A eletroquímica

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A eletroquímica, é o ramo da química que trata do uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e do uso da eletricidade para as reações químicas não-espontâneas a acontecerem. A eletroquímica também fornece técnicas de monitoramento de reações químicas e de medida de propriedades das soluções, inclusive o pH de uma e o pKa de um ácido. Ref.(1)
Para se entender melhor a eletroquímica é necessário estudar as reações de oxirredução, pois elas são importantes para o tratamento de uso da eletricidade para formar reações químicas em soluções. Ref.(1)
Reação de oxirredução é uma reação na quais elétrons são transferidos entre reagentes. Ref.(2)
Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions. Por exemplo, o cálcio é atacado vigorosamente por vários ácidos para formar íons cálcio (Ca2+). Ref.(2)
Ca(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) +H2(aq) (eq. 1)
Quando, íon ou molécula se torna mais positivamente carregado (isto é, quando ele perde elétrons), dizemos que ele foi oxidado, ou seja, a perda de elétrons por uma substância é chamada de oxidação.
Portanto, Ca, que não tem carga, é oxidado, formando Ca2+.
Brown nos mostra também um exemplo de redução. Ref.(2)
2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(s) (eq. 1.1)
Conforme Ca vai sendo oxidado na equação 1.1 o oxigênio é transformado da forma O2 neutro para dois íons O2-. Quando um átomo, íon ou molécula se torna mais negativamente carregado (ganha elétrons), dizemos que ele é reduzimos, ou seja, o ganho de elétrons por uma substância é chamado redução. Ref.(2)
Células Galvânicas
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula galvânica, dispositivo na qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. Ref.(2)
Uma célula galvânica consiste em dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. Ref.(1)
O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo em que ocorre a redução é chamado de catodo. Ref.(1)
A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Daniell montou um arranjo, no qual os dois reagentes estão separados. Ref.(1)
Figura 1.: Arranjo de Daniell
Para que os elétrons passem dos átomos Zn para os íons Cu2+ e permitam que a reação espontânea acorra, eles tem de passar pelo circuito externo. Os íons Cu2+ convertem-se em átomos Cu no catodo através da semi-reação de redução. Ref.(1)
Ponte salina
A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. Ref.(3)
Teoria Eletrolítica da pilha de Daniell
Devemos analisar o funcionamento da pilha de Daniell em duas fases: 1a) aparecimento da diferença de potencial inicial, entre cobre e zinco; 2a) manutenção da diferença de potencial. Ref.(4)
Aparecimento da diferença de potencial inicial.
Inicialmente aparece uma diferença de potencial inicial devida ao mesmo fenômeno que já estudamos na pilha de Volta: o zinco liberta íons positivos de zinco na solução de sulfato de zinco, e retém elétrons, ficando negativo em relação à solução.  O cobre liberta íons positivos de cobre, na solução de sulfato de cobre, e retém elétrons, ficando negativo em relação à essa solução.  Mas, o zinco liberta mais íons do que o cobre, retendo mais elétrons.  Por isso, o zinco fica mais negativo que o cobre (fig.2). Ref.(4)
Figura. 2
A libertação de íons de zinco não continua indefinidamente, porque as cargas positivas dos íons que contornam esse eletrodo atingem valor tal que impede a libertação de novos íons; isto é, qualquer novo íon solto na solução é repelido pela carga positiva e volta ao zinco, aí se unindo a dois elétrons e formando novamente um átomo de zinco (neutro). Ref.(4)
O zinco fica então com carga negativa, devida aos elétrons, e a solução com carga positiva, devida aos íons.  A consequência é que o zinco fica com um potencial mais baixo que a solução. Ref.(4)
Com a lâmina de cobre acontece o mesmo.  Ela também solta na solução íons positivos bivalentes de cobre, e retém elétrons (fig. 1.2).  Então, o cobre também fica com potencial mais baixo que a solução. Ref.(4)
Mas, os metais não tem todos a mesma facilidade para soltar íons.  O cobre solta menos íons que o zinco e, portanto, retém menos elétrons que o zinco.  A consequência é que o cobre fica com potencial mais alto que o zinco, embora ambos tenham potencial mais baixo que a solução.  Esses potenciais estão esquematizados na figura abaixo. Ref.(4)
Figura. 3
A diferença de potencial entre o cobre e o zinco aparece então porque esses dois metais não têm a mesma facilidade para libertar íons na solução. Ref.(4)
Sentido da corrente elétrica 
Como o zinco possui mais elétrons que o cobre, quando eles são reunidos pelo condutor c há passagem de elétrons do zinco para o cobre, isto é, carga negativa, do zinco para o cobre.  Mas, convencionamos que a corrente nos metais seja constituída por movimento de partículas positivas imaginárias que se desloquem do cobre para o zinco.   Ref.(4)
Manutencão da diferença de potencial.
É devida à ação dos sulfatos de cobre e de zinco.
a) Sulfato de cobre
Este sal se dissocia em íon de cobre e íon SO4-2 :
                                          
O íon de cobre se dirige para o cobre; aí recebe elétrons que estão chegando pelo condutor c e se transforma em átomo de cobre, ficando no eletrodo de cobre.  Este eletrodo vai crescendo à medida que a pilha funciona.
O íon SO4-2  atravessa a parede porosa e se dirige para o zinco.  Aí reage com o zinco e produz sulfato de zinco, libertando-se dois elétrons na reação:  
Esses dois elétrons, o zinco os cede ao condutor c, que os transporta para o cobre.  O sulfato de zinco se dissolve.  Do mesmo modo que na pilha de Volta esta reação química é a fonte de elétrons para a pilha de Daniell.  É nessa reação que consiste a “transformação da energia química em energia elétrica”.  A energia provém da transformação do zinco em sulfato de zinco.  O zinco vai sendo consumido. Ref.(4)
b) Sulfato de zinco
Este sal se dissocia em íon de zinco e íon SO4-2 :
O íon SO4-2  se dirige para o zinco, e reage com ele de acordo com a equação Zn + SO4-2  → ZnSO4 + 2 elétrons : forma-se mais sulfato de zinco, que se dissolve, e se libertam mais dois elétrons.
Quanto aos íons de zinco, Zn+2, alguns se unem novamente com íons SO4-2  e reconstituem moléculas de sulfato de zinco.  Mas, a maioria deles permanece na solução sob a forma de íons.  A medida que a pilha funciona, o número de íons de zinco ao redor do eletrodo de zinco vai aumentando.  Como esse eletrodo é negativo e os íons de zinco são positivos, o aumento da quantidade desses íons faz diminuir a diferença de potencial entre o cobre e o zinco.  À medida que funciona, a pilha de Daniell piora.  Veremos adiante, no tópico "Polarização das Pilhas" que esse fenômeno é chamado polarização. Ref.(4)
Células Eletrolíticas
É uma célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Tipicamente, os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não estão próximas das concentrações padrão.Observe nas equações abaixo: Ref.(1)
 (eq. 1.3)
No eletrodo de Cu ocorre a segunda reação:
(eq. 1.4)
Reação global:
 (eq. 1.5)
Materiais e Métodos
Materiais utilizados
Duas Lâminas de Cobre (Cu)
Duas Lâminas de Zinco (Zn)
5 Béqueres
4 Terminais elétricos do “tipo jacaré”1 Lâmpada do tipo LED
2 tubos U
2 provetas de 50 ml
Voltímetro
Lixas
Algodão
Reagentes
Solução de sulfato de cobre Cu SO4 0,1mol/L
Solução de sulfato de zinco ZnSo4 0,1mol/L
Procedimento experimental
Primeiramente, lixou-se as lâminas de cobre, zinco.Em seguida começou-se a montagem da ponte salina, para tal, preencheu-se o dois tubos U com a solução de KCI, e tampou-se as extremidades do tubo com algodão.
Feito isso se iniciaram os procedimentos para a montagem das pilhas.
Colocaram-se 50 ml de CuSO4 em dois béqueres,logo após colocou-se outros 50 ml da solução de ZnSO4 em outros dois béqueres,lixaram-se as laminas e colocou-se em cada béquer com sulfato de cobre uma lâmina de Cobre, e m cada béquer com sulfato de zinco uma lâmina de Zinco.
Conectou-se os terminais “tipo jacaré” ás lâminas metálicas .
Em seguida inseriu-se um lado do tubo U em um béquer com CuSO4 e o outro no béquer com sulfato de zinco, realizou-se este ultimo procedimento pra os dois pares de béqueres.
Enfim conectou-se a lâmpada com um terminal positivo e com um terminal negativo.
2-Resultados e discussão
Após montagem da pilha de Daniell, baseando-se na tabela dePotenciais de Redução (Ered) o eletrodo foi identificado como sendo ânodo e o outro como cátodo através da medição dos potenciais.
Figura .4Potenciais de Redução (Ered) expressos em volts (Solução aquosa 1M a 25 °C e 1 atm) Ref.(5)
Ânodo é o local onde ocorre a oxidação. Ref.(2)
Ânodo é o pólo negativo da pilha, que neste caso é o eletrodo de zinco, sendo ele o agente redutor do cobre, já que o seu potencial de redução é menor do que o potencial do cobre, assim, ele oxida e contribui com a doação de dois elétrons, cuja semi-reação de oxidação é:
Zn → Zn +2 + 2 e- Eºredução Zn= -0,76V
Cátodo é o local onde ocorre a redução, sendo ele o pólo positivo da célula galvânica. Ref.(2)
Aqui, o cátodo é representado pela lâmina de cobre, que nesse caso, é o agente oxidante, já que apresenta um potencial de redução maior do que o do zinco. Assim o cobre se reduz, recebendo os dois elétrons anteriormente liberados pelo zinco na sua oxidação. Semi-reação da redução do cobre:
Cu+2 + 2e- → Cu Eoredução Cu= 0,34V
O fluxo de elétrons tem sentido:
Ânodo (oxidação do zinco) -----------------→ Cátodo (redução do cobre)
Isto ocorre através da ponte salina para que a solução esteja ionicamente equilibrada.
Acontece da seguinte forma: os íons de potássio (K+) se deslocam para a solução de sulfato de cobre, devido à formação de cobre sólido e ao excesso de SO4-². Da mesma maneira, os íons negativos de cloro (Cl-) se deslocam para a solução de sulfato de zinco, devido ao zinco sólido se soltar da lâmina e seguir para a solução na forma de íon (Zn +2). Então os íons negativos do cloro se deslocam para que se neutralize ionicamente essa solução. Ref.(4)
- Cálculo do potencial teórico e do erro relativo para a pilha de Daniell com solução de ZnSO4 0,1 M e CuSO4 0,1M:
Eº = Eºredução(cátodo) – Eºredução(ânodo)
Eº = 0,34 V - (-0,76 V)
Eº = 1,10V
Como se produziu duas pilhas durante o experimento apresenta-se duas tabelas a seguir as quais estão relacionados os potenciais teóricos e os potenciais obtidos experimentalmente com o voltímetro.
Tabela 1:pilha 1
	Potencial teórico da pilha com a ponte salina
	Potencial experimental obtido com a ponte salina
	1,10V
	1,09V
Erro relativo = 
Erro relativo=0,9%
Tabela 2:pilha2
	Potencial teórico da pilha com a ponte salina
	Potencial experimental obtido com a ponte salina
	1,10V
	1,07V
Erro relativo = 
Erro relativo=2,7%
Abaixo apresentamos a tabelas com os resultados após a união das duas pilhas:
Tabela 3:pilha1+pilha2
	Potencial teórico da pilha com a ponte salina
	Potencial experimental obtido com a ponte salina
	2,20V
	2,16V
Erro relativo = 
Erro relativo=1,81%
A seguir apresentamos a tabela com o potencial da pilha após o acendimento da lâmpada de LED:
	Potencial da pilha sem a lâmpada
	Potencial da pilha com a lâmpada
	2,16V
	1,78V
Consumo da lâmpada:
Consumo=Potencial pilha sem lâmpada – Potencial da pilha com lâmpada
Consumo=0,38V
3 – Conclusão:
 A partir da pratica realizada, foi possível comprovar a natureza elétrica de algumas reações, além da transformação de energia química em energia elétrica. É possível perceber também que uma reação de oxi-redução é previsível, ou seja, é possível prever se determinada reação será espontânea ou não e que a voltagem fornecida pela reação dependerá diretamente d a concentração das soluções envolvidas mas é possível se ter uma idéia de qual vai ser essa voltagem. A ponte salina é de grande importância na pilha uma vez que mantém a neutralidade do sistema. Assim, essa pratica foi de grande importância para o nosso entendimento da eletroquímica, já que provou vários conceitos teóricos já conhecidos pelos alunos. 
Neste caso o ânodo, como dito anteriormente, é o pólo negativo da pilha, nesta representado pelo zinco, este pólo é onde ocorre a reação de oxidação.
O Cátodo é o pólo positivo, nele ocorre à reação de redução. Este esquema pode ser mais
bem observado na figura abaixo: 
 
Feito tudo isso observamos que é possível pela eletroquímica produzir energia de forma simples e barata. Vemos também que a experiência obteve grande êxito em atingir seu objetivo. Observamos ainda que o exercício de tal atividade foi de grande importância para o enriquecimento científico dos integrantes do grupo.
4-Referências:
1. ATKINS, Peter; JONES, Loretta. - Princípio de Química – 3ª edição – São Paulo: Bookman, 2007
2. BROWN, Theodore L; Jr.LeMay, H.Eugene; BRUSTEN, Bruce E. - Química: A Ciência Central - 9ª edição - São Paulo: Pearson - 2007.
3.Atkins, P.W. Jones, L.L. Principio de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Ed. Bookman, 2001
4.> http://www.profpc.com.br/eletroqu%C3%ADmica.htm< consultado às 13:42 do dia 01/06/2017.