resumo sobre eletroquímica

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ELETROQUÍMICA
Profª Loraine Jacobs
DAQBI
lorainejacobs@utfpr.edu.br
paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
ELETROQUÍMICA
 Semi-Reações
 Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução:
 Maneira conceitual de representação pois não há elétrons livres;
 Espécie oxidada e reduzida formam o par redox Mg2+/Mg
ELETROQUÍMICA
 Semi-Reações de Oxidação e Redução
 Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado 
direito da flecha. Par redox: Mg2+/Mg
 Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado 
esquerdo da flecha. Par redox: O2 /O
2-
 Semi-reações somadas expressam a reação redox completa. 
ELETROQUÍMICA
 Os metais, em forma elementar ou reduzida, têm uma maior
predisposição em ceder elétrons (oxidação) para outras espécies
químicas que ao recebê-los se reduzem. Os metais nesta forma
elementar atuam como agentes redutores, pois induzem outras
espécies químicas a se reduzirem.
 Os metais em suas formas catiônicas ou formas já oxidadas, pelo
fato de terem cedido elétrons e ficado com carga positiva, tem
mais tendência a receberem elétrons (redução) e atuarem como
agentes oxidantes, ao induzirem que outras espécies químicas se
oxidem e cedam elétrons para eles.
ELETROQUÍMICA
 Série de reatividade dos metais.
 Aumento do poder como agente redutor (Oxidação)
ELETROQUÍMICA
 ELETROQUÍMICA
 Reações Espontâneas
Conversão de energia química em energia elétrica  Pilhas e
Baterias
 Reações Não - Espontâneas
Conversão de energia elétrica em energia química Eletrólise
ELETROQUÍMICA
 Teoria da Eletricidade Animal
 Em 1786,ao dissecar uma rã próxima de um gerador eletrostático,
Luigi Galvani notou que as pernas da rã sofriam fortes contrações.
Também observou esse fenômeno quando rãs penduradas em
ganchos de cobre que, ao serem balançadas pelo vento,
tocavam uma estrutura de ferro.”
ELETROQUÍMICA
 Células Eletroquímicas
 Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química
espontânea ou usada para forçar uma reação química não
espontânea.
 Células Galvânicas ou Voltaicas
 São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para
produção de corrente elétrica.
ELETROQUÍMICA
 Células Galvânicas – Estrutura
 Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico
com o conteúdo da célula;
Ânodo(-): Eletrodo onde ocorre a oxidação  Elétrons saem do eletrodo.
Cátodo (+): Eletrodo onde ocorre a redução  Elétrons entram no eletrodo.
 Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula
 Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução
ELETROQUÍMICA
Células Galvânicas
ELETROQUÍMICA
 Pilhas ou Baterias
 Células galvânicas em série onde a corrente produzida (voltagem) é a
soma das correntes(voltagem) de cada célula galvânica.
 Alessandro Volta (1800) – 1ª Pilha Elétrica
 Discos de Cu e Zn embebidos em H2SO4
ELETROQUÍMICA
 Soluções Ácidas  Liberação de Gases tóxicos
 1836 – John Daniell Célula de Daniell ou Pilha de Daniell
Utilização de sais substituindo os ácidos
 Reação redox Zn(s) + Cu2+  Zn2+ + Cu(s) é espontânea
ELETROQUÍMICA
 Pilha de Daniell
Tempo Tempo
ELETROQUÍMICA
 Pilha de Daniell
 Semi-Reações
Zn - Semi-reação de oxidação: Znº  Zn2+ + 2e-
Cu – Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e- Cuº
 Reação Global: Znº + Cu2+  Zn2+ + Cuº
ELETROQUÍMICA
 Pilha de Daniell – Montagem e Funcionamento
 Porcelana porosa
 Passagem dos íons Zn2+ e SO4
2-
ELETROQUÍMICA
 Pilha de Daniell – Após tempo de funcionamento
 Reação até o términos dos reagentes
 Reação reversível
 Equilíbrio: V = 0
ELETROQUÍMICA
 Pilha de Daniell – Ponte Salina
 A função da ponte salina é permitir a movimentação de íons de um 
copo para outro (nos dois sentidos).
ELETROQUÍMICA
 Notação para as células
 Representa o que ocorre nos dois eletrodos – Diagrama de célula
 Pilha de Daniell
Zn(s)|Zn
2+
(aq)| Cu
2+
(aq)|Cu(s)
 Quando houver ponte salina
 Pilha de Daniel
Zn(s)|Zn
2+
(aq)|| Cu
2+
(aq)|Cu(s)
ELETROQUÍMICA
 Eletrodo Padrão de Hidrogênio(EPH)
 Nem todas as reações envolvem um sólido redutor
 Condutor metálico inerte para fornecer ou remover elétrons  Pt mais
utilizada
 Potencial de Eletrodo = Zero
 Potencial dos demais eletrodos referência
 Representação Pt(s)|H2(g)|H
+(aq)
ELETROQUÍMICA
Tabela de Potenciais-Padrão de Redução
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)
 Diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos.
Eº = Eº(cátodo) –Eº(ânodo)
 Ex: Zn(s)|Zn
2+
(aq)|| Cu
2+
(aq)|Cu(s)
 ∆ Eº = Eº (Cu2+, Cu)- Eº(Zn2+, Zn)
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão de Oxidação e Redução
 Diferença entre os potenciais medidos entre o EPH e o eletrodo metálico.
 Tendo como referência os potenciais de redução
 Valores positivos  Adquire elétrons  Agente Oxidante
 Valores Negativos  Cede Elétrons  Agente Redutor
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)
 Este valor depende diretamente de :
 Natureza dos metais formadores da pilha
 Das concentrações das soluções utilizadas
 Da temperatura em que a pilha estiver funcionando
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)
 Natureza dos metais formadores da pilha
 Fator mais importante
 Ânodo – empurra elétrons para o circuito
 Cátodo – puxa elétrons do circuito
 Quanto maior a tendência do ânodo em “soltar” elétrons e do cátodo em “puxar”
elétrons maior será a FEM da pilha
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)
 Concentração das soluções utilizadas
 Mudança de concentração Deslocamento de equilíbrio Diminuição da FEM
 1 mol/L  Concentração padrão de soluções em uma célula eletroquímica
 (s)Cu (aq) ZnSO )(CuSO + (s)Zn 044
0 aq
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)
 Temperatura da Pilha
 Temperatura  Influi em todas as reações químicas
 Pode aumentar ou diminuir a FEM da pilha
 25ºC Temperatura padrão em uma célula eletroquímica
ELETROQUÍMICA
 Potencial Padrão da Célula (∆Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM)

 De acordo com o eletrodo utilizado o EPH poderá receber ou ceder elétrons sendo
cátodo ou ânodo
)()()(2
)(2)(2
2)( Zn Zn
2
20
2
20
gHaqZnaqHZn
gHeaqH
eaq






ELETROQUÍMICA
 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução
 ∆Eº negativo  Reação não espontânea
 ∆Eº positivo  Reação espontânea
ELETROQUÍMICA
 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução
 Reação: Zn + FeCl2  Zn
2+ + Fe0 é espontânea?
ELETROQUÍMICA
 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução
 Reação: 2NaCl + Br2  2NaBr + Cl2 é espontânea?
Pilhas Portáteis
ELETROQUÍMICA
 Pilhas portáteis
 Energia mais cara do que a energia elétrica  Vantagem  Mobilidade
 Baterias de automóveis
 Pilha de Leclanché (Pilha seca)
 Pilhas alcalinas
 Célula combustível
ELETROQUÍMICA
 Baterias
 Acumulador de energia  Gaston Planté - 1860
 Pilhas ligadas em série
 Bateria de 12V  6 séries 2V cada
ELETROQUÍMICA
 Baterias
 Vantagens
 Corrente elevada em pouco espaço de tempo
 Recarregáveis
 Desvantagens
 Peso elevado
 Solução ácida  Produção de gases tóxicos/vazamento
 Alternativa
 Baterias blindadas  Pasta eletrolítica  Pilhas secas
ELETROQUÍMICA
 Pilha Seca
 Pilha de Leclanché
ELETROQUÍMICA Pilha Seca
 Pilha de Leclanché
ELETROQUÍMICA
 Pilha Alcalina
2
ELETROQUÍMICA
 Pilha Alcalina
 Troca do NH4Cl (ácido) por KOH ou NaOH (básico)
 50% mais energia  KOH /NaOH melhor condutor  menor resistência à
movimentação de carga
ELETROQUÍMICA
 Célula Combustível
 Células de combustão  processo contínuo
 Calor utilizado para produzir eletricidade
ELETROQUÍMICA
 Célula Combustível
 Mais utilizada Célula combustível de Hidrogênio
 Célula Combustível