Eletroquímica: Conceitos e Fundamentos

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INSTITUTO ESCOLAR ELSHADAY
QUÍMICA
30/06/2020
Murilo Batista Da Silva
ELETROQUÍMICA
Itabaiana-PB
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO.............................................................................3
2 OBEJETIVOS................................................................................4
2.1 OBEJETIVO GERAL....................................................................4
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS..........................................................4
3 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA...........................................................5
3.1 CONCEITOS E FUNDAMENTOS DA ELETROQUIMICA...............5
3.2 ELETROLISE..............................................................................8
3.2.1 Leis de Faraday.....................................................................9
3.2.1.1 primeira Lei de Faraday....................................................10
3.2.1.2 Segunda Lei de Faraday...................................................11
3.3.1 Teoria da dissociação iônica de Arrhenius..........................12
3.3.2 Eletrólitos............................................................................13
3.3.3 Dissociação eletrolítica.......................................................13
3.3.4 Condução nos eletrólitos....................................................14
4 CONCLUSÃO.............................................................................15
1 INTRODUÇÃO 3
Os primeiros estudos eletroquímicos datam de 1786 e foram realizados por Galvani Ele observou que uma perna de rã “movia-se" quando a ele se aplicava uma diferença de potencial elétrico. Um dos polos do elemento de descarga elétrica era fixado no nervo e o capacitor no músculo. Galvani imaginava que o sistema formava um capacitor, descarregando a sua eletricidade na perna (TICIANELLI, 1998).
O objetivo fundamental da Eletroquímica é o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reações de oxirredução (células galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem processos de oxirredução ao receberam trabalho útil elétrico (eletrólise) (TICIANELLI, 1998).
Numa reação de oxirredução ocorrem dois processos básicos: a perda de elétrons chamada de oxidação, e o ganho de elétrons chamado de redução. Se uma substância sofre redução e lá causa, consequentemente, a oxidação de outra substância, portanto ela atua como um agente oxidante. Da mesma forma uma substância que foi oxidada atuou como agente redutor (BROWN, 2005).
Uma reação é considerada eletroquímica se ela estiver associada a uma passagem de corrente elétrica através de uma distância finita, maior que a distância Inter atômica. Essa passagem de corrente envolve o movimento de partículas carregadas: íons, elétrons ou ambos. Dessa forma na maoria das reações, que se manifestam em presença de uma superfície metálica, ocorre esta passagem de corrente através do metal e a reação é eletroquímica em sua natureza (WOLYNEC, 2003).
A corrosão de metais manifesta-se em diferentes tipos de meios, porém o meio em que ele ocorre com maior frequência é o aquoso. Nesse meio o mecanismo da corrosão é essencialmente eletroquímico. Assim, técnicas eletroquímicas podem ser utilizadas na avaliação, no controle e na investigação da corrosão de metais sofrendo diferentes tipos de ataques corrosivos (WOLYNEC, 2003).
2 OBJETIVOS 4
2.1 OBJETIVO GERAL
Estudar a eletroquímica bem com a conversão de energia química (reações de oxirredução) em energia elétrica (pilhas e baterias) e o processo contrários (eletrolise).
2.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS
a) Identificar a importância das leis de Faraday para a Eletroquímica.
b) Verificar a condutividade dentro da eletroquímica bem como a teoria da dissociação iônica de Arrhenius.
c) Analisar as reações eletrodiscos e o potencial de eletrodo.
3 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA 5
3.1 CONCEITOS E FUNDAMENTOS DA ELETROQUIMICA
O objetivo fundamental da Eletroquímica é o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reações de oxirredução (células galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem processos de oxirredução ao receberem trabalho útil elétrico (eletrólise) (TICIANELLI; GONZALES, 2005).
A eletroquímica ocupa-se da análise da inter-relação de fenômenos químicos e de fenômenos elétricos. Tal inter-relação é constatada, de um lado, pela condutividade e elétrica apresentada por certos líquidos e soluções, isto é, pela passagem de corrente elétrica através do meio produzindo reações químicas, e, por outro, pela produção de corrente elétrica a partir de reações químicas (BISCH; COSTA, 2007).
No primeiro caso, temos o fenômeno conhecido da eletrólise, pelo qual a passagem de uma corrente elétrica através de uma solução provoca a decomposição de substâncias. O segundo diz respeito ao funcionamento das pilhas elétricas (BISCH; COSTA, 2007).
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, por isso há a possibilidade de converter energia e elétrica em energia térmica ou o contrário. A compreensão desses fenômenos tem passagem pelos estudos das reações de oxidação - redução, estas reações por exemplo estão envolvidas com armazenamento de energias e pilhas elétricas e ferrugem/corrosão. (FOGAÇA, 2017).
Para que possamos entender as reações eletroquímicas é necessário que tenhamos conhecimento do conceito de estado de oxidação dos átomos que formam um composto
químico em que pode ser definido como a diferença entre o número de elétrons que um
elemento tem na substância pura e o número de elétrons que seu átomo tem num composto (BISCH; COSTA, 2007).
As reações que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxirredução, pois nela ocorrem simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie química que perde elétrons passa por uma oxidação e fica com o Nox (número de oxidação) maior. Já a espécie química que recebe esses elétrons passa por uma redução e o seu Nox fica menor (FOGAÇA, 2017).
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Por exemplo, a seguir há uma reação desse tipo, na qual uma placa de zinco metálico (Zn") é colocada em uma solução de sulfato de cobre (que possui cátions cobre II (Cu2+ ) dissolvidos). O zinco sofre oxidação, perdendo dois e elétrons e transformando-se no cátion
zinco (Zn2+), enquanto os bons de cobre recebem esses elétrons e transformam-se em cobre metálico (Cu). Veja a equação iônica desse processo: Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn?*(aq) + Cus) (BISCH; COSTA, 2017).
Podemos afirmar que o fenômeno eletroquímico na maioria das vezes acontece com reações semelhantes a essa. Sendo que existem duas formas mais comuns: Pilhas e Baterias, onde existe a conversão de energia química em energia elétrica, no qual uma reação espontânea de oxidação-redução produz corrente elétrica. (GALIZA et al, 2014).
A pilha pode ser dividida em três partes:
1. Elétrodos - são os condutores de corrente da pilha:
- Anodo: elétrodo positivo de uma pilha.
- Cátodo: elétrodo negativo de uma pilha.
2. Eletrólito - é a solução que age sobre os eletrodos.
3. Recipiente - guarda o eletrólito e suporta os elétrodos.
Observe a figura a seguir que exemplifica a estrutura:
eletrólise é o processo inverso que acontece com as pilhas e baterias, neste a energia elétrica é transformada em energia química. Utiliza-se energia 
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elétrica para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea pela neutralização das cargas dos íons e formação de substâncias simples (FOGAÇA,2017).
A célula eletrolítica é onde ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das célulaseletrolíticas é diferente do arranjo das células galvânicas (é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica), os dois eletrodos estão no mesmo compartimento com um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não são próximas da padrão (ATKINS, 2007).
"Como em todas as células eletroquímicas, a corrente passa pelo eletrólito, carregada pelos bons presentes" (ATKINS,2007).
Quando se passa uma corrente elétrica proveniente de algum gerador (como uma pilha ou uma bateria) por um líquido iônico (substância fundida - eletrólise ígnea) ou por uma solução aquosa que contém bons (eletrólise em meio aquoso). Desse modo, o cátion presente no líquido ou na solução recebe elétrons, e o ânion doa elétrons, para que ambos fiquem com carga elétrica igual a zero e com energia química acumulada (FOGAÇA,2017).
3.2 ELETROLISE
Eletrólise é basicamente uma reação de oxirredução não espontânea, realizada através de uma corrente elétrica, através de uma solução. (FELTRE, 1928).
Um dos exemplos mais importantes de eletrólise ígnea é a do cloreto de sódio (NaCl) ou sal de cozinha, que produz duas substâncias simples, o sódio metálico, Na'), e o gás cloro, Chcg. A Figura 3 abaixo mostra como ocorre esse tipo de eletrólise:
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Quando o sal é aquecido a uma temperatura de 800,4 ºC, ele se funde e seus íons ficam livres conforme a equação 01: 
NaCl-> Na+ + Cl
Veja o que ocorre em cada e eletrodo quando o gerador é ligado.
Eletrodo positivo: Anodo - desse e eletrodo saem os e elétrons, sofrendo oxidação e é onde os ânions Cl se descarregam;
Eletrodo negativo: Cátodo - esse e eletrodo recebe os elétrons, sofrendo redução e é onde os cátions Nat se descarregam.
As semirreações e a reação global que ocorrem nessa e eletrólise ígnea são:
• Semirreação no cátodo: Na* + e → Na. (redução). 
• Semirreação no ânodo:201 + Cl2 + 2e (oxidação).
• Reação global: 2 Na+ 2 C1 — 2 Na+ Cl2.
3.2.1 Leis de Faraday
Michael Faraday foi um físico e químico inglês, nasceu em Newington a 22 de setembro de 1791 e faleceu em Hampton Court a 25 de agosto de 1867, tendo grandes contribuições no campo da Eletroquímica Ele foi responsável pela criação dos termos: cátion, ânion, eletrodo, elétrico, entre outros. Ele foi intitulado como um experimentalista, título merecido em virtude de ter realizado incontáveis experimentos envolvendo as leis que regem a e eletrólise. Os estudos propostos por Faraday são, na maioria, relacionados à eletrólise, mas não foi somente a esta área que o cientista focou suas pesquisas.
FONTE: ROBERT (2011)
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Michael Faraday formulou duas leis que regem o aspecto quantitativo da eletrólise, relacionando a massa (m) formada ou transformada, com a carga elétrica que atravessa o circuito e o equivalente-grama das substâncias obtidas nos eletrodos. (ROBERT, 2011).
3.2.1.1 primeira Lei de Faraday
A primeira Lei de Faraday estabelece que a massa (m) de uma substância e eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade (Q) que atravessa a solução. (FELTRE. 1928).
Matematicamente:
m=ki.
(Eq.03)
Lembrando que em Eletricidade:
Q=i.t
(Eq.04)
Onde:
į = intensidade da corrente elétrica: t = tempo de passagem da corrente elétrica. Logo:
m= ki.i. t (Eq.05)
Essa lei pode ser comprovada com a célula abaixo. Medindo a intensidade de corrente (i) no amperímetro, o intervalo de tempo (t) de passagem da corrente com um cronômetro e
determinamos o aumento da massa (m) sofrido pelo catodo, devido à deposição de prata durante a eletrólise. Verificamos, então, que à proporção que aumentam (i) e (t), aumentará
também a massa (m).
 
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3.2.1.2 Segunda Lei de Faraday
A segunda Lei de Faraday diz que a mesma quantidade de eletricidade irá e eletrolisar massas (m) de substâncias diferentes, que serão proporcionais aos equivalentes-gramas (E) de oxirredução. Matematicamente: m=k2. E
(Eq.06)
Podemos comprovar essa lei ligando, por exemplo, duas células eletrolíticas em série, com soluções diferentes:
A ligação em série garantirá que a mesma quantidade de eletricidade passará pela primeira e pela segunda célula e eletrolítica Constata-se que a massa de prata (mag) depositada na primeira célula é diferente da massa de Cobre (m cu) depositada na segunda célula. No entanto.
mag mcu =(kz)
EAR Eco
mag=kz. Enge
mcu= kz . Ecu
 
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3.3.1 Teoria da dissociação iônica de Arrhenius
A partir das experiências dos físico-químico sueco August Arrhenius, realizadas com a passagem de corrente elétrica através de soluções aquosas, formulou-se a hipótese de que estas continham os íons, partículas carregadas. Segundo Arrhenius os íons positivos, os cátions, e negativos, os ânions (SOUZA, 2015).
Segundo Silva (2007) a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius referisse a quando uma substância se dissolve em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão se encerra nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas dividem-se em partículas
ainda menores, com carga elétrica, denominadas ions. Nesta situação, a solução é condutora. Os íons estão ilustrados logo abaixo, conforme a figura abaixo.
 
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3.3.2 Eletrólitos
Em termos simples, é possível afirmar que um eletrólito é um tipo de material que, quando dissolvido em água, se torna condutor. Na maioria das situações, os eletrólitos são soluções de ácidos, bases ou sais, diluídas em solvente, normalmente água. Por isso recebem o nome de solução iônicas (MARQUES, 2015). Um exemplo de dissociação iônica pode ser visto na figura abaixo.
3.3.3 Dissociação eletrolítica
As ligações iônicas resultam da atração elétrica entre cátions e ânions, constituindo a molécula. Tendo em vista que nessas ligações a força elétrica é de fundamental importância,
para separar os bons há a necessidade de fazer com que essa força fique consideravelmente mais reduzida. E isso é possível se o meio no qual o composto estiver for um meio dielétrico (MARQUES, 2015).
Denomina-se de dielétrico o material que dificulta a passagem da corrente elétrica. Nesse tipo de material, os elétrons em fluxo ordenado têm seu movimento impedido. Perceba que a definição de dielétrico é exatamente a mesma para isolante elétrico (JUNIOR, 2015).
Conforme Marques (2015), a água possui uma constante dielétrica que é 80 vezes maior que a constante dielétrica do ar. Consequentemente, a força 
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eletrostática fica 80 vezes menor quando o composto está imerso na água. Esse enfraquecimento da força eletrostática acarreta a separação dos íons. Esta separação é a dissociação eletrolítica.
3.3.4 Condução nos eletrólitos
Suponhamos agora uma solução de um ácido, uma base ou um sal em água, por exemplo, cloreto de sódio em água. Sabemos que suas moléculas se dissociam, isto é, existem íons de sódio e de cobre soltos na água, caminhando em direções quaisquer. Suponhamos que nessa solução sejam mergulhadas duas placas metálicas A e B, ligadas aos polos de um gerador G, conforme a Figura 8. As duas placas metálicas são chamadas e eletrodos. O eletrodo
negativo, istoé, aquele ligado ao polo negativo do gerador é chamado catodo. O eletrodo positivo, isto é, aquele ligado ao polo positivo do gerador é chamado anodo (CENTRO DE ENSINO E PESQUISA APLICADA, 2010). 
Esse movimento de íons em sentidos opostos forma a corrente elétrica. Consequentemente, a solução passa a conduzir a eletricidade. O dado interesse a desse processo de condução é o fato de que ele acaba sendo um 
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processo autossustentado. Isso ocorre porque os elétrons que são cedidos ao ânodo são enviados, através desse eletrodo, para o gerador. O papel do gerador é enviá-los para o cátodo através do fio metálico (MARQUES, 2015).
No cátodo, os elétrons são assimilados polos bons positivos. Ao receberem esses elétrons, esses íons se transformam em átomos neutros. Assim, nos fios metálicos, a corrente
são uma corrente de elétrons que são retirados dos ânions e repassados para cátion esse processo é ilustrado na figura abaixo na qual se considera a dissociação e eletrolítica do coberto de sódio (MARQUES, 2015).
 
4 CONCLUSÃO
Através deste trabalho, que se constituiu de uma breve revisão bibliográfica, foi possível relembrar determinados conceitos provenientes da química básica. Assim como apresentou uma área da química mais aprofundada no que tange o estudo da eletroquímica através das leis de Faraday, além da teoria de Arrhenius.
A eletroquímica mostrou-se ser uma grande e importante área de estudo da química sendo igualmente importante para a natureza, quanto para a indústria, tendo em vista que processos e eletroquímicos estão presentes diariamente na vida cotidiana. Para a engenharia de materiais possuir conhecimento sobre eletroquímica é fundamental, uma vez que, através da mesma é possível estudar e entender fenômenos de degradação, como a corrosão, um grande problema para os materiais metálicos.