11º ATIVIDADE - Eletroquímica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO – UNIVASF
CURSO: Engenharia Elétrica
Aluno(a): Audenor dos Santos Ribeiro Júnior
Data: 09/04/13 Turma: 2012.2
Atividade de Química Geral Prática
Eletroquímica
1 – Dada a célula, a 25ºC:
Pb│Pb2+ (aq., 1molL-1) ║ Ag+ (aq., 1 molL-1)│Ag
Dados: Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s)  0,13 V; F = 96500C mol-1
 Ag+(aq) + e- → Ag  +0,80 V
Escreva as reações dos eletrodos e da célula;
Reações dos Eletrodos:
Anodo (semi-reação de oxidação) Pb(s) → Pb2+(aq) + 2e- 
Catodo (semi-reação de redução) 2Ag+(aq) + 2e- → Ag(s)
Reação da Célula:
Pb(s) + 2Ag+(aq) → Pb2+(aq) + Ag2(s)
Calcular a força eletromotriz;
Calculando a força eletromotriz que sob condições-padrão também é chamada de potencial-padrão da célula temos:
cel = red (catodo) - red (anodo)
cel = (+0,80 V) – (–0,13 V)
cel = +0,93 V
Calcular a variação da energia livre da reação da célula;
Por ∆Gº = -nFEº, temos:
∆Gº = -(2)(96500 J V-1 mol-1)(+0,93 V)
∆Gº = -1,8 x 105 J / mol
Explique se a reação é espontânea ou não. 
Ao calcular a espontaneidade utiliza-se da mesma fórmula da letra b, porém retiramos o índice inferior de Eº, para indicar que o cálculo da fem não se refere a uma célula voltaica, substituímos também catodo e anodo por processo de redução e oxidação, respectivamente.
 = red (processo de redução) - red (processo de oxidação)
 = (+0,80 V) – (–0,13 V)
 = +0,93 V
Como se encontrou um valor de E positivo, a reação é espontânea.
 
2 – Explique a diferença entre célula eletrolítica e célula galvânica, procure exemplificar. 
As células voltaicas ou galvânicas são usadas para gerar corrente elétrica através da energia liberada por uma reação redox espontânea, composta de dois eletrodos fazendo contato com as células e um eletrólito dentro da célula, por exemplo na reação espontânea abaixo entre zinco metálico e íons de cobre temos:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Temos os eletrodos Zinco e Cobre, o zinco atuando como Anodo e o Cobre como Catodo, quando colocamos um pedaço de zinco em contato com uma solução aquosa de CuSO4, o cobre se sobrepõe na superfície do zinco, devido a quando os elétrons são transferidos dos átomos de zinco para os íons de cobre, eles irão reduzir esses íons presentes na solução dos átomos de cobre que aderem a superfície do pedaço de zinco, dessa maneira o zinco irá se decompor, devido a perca de elétrons e formaram os íons Zn2+ que vão sendo transferidos para a solução.
Em contrapartida uma célula eletrolítica não ocorre apenas em reações redoxes espontâneas, por exemplo, quando é fornecida energia elétrica a um sistema, torna-se possível uma reação não espontânea ocorrer, chamamos essa reação de reação de eletrolise, ou seja, a energia elétrica atua como um impulso externo ao sistema ocorrendo em células eletrolíticas, por exemplo a reação abaixo:
Energia elétrica
2H+ + 2Cl- → H2(g) + Cl2(g)
Ocorrerá apenas quando deixarmos passar corrente elétrica por ela, após um certo tempo, o número de mols de H2(g) que se desprendem no eletrodo negativo será igual ao número de mols de Cl2(g) que serão liberados no eletrodo positivo.
3 – Explicar os itens abaixo:
a) A relação entre a energia livre de Gibbs e o potencial da célula;
A relação bem nítida é em relação ao sinal, se o potencial da célula o ∆Eº < 0, a reação ñ será espontânea porém se o ∆Eº > 0, a reação será espontânea, porém para a energia livre de Gibbs, a posição do sinal muda para uma reação ser espontânea o ∆Gº < 0, dessa forma o ∆Eº > 0 e se o ∆Gº > 0, a reação não será espontânea e consequentemente o ∆Eº < 0, essas aplicações não validas para a fórmula abaixo:
∆Gº = -nF∆Eº
b) Eletrólise x pilha.
Na pilha temos uma reação espontânea, onde os elétrons percorrem os eletrodos sem que precisem de um impulso externo, ou seja, migram do anodo para o catodo, na eletrolise o processo é o oposto, ou seja não é espontâneo, os elétrons migram do catodo para o anodo apenas quando se aplica uma corrente elétrica.
4 - Calcule a fem, em 25°C, de uma célula de Daniell na qual a concentração de íons Zn2+ é 0,10 mol L-1 e a de íons Cu2+ é 0,0010 mol L-1.
Dados: Cu2+(aq) + 2 e Cu(s) E° = +0,34 V
 Zn2+(aq) + 2 e Zn(s) E° = - 0,76 V
Primeiramente fazemos:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Obtemos assim a Eº:
 = red (catodo) - red (anodo)
cel = (+0,34 V) – (–0,76 V)
cel = +1,10 V
Encontramos o ∆E:
∆E = 1,1 – 0,059 log [0,1]
 2 [0,001]
∆E = 1,1 - 0,0295 x 2
 2
∆E = 1,0705
5 – Explique qual a importância da eletroquímica nas Engenharias. Exemplifique.
A importância desse conhecimento é muito relevante a um engenheiro, que lida com diferentes ramos, sejam eles geradores elétricos, pilhas e bateiras, rádio, computadores, na engenharia civil e nos transportes, imagine um Engenheiro sem o mínimo conhecimento sobre a eletroquímica nesses variados ramos? Iriam simplesmente comprometer o resultado final e o funcionamento dos equipamentos, obras e etc.