SLIDES AULA 11 ELETROQUÍMICA

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QUÍMICA
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ELETROQUÍMICA
ELETROQUÍMICA
É o ramo da Química que estuda a ação das reações químicas de oxirredução através da produção de corrente elétrica (Pilha) e através da corrente elétrica gerando reações químicas (Eletrólise).
ELETROQUÍMICA
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ELETROQUÍMICA
É o ramo da Química que estuda a ação das reações químicas de oxirredução através da produção de corrente elétrica (Pilha) e através da corrente elétrica gerando reações químicas (Eletrólise).
APLICAÇÕES DA ELETROQUÍMICA
Na fabricação de pilhas;
Na metalurgia, com a produção de alumínio, cobre e outros;
Na indústria química, comanhos de cobre soda cáustica, cloro e hidrogênio;
Na galvanoplastia, com banhos de cobre, zinco e cromo em peças metálicas. 
PILHA
São dispositivos capazes de produzir corrente elétrica (energia elétrica) a partir de reações químicas de oxidação e redução. 
OXIDAÇÃO: É a capacidade que um material apresenta de perder elétrons;
REDUÇÃO: É a capacidade que um material apresenta de ganhar elétrons.
HISTÓRICO DA PILHA
OU CÉLULA VOLTÁICA
A primeira pilha a ser criada foi inventada por Alessandro Volta, no ano de 1800, era formada por discos de zinco e Cobre separados por um algodão embebido em salmoura.
Tal conjunto era colocado de forma intercalada, um em cima do outro, empilhando os discos e formando uma grande coluna. Como era uma pilha de discos, começou a ser chamada por esse nome.
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PILHA DE DANIEL
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell criou a pilha que era constituída por duas semicélulas ou semicelas eletroquímicas. A primeira era formada por uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) em um béquer, e a outra era formada por uma placa de cobre mergulhada em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4) em outro béquer.
Essas duas placas eram interligadas por um fio de cobre condutor. Além disso, as duas soluções estavam conectadas por um tubo que continha uma solução eletrolítica, isto é, uma ponte salina.
O funcionamento dessa pilha baseia-se reatividade dos metais, onde o zinco é mais reativo que o cobre, por isso, tem maior tendência de oxidar-se, isto é, de perder elétrons. Assim, a placa de zinco constitui o eletrodo negativo, chamado de ânodo, onde ocorre a seguinte reação de oxidação:
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Os elétrons perdidos pelo zinco são transferidos através do fio de cobre para a placa de cobre e depois para a solução de sulfato de cobre II. Os íons cobre (Cu2+) presentes na solução recebem esses elétrons e sofrem redução. Isso nos mostra que a placa de cobre constitui o eletrodo positivo, chamado de cátodo, onde ocorre a seguinte reação de redução:
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Somando essas duas semirreações, chegamos à reação global da pilha de Daniell:
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu+2(aq) + 2e ↔ Cu(s)
Reação Global: Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
POTENCIAL- PADRÃO (ou normal, em 25°C, pressão de 1atm, e concentração de 1,0 mol/L) é identificado pelo símbolo E0. A diferença de potencial de uma pilha nessas condições é representada por ΔE0.
O ΔE0 de uma pilha pode então ser calculado pelas seguintes expressões:
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = E0oxi (maior) - E0 oxi (menor)
No caso da pilha de Daniell, o potencial de redução do zinco é – 0,76 v e o potencial de redução do cobre é + 0,34 v. Assim, o valor da ddp ou ΔE,0 dessa pilha será:
Zn2+(aq) + 2 e- ↔  Zn( s)                Ered = - 0,76 V
Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)                   Ered = + 0,34 V
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+
ΔE0 = + 0,34 – (- 0,76)
ΔE0 = + 1,10 V
ELETRÓLISE
É um processo não espontâneo, no qual a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, onde existam íons, produz reações químicas.
As substancias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.
Existem dois tipos principais de eletrólise:
 ELETRÓLISE ÍGNEA e a ELETRÓLISE AQUOSA.
ELETRÓLISE ÍGNEA: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente.
Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais. Veja o exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com produção do sódio metálico e do gás cloro:
Semirreação no cátodo: 2Na+ + 2e- → 2Na0  
Semirreação no ânodo: 2Cl- → Cl20 + 2e-____
Reação global: 2Na+ + 2Cl- → 2Na + Cl2
 
ELETRÓLISE AQUOSA: nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). Note como se dá:
Dissociação do NaCl: 2 NaCl- → 2 Na+ + 2 Cl-
Autoionização da água: 2 H2O → 2 H+ + 2 OH-
Semirreação no cátodo: 2 H+  + 2e- → H2
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____________________
Reação global: 2 NaCl- + 2 H2O → 2 Na++ 2 OH- + H2 + Cl2
                                                                                                         
                                                                  Solução    cátodo    ânodo 
Toda eletrólise precisa do gerador de corrente contínua que passará a corrente elétrica por um líquido com íons, que é chamado de eletrólito.
No eletrólito ficam imersos dois eletrodos, que geralmente são inertes, feitos de platina ou de grafita, sendo que um é o cátodo (polo negativo) e o outro é o ânodo (polo positivo).
 O recipiente onde fica o eletrólito e os eletrodos mergulhados nele, bem como onde ocorre todo o processo de oxirredução, é chamado de cuba eletrolítica.
FUNCIONAMENTO DA ELETRÓLISE:
A eletrólise ocorre, quando o gerador é ligado; 
Os elétrons são transportados do gerador pelo seu polo negativo (no caso da pilha;
O polo negativo é o ânodo) e os elétrons entram na cuba eletrolítica pelo cátodo (polo negativo, no caso da eletrólise), onde acontece uma reação de redução, em que se recebem os elétrons, como mostra a semirreação genérica abaixo:
 CÁTODO (polo negativo): Redução: Cx+ + x e- → C
Na cuba eletrolítica, os elétrons emergem do ânodo (polo positivo na eletrólise), onde ocorre a oxidação, isto é, a perda de elétrons, e chegam ao gerador pelo seu polo positivo (cátodo). 
A semirreação de oxidação que ocorre no ânodo da célula eletrolítica é dada abaixo de forma genérica:
ÂNODO (POLO POSITIVO): Oxidação: Ay-→ A + y e-
A reação global é dada pela soma dessas duas semirreações. Desse modo, a energia que foi usada para provocar a descarga dos íons, no final da reação, produz substâncias simples ou metálicas muito usadas nas indústrias.
RESUMO
De um modo geral podemos afirmar que as reações que ocorrem em cada eletrodo podem ser representadas resumidamente por:
Pólo negativo - Cátodo - Redução
Metais: MX+(aq) + X e- → M0(s) (Exceto: Hg(ℓ))
Ácidos: 2 H+(aq) + 2 e- → H2(g)
Água: 2 H2O(ℓ) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq)
Pólo positivo - Ânodo - Oxidação
Halogênios: 2 X-(aq) → X2 + 2 e- (X2 = F2(g), Cℓ2(g), I2(s), Br2(ℓ))
Bases: 2 OH-(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e-
Água: H2O(ℓ) → 1/2 O2(g) + 2H+(aq) + 2 e-
 ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE
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:
1e- => transporta => 1,6 x 10-19 C
6x1023e- => transporta => X
X = 96.500 J => 96.500 = 1 Faraday (F)
Conclusão:
Quando 1 mol de elétrons
atravessa um circuito, transportando a carga de 96.500 C. Esta carga é denominada 1 Faraday
A carga Q (coulombs) que atravessa o circuito pode ser calculada, multiplicando a corrente (ampères) pelo tempo (segundos)=> Q = i x t. onde: i = Ampéres e t = segundos.
 
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CONCLUSÃO:
Quando 1 mol de elétrons atravessa um circuito, transportando a carga de 96.500 C. Esta carga é denominada 1 Faraday
A carga Q (coulombs) que atravessa o circuito pode ser calculada, multiplicando a corrente (ampères) pelo tempo (segundos)=> Q = i x t. onde: i = Ampéres e t = segundos.
 
EXERCÍCIOS
01) O que você entende por Eletroquímica? 
02) Numa reação química, responda:
a) O que significa oxidação?
b) O que significa redução?
c) Quem é o agente oxidante? 
d) Quem é o agente redutor?
03) Qual a diferença entre Pilha e Eletrólise?
04) Numa pilha, responda:
a) Em qual eletrodo (Polo), ocorre a Oxidação?
b) Em qual eletrodo (Polo), ocorre a Redução?
 
05) As pilhas e as baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de oxidorredução transforma energia química em energia elétrica. Portanto, sempre há uma substância que se reduz, ganhando elétrons, que é o cátodo, e uma que se oxida, perdendo elétrons, que é o ânodo.  Abaixo, temos um exemplo de uma pilha eletroquímica:
A respeito dessa pilha, responda:
Qual eletrodo, A ou B, está sofrendo redução e qual está sofrendo oxidação?
Qual eletrodo é o cátodo e qual é o ânodo?
Escreva a semirreação que ocorre nos eletrodos A e B e a reação global da pilha.
Concentração dos íons B3+ e A2+ aumenta ou diminui?
Ocorre corrosão ou deposição dos eletrodos A e B?
Pede-se calcular a ddp desta pilha.
25) Considere a célula eletetrolítica
26) Qual a diferença entre Eletrólise Aquosa e Eletrólise Ígnea?
 
27) Na eletrólise em qual eletrodo (Polo), ocorre:
a) Oxidação; ____________________________________________
b) Redução; ____________________________________________