Eletroquímica

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Eletroquímica
Profa. Fernanda de Melo Pereira
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Eletroquímica
É o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas.
Fornece uma visão de tópicos diversos: 
Espontaneidade de reações;
Corrosão de metais;
Galvanização elétrica; 
Fabricação de baterias;
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Reações de oxirredução:
Redução – ganho de elétrons
Oxidação – perda de elétrons
Agente oxidante – substância que torna possível outra substância ser oxidada;
Agente redutor – substância que fornece elétrons fazendo com que a outra substância seja reduzida;
 
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Células voltaicas:
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Células Galvânicas – célula que converte energia química em energia elétrica.
O circuito que liga os dois eletrodos fora da célula é o circuito externo.
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meia pilha 
ou semicela
Células voltaicas:
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eletrodo
oxidação
anodo
eletrodo
redução
catodo
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Ponte salina
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1 – Separar fisicamente os compartimentos eletródicos;
2 – Manter a continuidade elétrica (eletroneutralidade) na célula;
NaNO3
KCl
Tubo em forma de U
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Diagramas de Células
Zn(s) | Zn2+(aq) | Cu2+(aq) | Cu(s)
	 Por convenção, escreve-se o anodo na esquerda do diagrama de célula.
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
Símbolo
fórmula
Fase 
Linhas verticais 
interfases
Ponte salina
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Força Eletromotriz (fem) de pilhas
É a diferença de potencial (ddp) medida quando uma pilha está balanceada contra uma fonte externa de potencial. Essa força é medida em volts (V)
	 Pressão
A fem de uma pilha quando todas as concentrações iônicas são 1,0 molL-1, todas as pressões parciais dos gases são 1,0 atm (1,01325 x 105 Pa) e a temperatura é de 25°C, é chamada de potencial padrão da pilha (E°pilha).
fem
Célula galvânica
Potencial da pilha
Epilha
Concentração dos íons na pilha
Temperatura
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Medida da fem
	A fem de uma célula galvânica pode ser medida através de um aparelho chamado voltímetro ou através de um potenciômetro.
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O potencial da pilha de uma célula galvânica é dada pela equação:
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Força Eletromotriz (fem) de pilhas
Potencial da célula
A semi-reação de referência 
É a redução de H+(aq) a H2(g)
E°cel
SOB CONDIÇÕES PADRÃO
Potencial-padrão de redução = 0 V
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Eletrodo- padrão de hidrogênio (EPH) 
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DETERMINAR O POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO PARA A SEMI-REAÇÃO Zn2+/Zn:
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Tabela de Potenciais Padrão de Redução a 25°C
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Força Eletromotriz (fem) de pilhas
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Espontaneidade das reações de óxido-redução
Reações redox em geral : 
E = fem em condições não padrão
E° = fem em condições padrão
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Espontaneidade das reações de óxido-redução
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
A semi-reação da prata está multiplicada por 2 e o potencial de redução não está.
A variação do coeficiente estequiométrico não afeta o valor do E° de redução
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Equação de Nernst:
Célula voltaica
descarregada
Reagentes consumidos
Produtos gerados
E = 0
[reagentes] = [produtos]
fem das pilhas
depende
[reagentes] e [produtos]
Equação de Nernst
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Equação de Nernst:
Equação 1
Equação 2
Substituindo (2) em (1):
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Equação de Nernst:
Equação expressa em termos de logaritmo na base 10:
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Equação de Nernst:
Calcular a fem da célula galvânica quando [Cu2+] é 5,0 mol/L e [Zn2+] é 0,05mol/L:
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Pilhas de concentração:
fem da célula 
concentração
 Esse tipo de pilha apresenta nos seus dois eletrodos o mesmo componente, porém com concentrações diferentes. 
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	A reação se processa de forma que as concentrações dos íons nos dois compartimentos seja igual.
Reação Catódica: Cu2+(1molL-1) + 2 e-  Cu(s)
Reação Anódica: Cu(s)  Cu2+ (0,10 molL-1)+ 2e-
A ddp dessa pilha é dada por: 
Epilha = Econcentrada – Ediluída
	Substituindo o valor da equação de Nernst para cada um dos eletrodos chegamos na expressão:
	A ddp medida nesse tipo de pilha é muito baixa e diminui com o transcorrer da reação química, essa fem chega a zero quando as concentrações nos dois eletrodos se igualam.
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Reação Catódica: Cu2+(1molL-1) + 2 e-  Cu(s)
Reação Anódica: Cu(s)  Cu2+ (0,10 molL-1)+ 2e-
A ddp dessa pilha é dada por: 
Obter a equação global e calcular a ddp: 
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Essa expressão é válida para toda pilha de concentração
Porém, nem sempre é assim, dependendo da pilha de concentração que se trabalha, o CATODO pode apresentar a solução mais diluída e o ANODO a solução de eletrólito mais concentrada, por isso é importante que se escreva sempre as semi-reações que ocorrem em cada eletrodo.
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Potenciais padrão e constante de equilíbrio
	A ddp de uma pilha é máxima no início da reação, quando a reação vai se processando essa ddp vai diminuindo até que o equilíbrio seja estabelecido. Quando isso acontece, E = 0, e a equação de Nernst toma a seguinte forma:
	K é a constante de equilíbrio da reação da pilha.
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	Colocando K em evidência, temos:
	Colocando E° em evidência, temos: 
E0 pilha > 0
K > 1
Forte tendência dos reagentes converterem em produtos
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Exercício: Utilize os potenciais-padrão de redução para calcular a constante de equilíbrio para a oxidação de Fe2+por O2 em meio ácido:
Indica que os íons Fe2+ são instáveis em meio ácido na presença de O2
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Bateria de chumbo e ácido
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Bateria automotiva de chumbo e ácido de 12V consiste em 6 células voltaicas em serie.
Catodo
anodo
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Bateria de chumbo e ácido
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Os reagentes e produtos sólidos não têm efeito na fem do acumulador de chumbo, ajudando a bateria a manter fem relativamente constante durante a descarga.
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	Corrosão: 
Reações redox
Indesejáveis
Corrosão de metais
Reações de Corrosão
Reações redox espontâneas
Metal é atacado por alguma substância
Composto não desejado
convertido
Processo de oxidação
Pode ser destrutivo;
Pode formar uma camada de óxido protetor isolante impedindo a reação adicional do metal abaixo da camada.
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	Corrosão: 
Ferrugem
Processo de corrosão
Impacto econômico
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	Corrosão: 
Corrosão do ferro
É eletroquímica
Fe conduz eletricidade
Diminuição da [H+]
Redução do O2
MENOS FAVORÁVEL
SOLUÇÃO
pH >9
Não oxida o Fe
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4Fe2+(aq) + O2(g)+ 4H2O(l) + 2H20(l) + 2xH2O 2Fe2O3.xH2O(s) + 8H+
	Corrosão: 
FERRO 
REVESTIMENTO
PINTURA
Sn ou Zn
Proteção da superfície contra corrosão
quebrado
corrosão
O2 e H2O
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	Corrosão: 
FERRO 
revestido
Fina camada de Zn
FERRO GALVANIZADO
O Zn(s) é mais facilmente oxidado, anodo, e é corroído no lugar do Fe(s)
A proteção de um metal contra corrosão tornando-o catodo em uma célula eletroquímica
Proteção Catódica
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	Exercício: 
Determine a corrosão que ocorreria se uma canaleta de ferro fosse pregada a uma casa com pregos de alumínio.
Pregos de alumínio 
Corrosão
Canaleta ao chão
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Referências Bibliográficas
BROWN, T.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química: a Ciência Central, 9ª Ed., Editora Prentice-Hall , 2005, 972p. 
RUSSEL, J. B., Química Geral, Vol 2, 2ª Edição, Makron Books, 2001.
ATKINS, P.; Jones, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3ª Edição, Bookman, Porto Alegre, 2006.
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