eletroquimica

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Eletroquímica​
UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA​
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Eletroquímica 
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Aplicações no dia a dia:
Reações eletroquímicas:
Oxidação; é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas). 
Ex:
 Zn0 Zn2+ + 2e-
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Reações eletroquímicas:
Agente redutor; ou redutor: substância que doa elétrons promovendo a redução de outra substância e ela é oxidada no processo: bom doador de elétrons.
 Ex: 
Cu2+ + 2e – Cu0 
Pilha de Daniell
Em 1836, o químico e meteorologista inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha diferente da até então conhecida na época: a pilha de Alessandro. Nesta pilha ele interligou dois eletrodos, que eram sistemas constituídos por um metal imerso em uma solução aquosa de um sal formado pelos cátions desse metal.
Pilha (célula galvânica/ voltaica)
Solução Zn So4
Ânodo;
Oxidação;
Eletrodo – 
Solução CuSo4
Catodo;
Redução;
Eletrodo +
Pilha (célula galvânica/ voltaica)
Ânodo;
Oxidação;
Zn0 Zn2++2e-
Solução +
Catodo;
Redução;
Cu2+ + 2e – Cu0
Solução -
Migração
Ponte salina, Manter o equilíbrio eletrico k potassio
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Notação:
Assim, a reação global dessa pilha de Daniell pode ser dada por:
Semi-reação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semi-reação do cátodo:  Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)_ 
 Cu2+(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + Cu( s) 
Reação geral da equação
Notação:
Seguindo essa notação química, a representação da pilha de Daniell é dada por:
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
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A Equação de Nernst:
Trabalhamos a equação de Nernst com relação entre potencial de uma pilha de célula galvânica, de um célula voltaica com todas as grandezas
 termodinâmicas.
Força eletromotriz:
A Equação de Nernst:
Ecélula = E°célula – RT InQ, onde:
 neF
Ecélula(potencial da célula): depende das concentrações;
E°célula(potencial padrão da célula) : não depende das concentrações. 
T = 298K; Ecélula = E°célula – 0,0592logQ 
R = 8,314J/Kmol; ne
F = 96485C/mol;
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Conforme a reação avança, esse termo vai ficando cada vez mais negativo e ele é subtraído do potencial padrão(E°), fazendo com que o potencial da célula(E) fique cada vez menor, conforme a reação avança.
Exemplo: conforme uma pilha vai trabalhando os reagentes vão sendo consumidos e o potencial diminui até ela descarregar. 
 
E quando a pilha descarrega?
 
Força eletromotriz:
2. Determine a variação de potencial de uma pilha formada por zinco e cobre (pilha essa com variação de potencial global de 1,1V) após certo tempo de funcionamento. Considere que a concentração em mol/L de Zn+2(aq) era de 0,8 mol/L e a concentração em mol/L de Cu+2(aq) era de 0,2 mol/L. Tenha como base a equação global da pilha fornecida a seguir:
Zn(s) + Zn+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s)
Força eletromotriz:
Resolução:
Dados :
ΔEo = 1,1 V
ΔE = ?
[Zn+2(aq)] = 0,8 mol/L
[Cu+2(aq)] = 0,2 mol/L
n = 2 (analisando a equação, observamos que 2 mol de elétrons estão envolvidos)
Aplicando os dados na Equação de Nernst:
ΔE = ΔEo – 0,059.log [Zn+2(aq)]
                   n       [Cu+2(aq)]
ΔE = 1,1 – 0,059.log 0,8
 2 0,2
ΔE = 1,1 – 0,0295.log 4
ΔE = 1,1 – 0,0295.0,602
ΔE = 1,1 – 0,0177
ΔE = 1,082V
Força eletromotriz:
Potenciais padrões:
Potencial das Pilhas:
Quanto maior for o E°red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
Quanto menor for o E°red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
Quanto maior for o E°red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
Quanto menor for o E°red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.
Potenciais padrões
Cálculo da ddp:
O cálculo da diferença de potencial pode ser feito com a fórmula:
.
Assim, para pilha de Daniell temos:
Trabalho espontâneo: é um processo espontâneo, o valor de (D E) é sempre positivo.
Trabalho elétrico da pilha: Energia responsável pelo trabalho químico recebe o nome de energia livre (G).
A variação de energia livre (D E) mede o trabalho realizado pelo sistema.
.
Potenciais padrões
Cálculo da ddp:
Por exemplo, observe duas pilhas diferentes em que se utiliza o mesmo eletrodo de cobre (placa de cobre mergulhada em um recipiente contendo uma solução de sulfato de cobre (CuSO4)):
Potenciais padrões:
Isso é mostrado pelas semi-reações que ocorrem nessa pilha e por sua reação global, escritas abaixo:
Semi-reação do ânodo: Zn (s)  → Zn2+(aq) + 2 e-
Semi-reação do cátodo: Cu2+(aq) + 2e-   →Cu(s)_
 Zn(s) +  Cu2+(aq)→ Zn2+ (aq) + Cu(s)
Reação geral da equação
Formula do Potencial padrão
 ΔE = Eoximaior – Eoximenor
Eoximaior = potencial de oxidação maior
Eoximenor = potencial de oxidação menor
Potencial padrao de reducao das pilhas
Encontramos esse valor diminuindo o potencial-padrão (de redução ou de oxidação) de um eletrodo por outro. No caso dessa pilha, o cátodo é o cobre e o ânodo é o zinco. Os potenciais-padrão de redução de cada um são + 0,34V e – 0,76 V, respectivamente. Fazendo a conta, temos:
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+
ΔE0 = + 0,34 – (- 0,76)
ΔE0 = + 1,10 V
Mas daí surge uma questão: De onde surgiram os valores dos potenciais-padrão de redução desses dois metais?
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Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais a zero.
Mas daí surge uma questão: De onde surgiram os valores dos potenciais-padrão de redução desses dois metais?
Potencial padrao de reducao das pilhas
Por exemplo, digamos que formemos uma pilha em que um eletrodo é de zinco e o outro é o de hidrogênio. O valor medido no voltímetro é igual a - 0,76 V.
Potencial padrao de reducao das pilhas
2. Sabendo que o potencial-padrão do hidrogênio é igual a zero, podemos descobrir o potencial-padrão do zinco:
Semi- reação do ânodo:
 Zn(s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Semi-reação do cátodo:
 2 H3O+(aq) + 2 e-  ↔  H2(g) + 2 H2O(?)
Potencial padrao de reducao das pilhas
ΔE0 = E0red (cátodo) - E0 red (ânodo)
- 0,76 = Ered H2 - Ered Zn2+
- 0,76 = 0  - Ered Zn2+
Ered Zn2+ = - 0,76 V
Potencial padrao de reducao das pilhas
Referência
http://www.ufjf.br/nupis/files/2012/04/aula-2-eletroanal%C3%ADtica.pdf.
http://eletroquimica223.blogspot.com/2007/11/potenciais-padro.html
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/potencial-padrao-reducao-nas-pilhas.html
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996. V. 1,2. 
GENTIL, V. Corrosão. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996. 252 
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 1,2. 
OBRIGADA!