Resumo Eletroquímica para a disciplina de Química Geral

Prévia do material em texto

Antônio Tiago Fonseca da Silva
Mariane Sousa Oliveira 
ELETROQUÍMICA 
Síntese referente ao último capítulo a ser estudado 
da disciplina de Química Geral para engenharia do curso
de Engenharia Ambiental.
Professora Dr. Janaína Lopes Leitinho
 
Crateús - Ceará
08 de Julho de 2017 
SUMÁRIO
Introdução
Conceitos Fundamentais
Células Galvânicas
Potenciais Padrão de Redução
Corrosão
Eletrólise
Aplicações 
Referências Bibliográficas 
I. INTRODUÇÃO
Uma forma de obter a energia necessária para o futuro é encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade a partir das reações químicas. Fontes de eletricidade portáteis, mas eficientes, são necessárias para equipamentos pequenos, de corações artificiais e computadores de bolso, até automóveis elétricos e habitações espaciais. Veremos que as reações químicas - particularmente as reações redox - podem providenciar esta energia.
II. CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia química em energia elétrica e vice-versa. Os processos de oxirredução nas quais a energia liberada espontaneamente é convertida em eletricidade ou que a eletricidade é usada para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea. 
Técnicas eletroquímicas permitem que usemos equipamentos eletrônicos para monitorar as concentrações dos íons em solução. Podem ser usadas para monitorar a composição e o pH de soluções e para determinar o pK de ácidos. A eletroquímica também nos permite monitorar a atividade de nosso cérebro e coração (talvez enquanto estamos tentando aprender a química), o pH de nosso sangue e a presença de poluentes no nosso manancial de águas.
III. CÉLULAS GALVÂNICAS
Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo no qual corrente, um fluxo de elétrons através de um circuito, é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea. Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica. Tecnicamente, uma "bateria" é uma coleção de células unidas em série, de forma que a voltagem produzida é a soma das voltagens de cada célula.
Quando um pedaço de zinco metálico é mergulhado em uma solução de CuSo4, o Zn é oxidado a íons Zn2+ e os íons de Cu2+ são reduzidos a cobre metálico.
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Os elétrons são transferidos diretamente da solução do agente redutor (Zn) para o agente oxidante (Cu2+). Se o agente oxidante for separado fisicamente do agente redutor, a transferência de elétrons pode ser realizada através de um meio condutor exterior. À medida que progride a areação, é estabelecido um fluxo contínuo de elétrons e, portanto, produz eletricidade. 
Para completar o circuito elétrico, as soluções devem ser conectadas à um condutor pelo qual os cátions e ânions possam se mover de um compartimento para outro, essa exigência é suprida pela ponte salina, que em sua forma mais simples é um tubo em U invertido contendo uma solução eletrolítica inerte, tal como KCl ou NH4NO3, cujos íons irão reagir com os outros íons da solução ou com os eletrodos.
O fato de haver um fluxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo deve-se a uma diferença de potencial entre ambos. Tal fluxo é decorrente em virtude da diferença de energia potencial. Experimentalmente, a diferença potencial elétrica entre o ânodo e cátodo pode ser media pelo voltímetro e a leitura é chamada de potencial de célula. 
A notação convencional que é usada para representar a Célula Galvânica é o diagrama de célula. Para a célula de Daniell se considerarmos as concentrações dos íons Cu2+ e Zn2+ são 1M, assim:
Zn(s) | Zn2+(1M) || Cu2+(1M) | Cu(s)
A linha vertical representa um limite de fase. Por exemplo, o eletrodo de Zn é sólido e os íons Zn2+ estão em solução. Assim colocamos um traço para indicar o contato entre fases, o traço duplo é a presença da ponte de salina. Por convenção, o ânodo é escrito primeiro à esquerda do traço duplo. 
IV. POTENCIAS-PADRÃO DE REDUÇÃO
 
Existem milhares de células galvânicas possíveis, e assim muitos milhares de potenciais padrão de células. Ao invés de imaginar todas essas diferentes células, é muito mais simples imaginar cada eletrodo como fazendo uma contribuição característica chamada de potencial padrão, E'. Cada potencial-padrão é a medida do poder de puxar elétrons de uma semi-reação de redução em um único eletrodo. Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da célula, medido através do potencial-padrão da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.
Não é possível medir o potencial de um único eletrodo, mas se fixarmos arbitrariamente em zero o valor do potencial de um eletrodo particular, podemos usá-lo para determinar os potenciais relativos os outros. O eletrodo de hidrogênio serve como referência. Em primeiro lugar, proporciona uma superfície onde ocorrerá a dissociação das moléculas de hidrogênio:
H2 2H+ + 2e- 
Em segundo lugar, funciona como condutor para circuito externo.
Nas condições de 1atm de H2 e a concentração da solução de HCl é 1M, o potencial para a redução dei H+ a 25ºC é definido como exatamente zero.
2H+ (1M) + 2e- H2(1atm) Eº = 0 V
Eº é o potencial-padrão de redução, que se define como potencial associado à reação de oxirredução. Portanto, o potencial padrão de redução do hidrogênio é zero e por isso é designado como eletrodo padrão de hidrogênio (EPH).
O diagrama de célula é: 
O elemento Pt proporciona a superfície na qual acontecerá a reação. Quando todos os reagentes estão no estado padrão, a fem célula é 0,76 V a 25ºC e podemos escrever as reações de semicélulas da seguinte fórmula: 
Por convenção a fem-padrão da célula Eºcélula é o resultado das contribuições anódicas e catódicas dado por:
Dado os potenciais padrão para Zn-EPH:
O potencial-padrão do eletrodo de cobre pode ser obtido de modo semelhante. Neste caso o cobre é o cátodo porque sua massa aumenta durante o funcionamento da célula resultando em uma reação de redução:
O diagrama de célula é:
 
e as reações:
Nas condições padrões, a fem tem 0,34 V, escrevemos como:
 
V. CORROSSÃO
A corrosão é a oxidação não-desejada de um metal. Ela diminui a vida útil de produtos de aço, tais como pontes e automóveis, e a substituição do metal corroído custa bilhões de reais por ano. A corrosão é um processo eletroquímico, e a eletroquímica nos dá uma indicação do porquê a corrosão ocorre e como ela pode ser prevenida. O principal culpado pela corrosão é a água
Um exemplo familiar da corrosão é a formação de ferrugem sobre o ferro, para que o ferro enferruje, é necessário a presença de oxigênio gasoso e água. Uma parte da superfície do metal age como ânodo, onde ocorre a oxidação: 
Os elétrons liberados pelo ferro reduzem o oxigênio da atmosfera à água no cátodo: 
A reação global é:
A corrosão metálica não se limita ao ferro. O alumínio tem uma tendência de se oxidar maior que o ferro assim ele possui um potencial-padrão mais negativo que o ferro. O alumínio forma uma camada de oxido de alumínio insolúvel (Al2O3) quando está presente ao ar que protege o alumínio. No ferro ocorre parecido, mas mais porosa que não protege tanto quanto do Al.
 
O ferro tende a reduzir a oxidação quando forma ligas com alguns metais, como por exemplo, no aço inoxidável (ferro e cromo) a camada de óxido de cromo produzido protege o ferro a corrosão. 
A figura mostra um prego de ferro que está protegido catodicamente por uma folha de zinco não enferruja pelo o efeito galvânico que é produzido,enquanto o outro corrói. 
VI. ELETRÓLISE
As reações redox que tem energia livre de reação positiva não são espontâneas, mas a eletricidade pode ser usada para fazê-las ocorrer. Por exemplo, não são comuns reações químicas espontâneas que tem como produto o flúor, assim esse elemento não pode ser isolado por reações químicas comuns. Isto permaneceu até 1886, quando o químico francês Henri Moissan encontrou um caminho para forçar a formação de flúor pela passagem de uma corrente elétrica através de uma mistura anidra fundida de fluoreto de potássio e fluoreto de hidrogênio. O flúor continua até hoje a ser preparado comercialmente por esse mesmo processo.
É um processo não-espontâneo de descarga de íons, no qual, à custa de energia elétrica, se faz o cátion receber elétrons e o ânion doar elétrons, de modo que ambos fiquem com carga elétrica zero e com energia química acumulada.
Para que ocorra, é necessário que haja íons livres no sistema, o que só pode ser conseguido de duas maneiras:
Pela fusão ( passagem para a fase líquida) de uma substância iônica;
Pela dissociação ou pela ionização de certas substâncias em meio aquoso.
Eletrólise ígnea: ausência de água, é feita com a substância iônica na fase líquida (fundida). Ex.: eletrólise ígnea do cloreto de sódio.
Eletrólise em meio aquoso: considera-se não só os íons provenientes do soluto, mas também os da água, provenientes de sua ionização.
Eletrólise do Cloreto de Sódio 
No seu estado fundido, o cloreto de sódio, um composto iônico, pode ser eletrolisado para formar sódio metálico e cloro. 
 
Eletrólise da Água 
Água em um béquer em condições atmosféricas, não se decompõe espontaneamente para formar hidrogênio e oxigênio gasoso porque a variação de energia livre padrão associada à reação é positiva: 
Contudo essa reação pode ser forçada eletrolisando-se a água em uma célula análoga a de cima. Ela consiste em um par de eletrodos de um metal não reativo como a platina imerso em água. Quando os eletrodos estão ligados à bateria, nada acontece, pois n existe na água pura um número suficiente de íons para conduzir uma quantidade aprazível de corrente.
VII. APLICAÇÕES
Aplicação de técnicas eletroquímicas na degradação de poluentes orgânicos refratários
A deterioração ambiental deve ser encarada não como uma consequência inevitável do crescimento, mas sim como uma limitação a ser superada, na busca de um desenvolvimento sustentável.
A água doce é um dos recursos naturais mais escassos e importantes, se não o mais importante, de todos os que constituem a vida na Terra. Além de problemas de quantidade disponível, outro problema com o qual nos deparamos é a qualidade da água. Ela é afetada devido aos despejos industriais e urbanos, às atividades mineradoras, ao carregamento de fertilizantes e agrotóxicos das lavouras para os corpos hídricos e ao desmatamento de mananciais. 
A indústria demanda uma alta quantidade de água para a execução de seus processos, contudo, geralmente, essa água após usada é tratada para atingir os parâmetros exigidos pela legislação e descartada. Nesse descarte no corpo receptor são despejados juntos os poluentes em baixas concentrações e os produtos químicos usados para o tratamento. Além disso, no tratamento do efluente pode ocorrer a geração de lodo, o qual deve ser seco e disposto em local apropriado. 
No tratamento primário ocorre uma grande redução na toxicidade do efluente permitindo que o tratamento secundário opere em condições mais favoráveis ao desenvolvimento de microrganismos depuradores da matéria orgânica restante.
Os tratamentos de efluentes aquosos industriais, baseados em processos biológicos de degradação, são os mais utilizados para a oxidação de poluentes orgânicos. Isso se deve a características como baixo custo e possibilidade de tratar grandes volumes.
Para o tratamento de efluentes com contaminantes orgânicos optou-se pela aplicação de Processos Oxidativos Avançados (POA`s), os quais são responsáveis pela degradação da matéria orgânica presente no efluente.
Os POA’s são processos de oxidação que envolvem a formação de radicais hidroxila (·OH), que tem alto potencial de oxidação, sendo depois do flúor o agente oxidante mais forte. Portanto, o princípio básico que caracteriza um POA é a formação desse radical, seja por meio químico, físico, eletroquímico ou fotoquímico.
Em reações eletroquímicas, a oxidação anódica permite a formação de radicais hidroxila como espécie intermediária da evolução de oxigênio. O uso dos eletrodos, cujo ânodo é revestido de óxidos de semicondutores, na oxidação eletroquímica de compostos orgânicos, permite ainda que a eletrólise (EL) possa ser assistida pela fotocatálise heterogênea quando a superfície do eletrodo apresenta fotoatividade. Esse processo eletroquímico fotoassistido é denominado de fotoeletrooxidação (FEO) e consiste na passagem da solução a ser tratada através de uma célula eletroquímica onde o ânodo, revestido com óxidos metálicos, permanece sob a incidência de radiação UV. Portanto, o uso de materiais anódicos especiais que promovem a formação de radicais hidroxila, tanto por via eletroquímica como fotoquímica, caracterizam esses processos como POA`s. Com a aplicação dos processos oxidativos de EL e FEO pode-se modificar, degradar ou mineralizar compostos orgânicos sem a necessidade de adição de produtos químicos, os únicos reagentes envolvidos são os elétrons e os fótons. Além disso, esses processos possibilitam que substâncias refratárias podem ser degradadas e substâncias tóxicas podem ser convertidas em compostos não tóxicos.
Tendo em vista a crescente demanda por novas tecnologias que auxiliem na conservação ou recuperação da qualidade dos recursos hídricos disponíveis, esses métodos mais sofisticados de oxidação podem ser uma ferramenta eficiente e versátil de controle da poluição aquosa.
Visando o estudo dos processos de degradação de poluentes orgânicos aromáticos refratários foi utilizado como poluente o fenol, tendo em vista que este composto vem sendo objeto de estudo de diversos trabalhos de pesquisa nesta área devido sua facilidade de manuseio e trabalho em condições normais de temperatura e pressão, além de ser um poluente presente em diversos efluentes industriais. Os resultados obtidos nessa investigação com o fenol podem ser estendidos para o tratamento de outras espécies de poluentes orgânicos aromáticos refratários, considerando ainda que os compostos fenólicos halogenados são dentre essa espécie de poluentes os mais perigosos e prejudiciais ao meio ambiente.
VIII. REFERÊNCIAS BIBLIGRÁFICAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química. Porto Alegre: Bookman, 2006.REIS, Martha. 
CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais; 4ª ed 2010.
TESIS, apresentada em cotutela em via de obter o DOUTORADO da Universidade Politécnica de Valencia e da Universidade Federal do Rio Grande do Sul por José Luís NEVES XAVIER