INORGANICA - RELATORIO ELETROQUIMICA

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Relatório
Atividade de Complementação de Carga Horária (ACCHs).
Assunto: Eletroquímica
Douglas Alencar RGM: 17889057
Outubro de 2020
Definição de eletroquímica
A eletroquímica é a parte da química que estuda transferências de elétrons entre substâncias. Reações onde alguns reagentes perdem elétrons enquanto outros ganham para formar produtos são chamadas reações de oxirredução ou redox. O comportamento dessas reações é o principal tópico da eletroquímica. 
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 ela 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. Temos que:
Agente oxidante ⇔ sofre redução ⇔ ganha elétrons
Agente redutor ⇔ sofre oxidação ⇔ perde elétrons
A identificação de reações redox nem sempre é óbvia. Em geral associamos reações de transferência de elétrons com reações dentro de pilhas e baterias, entretanto reações redox são mais comuns do que imaginamos. A combustão, respiração, ferrugem são alguns exemplos de processos de oxirredução. Para identificar se uma reação é de oxirredução é necessário avaliar a variação do número de oxidação (Nox) dos produtos e reagentes. Em geral atribui-se um número de oxidação para cada átomo nos reagentes e cada átomo dos produtos. Caso ocorra variação concluímos que houve transferência de elétrons e, portanto, a reação é de oxirredução. 
Definição de reações de oxirredução
Na eletroquímica estuda-se as reações de oxirredução, que são caracterizadas pela perda e ganho de elétrons. Ou seja, ocorre transferência de elétrons de uma espécie para outra. As reações de oxirredução ocorrem em duas etapas:
Oxidação: Ocorre a perda de elétrons. O elemento que provoca oxidação é chamado de agente oxidante.
Redução: Ocorre o ganho de elétrons. O elemento que provoca a redução é chamado de agente redutor.
É importante conhecer o número de oxidação dos elementos, para saber quem ganha e quem perde elétrons. Exemplo:
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O(l)
No primeiro caso o número de oxidação de substância simples é zero, para íons mononucleares o Nox é igual a carga. Temos que o Nox do zinco variou de 0 para +2 enquanto que o Nox do hidrogênio variou de 0 para +1. Portanto trata-se de uma reação redox. Já no segundo todos os átomos mantiveram seus números de oxidação constante, logo não trata-se de uma reação redox.
As reações redox estão associadas com uma energia potencial relacionada ao deslocamento dos elétrons de uma espécie para outra. Podemos calcular a força eletromotriz ou diferença de potencial de uma reação redox da seguinte forma:
E=Ered−Eoxi
Ou seja, a diferença potencial é igual a diferença dos potenciais padrão de redução do agente redutor e do agente oxidante. Os potenciais padrão de redução são obtidas a partir de uma referência, em geral o eletrodo padrão de hidrogênio. Com os valores tabulados é possível prever a espontaneidade de reações de oxirredução onde uma diferença de potencial positiva indica um processo espontâneo e uma diferença de potencial negativa indica um processo forçado ou não espontâneo. Por exemplo:
Ag+(aq)+Zn(s)⟶Ag(s)+Zn2+(aq)E=+1,56V
2Na+(aq)+F2(g)⟶2Na(s)+2F−(aq)E=−5,58V
A primeira reação ocorre espontaneamente uma vez que o potencial é positivo, podendo ser uma pilha ou célula voltaica. A segunda reação por outro lado tem um potencial negativa, logo não ocorre naturalmente, para realizá-la é necessário fornecer corrente elétrica num processo chamado eletrólise.
Agente oxidantes e agentes redutores (definição e exemplos)
Uma das características principais que distinguem uma reação de oxirredução (ou redox) das demais é a presença de um agente oxidante e de um agente redutor, que podem ser definidos da seguinte maneira:
Observe a reação química abaixo em que há a corrosão do alumínio (Al) em solução aquosa de ácido clorídrico (HCl). Os átomos de alumínio transferem elétrons para os cátions H+(aq) e produzem o cátion Al3+(aq):
Note que como o Al transferiu elétrons, isso significa que ele causou a redução dos cátions H+(aq); por isso ele é chamado de agente redutor.
Já o cátion H+(aq) retirou os elétrons do alumínio, causando a oxidação desse metal; portanto ele atua como um agente oxidante.
No cotidiano existem muitos exemplos da atuação de agentes oxidantes e de agentes redutores. Veja alguns deles e, lembre-se, porém, de que em todos os casos a redução ocorre simultaneamente à oxidação; portanto, se há um agente redutor, também existe um agente oxidante.
Exemplos de agente oxidantes:
Na produção do vinagre: quando o vinho é exposto ao ar, ele se transforma em vinagre, cujo principal componente é o ácido acético. Isso ocorre porque o álcool etílico ou etanol presente no vinho oxida-se em contato com o oxigênio atmosférico, resultando no ácido acético. Assim, o oxigênio é um agente oxidante. Inclusive a origem do termo “oxidação” está relacionada à reação com o oxigênio.
Na ferrugem: conforme dito no exemplo anterior, o oxigênio atua como um agente oxidante do álcool; e ele faz isso também em contato com vários metais, como o ferro, causando o processo de ferrugem. Além do oxigênio do ar, outros agentes oxidantes nesse caso são a água ou uma solução ácida.
Nos alvejantes: o efeito branqueador dos alvejantes se dá em razão da presença dos dois agentes redutores a seguir: o ânion hipoclorito (em geral, na forma de sal sódico – NaOCl), presente, por exemplo, na água sanitária; e o peróxido de hidrogênio (H2O2), comercializado como água oxigenada. Esses dois compostos apresentam uma tendência muito grande de se oxidarem e causarem a redução de outras espécies químicas. Portanto, eles são responsáveis por oxidar as substâncias que conferem cor escura aos produtos. Por exemplo, na celulose, a lignina é quebrada e se torna mais clara e maleável. No caso de remoção de manchas e clareamento de tecidos, esses agentes oxidantes causam a oxidação de moléculas orgânicas, como gorduras e corantes.
Nos bafômetros: um bafômetro simples descartável consiste em um tubo transparente contendo uma solução aquosa do sal dicromato de potássio e sílica, umedecida com ácido sulfúrico; misturada com cor laranja.
Esse sal, em contato com o vapor do álcool contido na respiração do motorista embriagado, reage, mudando a coloração para verde. 
Isso significa que é causada a oxidação do etanol (álcool) à etanal. 
Exemplos de agente redutores
Nos Filmes fotográficos: os filmes fotográficos contêm sais de prata sensíveis à luz. Nos pontos em que há incidência de luz ocorre a redução de íons Ag+, resultando no contraste observado nos negativos.
Vitamina C: a vitamina C (ácido L-ascórbico) é um agente redutor poderoso em solução aquosa. Ela possui uma excepcional facilidade para ser oxidada e por isso é muito utilizada, principalmente em alimentos como um antioxidante, ou seja, ela é adicionada a outros alimentos e protege-os de possíveis oxidações, em razão do seu próprio sacrifício. Um exemplo são frutas como a maçã e a pera que escurecem em contato com o oxigênio do ar, porque elas oxidam. Mas, quando se adiciona uma pequena quantidade de suco de laranja ou de limão (que contêm vitamina C) na fruta cortada, isso evita que essa reação ocorra, porque a vitamina C age como agente redutor e oxida antes da fruta.
Gás hidrogênio: o gás hidrogênio (H2) é usado na propulsão de foguetes e é considerado uma das mais importantes alternativas energéticas, pois a sua combustão libera uma grande quantidade de energia e nenhum poluente. Nessa reação, o hidrogênio atua como agente redutor, sendo oxidado pelo oxigênio.
Conceito de eletrólise (com exemplos) 
A eletrólise converte energia elétrica em energia química, de maneira não espontânea.
A eletrólise é a reação de oxirredução que acontece de maneira não espontânea, provocada pela passagemde corrente elétrica vinda de fonte externa.
A eletrólise pode ser ígnea ou aquosa.
Utiliza-se energia elétrica para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea pela neutralização das cargas dos íons e formação de substâncias simples.
Isso ocorre 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 íons (eletrólise em meio aquoso). 
A eletrólise ígnea é aquela que se processa a partir de um eletrólito fundido, ou seja, pelo processo de fusão.
Na eletrólise aquosa, o solvente ionizante utilizado é a água. Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos inertes ou eletrodos ativos e reativos.
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.
A eletrólise é usada para a produção de substâncias simples de uso importante que não são encontradas na natureza, como o gás cloro e o sódio metálico produzidos na eletrólise ígnea do cloreto de sódio. Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio, além de o cloro ser produzido, também se obtém o gás hidrogênio que é usado como combustível.
Eletrólise aquosa do cloreto de sódio com produção de cloro e hidrogênio
A eletrólise também é usada para a produção de metais, e para o desenvolvimento de processos de proteção de metais contra a corrosão.
A eletroquímica é, portanto, um ramo muito importante não só porque está relacionada com o desenvolvimento tecnológico e de métodos de produção de eletricidade, mas também porque permite inclusive a monitoração das atividades do cérebro e do coração, do pH do sangue, da presença de contaminantes na água, além de possibilitar a criação de equipamentos que salvam vidas, como o marca-passo, e assim por diante.
Conceito de pilhas (com exemplos)
Nesse caso existe a conversão de energia química em energia elétrica, ou seja, usam-se as reações químicas de oxirredução espontâneas para a geração de eletricidade.
Dentro das pilhas são colocadas certas substâncias químicas que reagem espontaneamente transferindo elétrons, isto é, por meio de reações de oxirredução. As pilhas possuem dois eletrodos, que são:
- Ânodo: polo negativo onde ocorre a oxidação;
- Cátodo: polo positivo onde ocorre a redução.
As pilhas e baterias também possuem um eletrólito, que é uma solução condutora de íons. Assim, forma-se um fluxo de elétrons entre esses polos que resulta na formação de uma corrente elétrica que pode ser utilizada para que diversos aparelhos elétricos funcionem.
A diferença entre as pilhas e as baterias é que enquanto as pilhas possuem somente dois eletrodos, as baterias são formadas por várias pilhas conectadas em série ou em paralelo, ou seja, possuem vários eletrodos, o que aumenta a sua voltagem.
O que seria de nossa sociedade sem as pilhas e as baterias que fazem funcionar os celulares, os carros, os relógios e muitos outros aparelhos?
Pilhas são dispositivos capazes de produzir corrente elétrica (energia elétrica) a partir de reações de oxidação e redução de componentes metálicos presentes em sua estrutura.
· Oxidação: é a capacidade que um material apresenta de perder elétrons;
· Redução: é a capacidade que um material apresenta de ganhar elétrons.
Assim, em uma pilha, como os elétrons partem de um componente e chegam até outro, forma-se uma corrente elétrica, que é capaz de fazer funcionar diversos dispositivos eletrônicos.
Funcionamento de uma pilha
Para explicar o funcionamento de uma pilha, vamos utilizar uma das primeiras pilhas construídas, a pilha de Daniell:
Esquema da pilha de Daniell
Na pilha de Daniell, temos:
Um ânodo de zinco (formado por uma placa) imerso em uma solução formada por água e sulfato de zinco (ZnSO4). A placa de zinco, ao sofrer oxidação, libera elétrons, formando o cátion Zn+2, que permanece na solução. Com isso, a placa tem seu tamanho diminuído e a solução fica com excesso de cátions;
Um cátodo de cobre (formado por uma placa) imerso em uma solução formada por água e sulfato de cobre (CuSO4). Na solução, existem cátions cobre (Cu+2), os quais, ao receber os elétrons vindos do ânodo, transformam-se em cobre sólido (Cu) e aderem-se à placa. Com isso, a placa tem seu tamanho aumentado e a solução fica com deficiência de cátions;
Uma ponte salina, formada por uma solução de água e cloreto de potássio (KCl), que possui cátions potássio (K+) e ânions cloreto (Cl-). Durante o funcionamento da pilha, cátions da ponte salina deslocam-se para a solução do cátodo, e os ânions da ponte salina deslocam-se para a solução do ânodo, que é um fio condutor que conecta o ânodo ao cátodo.
Componentes de uma pilha qualquer:
Ânodo: é o polo da pilha que sofre o processo de oxidação, ou seja, aquele que perde os elétrons;
Cátodo: é o polo da pilha que sofre o processo de redução, ou seja, aquele que recebe os elétrons. Geralmente, apresenta uma mistura pastosa com íons capazes de sofrer redução; 
Condutor de elétrons: é o material por onde os elétrons percorrem o caminho do ânodo até o cátodo.
Exemplos de pilhas existentes no mercado
Pilha comum (pilha de Leclanché)
Foi a primeira pilha desenvolvida sem a presença de soluções. Trata-se de uma pilha capaz de produzir uma voltagem (diferença de potencial) em torno de 1,5 V e apresenta os seguintes componentes:
· Ânodo: formado por uma placa de zinco metálico;
· Cátodo: formado por uma pasta com dióxido de manganês (MnO2), cloreto de amônio (NH4Cl), água e amido.
Representação esquemática dos componentes de uma pilha comum
Trata-se de uma pilha muito utilizada em brinquedos e dispositivos eletrônicos gerais (controle remoto, lanternas etc.).
Pilha alcalina
Trata-se de uma pilha que apresenta o mesmo padrão de estrutura da pilha comum. O diferencial está na composição do ânodo e do cátodo. É capaz de produzir uma voltagem em torno de 1,5 V e apresenta os seguintes componentes:
· Ânodo: geralmente formado por uma placa de zinco, cádmio e outros metais;
· Cátodo: formado também por uma mistura pastosa com óxidos de alguns metais, mas com a presença de cloreto de potássio (Kcl) em vez do cloreto de amônio.
Essa pilha apresenta as mesmas aplicações de uma pilha comum.
Pilha de lítio e iodo
Pilha alcalina capaz de produzir uma voltagem em torno de 2,8 V e apresenta os seguintes componentes:
· Ânodo: formado por uma placa de lítio;
· Cátodo: formado por um complexo de iodo.
Essa pilha é utilizada em aparelhos de marca-passo, por exemplo.
 
Bibliografia
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