AULA 6 ELETROQUÍMICA

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ELETROQUÍMICA I
COLÉGIO NAVAL
MARINHA DO BRASIL
2º Ten (RM2 – T) THAIS SILVA
2012
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OBJETIVOS
Identificar o conceito de potencial de eletrodo, caracterizando os eletrodos de uma célula eletroquímica.
Apresentar os processos eletroquímicos envolvidos em uma pilha, usando como referência a pilha de Daniell.
Demonstrar através de cálculos da força eletromotriz de uma pilha, a espontaneidade do processo.
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TÓPICOS
Introdução 
Funcionamento de uma pilha - Pilha de Daniell.
Potenciais de oxidação e de redução.
Espontaneidade de uma pilha e cálculo da força eletromotriz.
Pilhas.
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INTRODUÇÃO
A eletroquímica estuda o aproveitamento da transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.
Reações de transferência de elétrons são reações de oxidação-redução ou redox.
Reações redox podem resultar na geração de uma corrente elétrica ou podem ser causadas pela imposição de uma corrente elétrica.
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INTRODUÇÃO
ENERGIA
QUÍMICA
ENERGIA
ELÉTRICA
ENERGIA
QUÍMICA
ENERGIA
ELÉTRICA
PILHAS: sistemas em que a energia química se transforma espontaneamente em energia elétrica.
PILHA
ELETRÓLISE: sistemas em que a energia química se transforma em energia elétrica.
ELETRÓLISE
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OXIDAÇÃO: perda de elétrons(s) por uma espécie; aumento do Nox.
REDUÇÃO: ganho de elétron(s); diminuição do Nox.
AGENTE OXIDANTE: aceptor de elétrons; a espécie é reduzida.
AGENTE REDUTOR: doador de elétrons; a espécie é oxidada.
INTRODUÇÃO
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 Os agentes oxidante e redutor estão em contato.
Cu(s) + 2 Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
REAÇÃO REDOX DIRETA
1. Colocar os reagentes em contato direto.
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CÉLULA ELETROQUÍMICA
2. Separar os reagentes em um arranjo apropriado.
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CÉLULA ELETROQUÍMICA
Movimento de cargas
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ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.
ANODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula ENTRA na solução.
CATODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula DEIXA a solução.
ELETRÓLITOS: São assim chamadas todas as soluções que CONDUZEM a corrente elétrica.
ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se movimentam na solução.
CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito.
DEFINIÇÕES
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Uma bateria funciona através da transferência de elétrons, através de um fio externo, do agente redutor para o agente oxidante.
REAÇÃO REDOX INDIRETA
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Circuito elétrico é o caminho seguido por uma corrente elétrica. 
Em termos práticos, fechar o circuito significa "ligar", e abrir significa "desligar". Para isto é que servem os interruptores colocados nas paredes das casas, no corpo dos aparelhos eletrodomésticos (como o liquidificador, o ventilador, a televisão, o aspirador de pó, o aparelho de som), ou ainda, em rádios e lanternas.
CIRCUITO ELÉTRICO
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Alessandro Giuseppe Volta
Físico italiano, foi um dos precursores dos estudos de fenômenos elétricos e conseguiu gerar eletricidade por meio de reações químicas.
Era composta do seguinte modo: um disco de cobre, sobre ele um disco de feltro embebido em H2SO4 diluído em água, depois um disco de zinco, sobre este, outro disco de feltro embebido em H2SO4 diluído, depois outro disco de cobre, e assim sucessivamente.
Os elétrons fluem da lâmina de zinco (Zn) para a de cobre (Cu).
Na pilha de Volta, o cobre é o polo positivo, e o zinco, o negativo. 
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PILHA DE DANIELL
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PILHA DE DANIELL
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PILHA DE DANIELL
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 Equação global:
Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da seguinte maneira:
 Usando essa notação, a pilha estudada pode ser representada por:
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu0
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PONTE SALINA
 A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos eletricamente neutros através da migração de íons (corrente iônica).
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EXERCÍCIOS
1. Na reação química expressa pela reação
Zn + Cu2+  Cu + Zn2+
Podemos afirmar que houve: 
a) oxidações do Zn e do Cu. 
b) reduções do Cu2+ e do Cu. 
c) oxidação do Zn e redução do Cu2+.
d) oxidação do Zn2+ e redução do Cu. 
e) oxidação do Cu2+ e redução do Zn. 
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EXERCÍCIOS
2. Na célula eletroquímica Al / Al3+ // Fe 2+/ Fe podemos afirmar que: 
 
a) O alumínio sofre redução. 
b) O ferro é o ânodo. 
c) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, do alumínio para o ferro. 
d) A solução de Al3+ irá se diluir. 
e) No eletrodo de ferro, a barra de ferro sofre corrosão.
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EXERCÍCIOS
3. O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é: 
 
a) catodo. 
b) polo positivo. 
c) anodo. 
d) o eletrodo que aumenta a massa. 
e) o que ocorre redução. 
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EXERCÍCIOS
4. Podemos dizer que, na célula eletroquímica 
Mg(s) / Mg2+(aq) // Fe 2+(aq) / Fe(s): 
 
a) o magnésio sofre redução. 
b) o ferro é o ânodo. 
c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro. 
d) há dissolução do eletrodo de ferro. 
e) a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo. 
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EXERCÍCIOS
5. Na pilha eletroquímica sempre ocorre:
a) oxidação do cátodo.
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) reação com diminuição de calor.
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo.
e) reação de neutralização.
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EXERCÍCIOS
6. Considere o esquema referente à pilha a seguir:
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POTENCIAL DE UM ELETRODO (E0)
 É uma forma de se determinar quantitativamente a capacidade que um eletrodo apresenta de doar ou receber elétrons quando comparado a outro. 
 Esse valor não é absoluto e, mesmo que cada eletrodo possua seu respectivo potencial, só conseguimos medir a diferença de potencial (ddp).
 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. 
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ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO
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EXEMPLO
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Usando Potenciais Padrão, Eo
Qual é o melhor agente oxidante: 	O2, H2O2, ou Cl2? 
Qual é o melhor agente redutor: 	Hg, Al, ou Sn? 
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 Os metais mais reativos são os que apresentam maior tendência de doar elétrons. Localizam-se no começo da fila.
FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS
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FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM)
 DAS PILHAS
Diferença de Potencial:
 
A diferença de energia potencial entre dois eletrodos é medida em volts. 
1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para fornecer 1 Joule (J) de energia para uma carga de 1 Coulomb (C).
1 V = 1 J/C
É a força diretora que movimenta os elétrons ao longo de um circuito externo, de acordo com a sua diferença de potencial (ddp).
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FORÇA ELETROMOTRIZ (fem ou E)
 DAS PILHAS
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FORÇA ELETROMOTRIZ (fem ou E)
 DAS PILHAS
E = E0red (catodo) – E0red (anodo)
E = E0H2 – E0Zn
0,76 V = 0 - E0Zn
E0Zn = - 0,76 V
Pilha de Zinco e Hidrogênio
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FORÇA ELETROMOTRIZ (fem ou E)
 DAS PILHAS
E = E0red (catodo) – E0red (anodo)
E = +0,34 – ( - 0,76)
E = + 1,10 V
Cálculo da fem da pilha de Daniell em condições-padrão:
Zn + Cu2+  Cu + Zn2+
Potenciais de redução:
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FORÇA ELETROMOTRIZ (fem ou E)
 DAS PILHAS
Cálculo da fem da pilha de Daniell em condições-padrão:
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E0 e espontaneidade da oxi-redução
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EXERCÍCIOS
8.
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O MnO2 triturado e mesclado com o carvão, constitui em conjunto com a barra de grafite o eletrodo positivo e a pasta de NH4Cl mais o eletrodo de Zn constituem o eletrodo negativo. 
PILHA SECA OU PILHA DE LECLANCHÉ
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PILHA SECA OU PILHA DE LECLANCHÉ
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 O anodo é feito de zinco altamente poroso, que permite uma oxidação mais rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum.PILHA SECA ALCALINA ou 
PILHA COMUM ALCALINA 
São semelhantes à de Leclanché. 
As principais diferenças são: 
 A mistura eletrolítica contém KOH ou NaOH, ao invés de NH4Cl. 
 Comparando-as com as pilhas secas comuns, as alcalinas são mais caras, mantêm a voltagem constante por mais tempo e duram cinco vezes mais.
Por que será que as pilhas alcalinas duram mais que as comuns???
Nas pilhas alcalinas, o meio básico faz com que o eletrodo de zinco sofra um desgaste mais lento, comparado com as pilhas comuns que possuem um caráter ácido.
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São fontes de energia eletroquímica fechada e portátil que consistem em uma ou mais células voltaicas.
Baterias e Pilhas
Pilhas primárias: não podem ser recarregadas.
Pilhas secundárias: podem ser recarregadas.
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 Bateria de chumbo e ácido (automotiva);
 Bateria de sódio e enxofre (automóveis elétricos);
 Pilhas alcalinas;
 Pilhas secas;
 Baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio (dispositivos eletrônicos portáteis);
Utilização de baterias e pilhas no 
dia-a-dia
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DESCARTE
Tempo de degradação: Pilhas: de 100 a 500 anos.
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Durante a descarga da bateria o H2SO4 é consumido, com isso a concentração e a densidade da diminuem gradativamente. Quando a densidade atinge valores inferiores a 1,20g/mL, a bateria está praticamente descarregada. 
Porque uma bateria de automóvel (chumbo) dura tanto tempo?
Em uso contínuo, a bateria de chumbo duraria poucas horas, mas no automóvel, ela é recarregada pelo gerador, através da aplicação de uma diferença de potencial superior a da bateria em sentido contrário (eletrólise).
É correto colocar água na bateria de chumbo?
As constantes recargas efetuadas pelo gerador na bateria de chumbo, causa também a decomposição da água da solução da bateria, por isso, periodicamente coloca-se água destilada
Quando a bateria de chumbo fica totalmente descarregada?
SAIBA MAIS
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Depois que a pilha comum para de funcionar (descarrega) ela pode ser recarregada e voltar a funcionar novamente?
Não, ela volta a funcionar durante algum tempo, porque a baixa temperatura faz com que o gás amônia seja removido, o que não significa que ela foi recarregada. 
Não. Porque a pilha de Leclanché não é recarregável (semi-reação de redução irreversível). A pilha cessa seu funcionamento quando todo o dióxido de manganês é consumido.
Se colocarmos uma pilha gasta na geladeira ela é recarregada?
SAIBA MAIS
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Recarregada não, mas o aumento de temperatura irá favorecer a perda de elétrons, fazendo com que ela funcione por mais algum tempo.
Será que a pilha comum dura mais se intercalar períodos de uso e de repouso?
Sim. Pois ao utilizar continuamente a pilha, os gases formados: hidrogênio e gás amônia impedem o fluxo de cargas elétricas fazendo com que a corrente caia. Retirando a pilha do aparelho, após um certo tempo ela irá funcionar, pois as bolhas gasosas formadas serão desfeitas.
E na água quente a pilha é recarregada?
SAIBA MAIS
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GABARITO
1. C. 
2. C.
3. C.
4. C.
5. D.
6. 1. oxidação, 2. anodo, 3. polo negativo, 4. B  B3+ + 3é,
 5. aumenta, 6. corrosão, 7. redução, 8. catodo, 9. polo 
 positivo, 10. A2+ + 2é  A. 11. diminui, 12. deposição, 
 13. 2B + 3A2+  2B3+ + 3A. 14. B/B3+ // A2+/A.
 15. Espontâneo.
7. a) espontâneo, b) não-espontâneo, c) espontâneo, 
 d) espontâneo, e) espontâneo, f) não-espontâneo, 
 g) espontâneo.
8. E = 1,56 V.
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Leia as informações referente à questão 08.
Os hidrocarbonetos isômeros antraceno e fenantreno diferem em suas entalpias (energias). Esta diferença de entalpia pode ser calculada medindo-se o calor de combustão total desses compostos em idênticas condições de pressão e temperatura. Para o antraceno, há liberação de 7060 kJ/mol e para o fenantreno, há liberação de 7040 kJ/mol. 
08)Sendo assim, para 10 mols de cada composto, a diferença de entalpia é igual a
 
(A)20 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
(B)20 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
(C)200 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
(D)200 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
(E)2000 kJ, sendo o antraceno o mais energético.