIFÌCIO
Placasde zinco são periodicamente grudadas ao casco dos navios, pois atuam como eletrodos de sacrifício, se oxidando no lugar do ferro.
Zn2+ + 2e  Zn	E0 = - 0,76 V
Fe2+ + 2e  Fe	E0 = - 0,44 V
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CORROSÃO METÁLICA
	
É A DETERIORAÇÃO E A PERDA DE MATERIAL DEVIDO A AÇÃO QUÍMICA OU ELETROQUÍMICA DO MEIO AMBIENTE, ALIADO OU NÃO A ESFORÇOS MECÂNICOS.
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MATERIAIS CERÂMICOS
São relativamente inertes à temperatura ambiente;
Alguns só são atacados à altas temperaturas por metais líquidos;
O processo de corrosão por dissolução é mais comum nas cerâmicas do que a corrosão eletroquímica.
MATERIAIS POLIMÉRICOS
Quando expostos à certos líquidos os polímeros podem ser atacados ou dissolvidos;
A exposição dos polímeros à radiação e ao calor pode promover a quebra de ligações e com isso a deterioração de suas propriedades físicas.
Por que se preocupar com a corrosão?
 3 razões:
 Custo;
 Segurança;
 Conservação de recursos.
 Em relação aos custos:
 Nos E.U.A. a corrosão gera por ano custos da ordem de 4,5% do PIB daquele país;
 Deste total, cerca de 100 bilhões de dólares são gastos na utilização de materiais mais resistentes à corrosão e no emprego de novas tecnologias;
 O setor que mais investe no problema é o da indústria automotiva.
Por que se preocupar com a corrosão?
 Em relação à segurança:
 Muitos componentes e estruturas podem estar suscetíveis a falhar por conseqüência de um processo de corrosão: caldeiras, submarinos, aeronaves, vasos de pressão, hélices de turbinas, pontes, etc.
 Acidente da Aloha Airlines, em 1998, onde um membro da tripulação morreu e vários passageiros ficaram feridos.
Por que se preocupar com a corrosão?
 Em relação à conservação dos recursos:
 As reservas de metais e a quantidade de energia disponível em nosso planeta são limitadas.
 A corrosão pode ser interpretada como o avesso de um processo metalúrgico e muita energia é gasta em um processo de corrosão.