resumo de eletroquimica

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RESUMO DE QUÍMICA
ELETROQUÍMICA
2º Ten (RM2 – T) THAIS SILVA
ALUNO 2021 GOMES
Eletroquímica
É a parte da química que estuda fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de oxidorredução e também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações.
Pilhas e baterias: são dispositivos nos quais uma reação espontânea de oxidorredução produz corrente elétrica.
Conceitos
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.
Eletrodos: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.
Ânodos: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula entra na solução.
Cátodos: 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.
Circuito elétrico: é o caminho seguido por uma corrente elétrica.
Pilha de Alessandro Volta
	
	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).
	O cobre é o polo positivo, e o zinco, o negativo. 
Pilha de Daniell
Na pilha de Daniell os elétrons se deslocam pelo circuito da chapa de zinco (ânodo), que sofre oxidação, para a chapa de cobre (cátodo), que sofre redução. Com isso ocorre a corrosão da chapa de zinco aumentando a concentração Zn2+que consequentemente aumenta a concentração de sulfato de zinco, pois ele reage com o sulfato para formação do sal. E na outra parte nós temos recebendo os elétrons e ficando como o que diminui a concentração de sulfato de cobre, e esse sulfato será o que vai forma o sulfato de zinco a mais, pois os íons podem passar pela membrana porosa para manter uma concentração equilibrada dos dois lados. Em casos, em que há a ponte salina ela serve para permitir a passagem desses íons de um lado para o outro.
Observação:
Ânodo – sofre oxidação – polo negativo da pilha
Cátodo – sofre redução – polo positivo da pilha
Representação da reação que ocorre nas pilhas
Exemplo
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu0
Potencial das pilhas
Nas pilhas, os elétrons fluem do ânodo para o eletrodo através de um fio externo. Colocando-se nesse fio um voltímetro conseguimos medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha.
A diferença de potencial ou ddp (E) de uma pilha depende das especies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura. Assim E deve ser medido em uma condição-padrão: concentração de 1 mol/L e pressão de 1 atm (para gases), em que temos E0.
E = E0red (catodo) – E0red (anodo)
Observação: a tabela de potenciais de
Espontaneidade de uma reação
Uma reação espontânea, em que E > 0, caracteriza uma pilha. Uma reação em que E < 0 não é espontânea portanto não e uma pilha.
Observação
Eletrólise
É um processo não-espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema liquido, no qual existem íons, produz reações químicas. A corrente elétrica é produzida por um gerador. Os eletrodos estão inertes. As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.
Eletrólise Ígnea: é o nome dado de uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de um composto iônico fundido.
Nesse tipo de eletrolise nos temos um composto iônico no estado liquido (na figura o NaCl) que se separa em seus íons positivo e negativo. A passagem de elétrons ocorrera do anodo (polo positivo) para o catodo (polo 	negativo). Os elétrons cedidos serão passados para o anodo pelo Cl- que sofre oxidação e os elétrons recebidos pelo catodo farão com que o Na+ sofra redução. Obs.: O número de elétrons libertados no anodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no catodo, em qualquer instante da eletrólise.
Observação:
Ânodo – sofre oxidação – polo positivo
Cátodo – sofre redução – polo negativo
Ânodo (+): 2 Cl-  Cl2(g) + 2e- (oxidação)
Cátodo (-): 2 Na+ + 2e-  2 Na(s) (redução)
Reação Global: 2 Cl- + 2 Na+  Cl2(g) + 2 Na(s)
Eletrólise em meio aquoso: é o nome dado de uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de uma solução aquosa de eletrólito.
Nessa eletrólise nós temos os íons formados pelo sal e também os ions formados pela ionização da água. 
Exemplo: NaCl e H2O
2 NaCl 2 Na+ + 2 Cl-
2 H2O 2 H+ + 2 OH-
Observação: Apenas um dos cations e um dos anions sofrem mudança de cargas nos eletrodos. Isso vai depender da facilidade de descarga do íon. Qual tiver maior facilidade vai ser o que sofre a oxidação ou redução. Nesse caso:
Catodo: 2 H+ + 2e-  H2
Anodo: 2 Cl-  Cl2 + 2e-
E no fim, como mostra a reação abaixo, os outros continuam sendo íons.
2 NaCl(aq) + 2 H2O(l)  2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g)
Aspectos quantitativos da eletrolise
A unidade mais comumente utilizada para expressar a velocidade de fluxo de uma corrente elétrica é o ampère (A), que se refere ao número de coulombs (carga) que passa por um ponto por unidade de tempo.
I = Q / t
o mesmo que
Q = I x t
Q - quantidade de eletricidade ou carga (C)
I - corrente elétrica (A)
t - tempo em segundos
Constante de Faraday
9,65 x 104 C = 1 faraday = 1 F
É a quantidade de carga transportada por 1 mol de elétrons e foi denominada constante de faraday.
Corrosão de metais
É a deterioração de metais por meio de processo eletroquímico que ocorre nas reações de oxidorredução.
Corrosão do ferro
O ferro oxida-se facilmente quando exposto ao ar úmido. Ele reage com a água o gás oxigênio e algum sal presente presente na água. Formando-se a ferrugem ao final de todas as reações. Observação: como a presença de sais dissolvidos na umidade do ar nas regiões litorâneas e maior, o problema da corrosão do ferro também é. 
Proteção contra corrosão
A ferrugem pode ser evitada com a utilização de revestimentos de proteção, como tintas, graxas, óleos, esmaltes ou alguns metais mais resistentes a corrosão do que o ferro. Os metais mais reativos que o ferro também podem ser utilizados, pois quando oxidam, formam um óxido que se adere ao ferro e o reveste e faz a proteção contra a corrosão. Esse metal é conhecido como eletrodo ou metal de sacrifício.