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Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl

Observação
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Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou
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Exemplo
Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na
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 A+(aq) e B-(aq) provenientes do el...
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Ordem crescente de facilidade de descarga
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Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes
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Eletroquímica

  1. 1.  São as reações de transferência de elétrons  Esta transferência se produz entre um conjunto de espécies químicas, um oxidante e um redutor ▪ O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder elétrons. ▪ O Oxidante é a espécie que tende a captar esses elétrons.
  2. 2.  Oxidação  Em cada oxidação há uma perda de elétrons, o que equivale a dizer que um elemento aumentou seu número de oxidação. ▪ 2Cl– → 2 Clo + 2 e–  Redução  Em toda redução há um ganho total de elétrons, o que significa que um elemento diminui seu número de oxidação: ▪ Na+ + e– → Nao
  3. 3. Eletrodo ") é formado por um metal, mergulhado numa solução contendo cátions desse metal. Exemplo
  4. 4.  Ponte Salina  Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a ponte salina, que une os dois compartimentos do eletrodo e completa, o circuito elétrico. A ponte salina é formada por um gel contendo solução salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A solução salina mais utilizada é o KCl, pois os íons K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas células.
  5. 5.    Capacidade de sofrer redução é chamada de Potencial de Redução (Ered). Capacidade de sofrer oxidação é chamado de Potencial de Oxidação (Eóxi), Visto que esses valores depende da pressão, temperatura e concentração da solução, determinou-se um potencialpadrão  Normal, em 25°C, pressão concentração de 1,0 mol/L  Identificado pelo símbolo E0. de 1atm, e
  6. 6.  Quanto menor o potencial-padrão de redução, maior a capacidade que o metal possui de doar elétrons e vice-versa. De maneira similar, quanto menor o potencialpadrão de oxidação, maior a capacidade que o metal possui de receber os elétrons e viceversa.  Maior Ered sofre redução  Maior Eóxi, sofre oxidação
  7. 7. ou   Medida da voltagem ou intensidade de corrente elétrica de uma pilha Condições para Condução da Corrente Elétrica  Uma diferença de potencial (ddp);  Um meio condutor  ddp ou ∆E
  8. 8.  Pode ser expressa em termos de potencial de redução ou de oxidação  Esses potenciais têm o mesmo valor, porém possuem sinais contrários. ∆E0 = E0red (cátodo) - E0 red ∆E0 = E0oxi (ânodo) - E0 oxi (ânodo) (cátodo)
  9. 9. No interior de um tubo invertido é colocada uma lâmina de platina ligada a um fio também de platina. O sistema é mergulhado numa solução aquosa 1,0 M de H2SO4. Injeta-se na abertura lateral do tubo gás hidrogênio sob pressão de 1 atm, a 25 °C. Parte do gás hidrogênio adere à superfície da platina, fenômeno este chamado de adsorção.  O gás adsorvido na placa forma uma película de H2 sobre a platina e o conjunto funciona como se fosse uma placa de hidrogênio, mergulhada numa solução contendo cátions (eletrodo de hidrogênio).  Reações no eletrodo de Hidrogênio: – Perda de e-: H 2 + 2e E = 0,00 V – Ganho de e : 2 + 2e H E = 0,00 V – 2(g) – – 2(g) 0 0
  10. 10.   No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e hidrogênio , a ddp registrada foi de 0,34 V. Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do metal na placa, donde concluímos que houve redução do íon , como mostra a equação:   O do eletrodo de hidrogênio (= zero) é menor que o do eletrodo de cobre. Como:  O sinal positivo indica que o eletrodo de cobre possui um Ered maior que o do eletrodo de hidrogênio, ou seja, o íon Cu2+ é capaz de oxidar o H2: H2 2H+ + 2eComo percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de hidrogênio pode ser o cátodo ou o ânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo de hidrogênio com eletrodos dos mais variados metais, perceberemos que alguns se comportam como o eletrodo de cobre , já outros como o eletrodo de zinco . 
  11. 11.  Para sabermos se a reação é espontânea ou não, devemos adotar a seguinte conduta;  verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofre redução (ganha e–);  se a espécie que sofre redução apresentar um maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.
  12. 12. ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ Leclanché Alcalina Mercúrio Níquel-cádmio Lítio-iodo
  13. 13.  Formação da Ferrugem  Temos que a superfície do metal é o catodo e o centro da gota é o anodo. Onde a gota está presente existirá a oxidação do ferro e a superfície reduzirá. Na verdade ocorrerá um fluxo de elétrons saindo do anodo e se espalhando para toda superfície metálica.
  14. 14.  Formação da Ferrugem – Continuação  As reações ocorridas são:  Anôdo, ocorre a oxidação do ferro: Fe0 → Fe2+ + 2e Cátodo, ocorre a redução do oxigênio para formação da hidroxila, OH- (que      participará da formação do óxido): O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OHSomando as semi-equações, temos: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2 O Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH)3 pelo oxigênio atmosférico, pois o Fe3+ é mais estável do que o Fe2+. Fe(OH)3 = ferrugem Quanto mais íons existirem na água da gota, mais fácil ocorrerá a reação. É comum que o ferro seja recoberto por película de tinta (ou zarcão) ou de outro metal, como estanho, zinco ou crômio, a fim de ser protegido contra corrosão. ▪ A folha de aço usada nas latas para bebidas ou alimentos é revestida por películas de estanho, seja pela imersão em estanho fundido, seja por galvanoplastia. O estanho protege o ferro desde que a película seja contínua. ▪ Metal de Sacrifício: associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como o zinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim
  15. 15.     Consiste em uma reação de oxirredução não espontânea. É o inverso de uma pilha. Na eletrólise há a necessidade de uma fonte externa de corrente elétrica (contínua) para que uma reação não espontânea ocorra. O recipiente em que se realiza a eletrólise recebe o nome de célula eletrolítica ou cuba eletrolítica.
  16. 16. O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve ser um composto iônico líquido (fundido), ou então em solução. Pode ser um composto molecular, desde que este se ionize quando em solução.  Os íons negativos são atraídos pelo pólo (ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos ao pólo migram através do circuito externo até o pólo (cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íons positivos (redução). 
  17. 17.  Tipos de Eletrólise:  Ígnea  Soluções Aquosas
  18. 18.    Para que ocorra uma eletrólise é necessária a presença de íons livres. Um composto iônico, no estado sólido, não deve sofrer eletrólise, já que não possui íons livres. Uma forma de liberar os íons deste composto é aquecê-los até a fusão (fundir).
  19. 19.  Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl Observação – Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite. - O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no cátodo, em qualquer instante da eletrólise
  20. 20. Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou dissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar a ionização da própria água.  Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas um tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto ele estiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo. 
  21. 21.   Exemplo Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na solução serão:  A+(aq) e B-(aq) provenientes do eletrólito AB  H+(aq) e OH-(aq) provenientes da água Consultando a tabela de E0red e, verificarmos que o possui H+(aq) maior que o A+(aq) (hipotético), o H+(aq) vai se reduzir mais facilmente.  Assim, a reação que ocorre, neste caso, é a descarga do H+(aq) e não a do A+(aq).  No caso dos ânions em solução, podemos dizer que, quanto maior a eletronegatividade do ânion, maior será sua tendência de atrair os elétrons e, portanto, mais difícil será doá-los.  Suponha, no exemplo anterior, que B– seja menos eletronegativo que OH–. Logo, B– perderá elétrons mais facilmente (descarrega primeiro). 
  22. 22.    Ordem crescente de facilidade de descarga para cátions e ânions. Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes (atraídos pelo pólo –). Ânions: F–, ânions oxigenados, ,

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