Eletroquímica - células eletrolíticas

1. Células eletrolíticas

2.  A Eletroquímica é a parte da química que estuda o
relacionamento entre a corrente elétrica e as reações
químicas: - Produção de corrente elétrica, através de
uma reação química: pilha- Ocorrência de uma
reação química pela passagem da corrente elétrica:
eletrólise Para melhor entender a eletroquímica,
vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
 Oxidação: Quando uma espécie química perde
elétrons na reação.- Redução: quando uma espécie
química recebe elétrons na reação.
Eletroquímica

3. 
 Os elementos envolvidos em uma reação
eletroquímica são caracterizados pelo número de
elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é
o número de elétrons que este aceitou ou doou
quando comparado com seu estado neutro (que é
definido como tendo número de oxidação igual a
zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma
reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita
um elétron seu número diminui.A perda de elétrons
de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é
conhecido como redução.
História

4. 
 Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions
ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse
elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente
perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos
ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a
partir do metal do elétrodo (quando então tem-se
também uma oxidação).
 Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions.
Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também
redução dos cátions.
Elétrodos

5.  Em pilhas eletroquímicas;
 Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;
 Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre
outros;
 Na produção de commodities industriais, como o hidróxido
de sódio;
 Na operação das células solares;
 Na biologia, na produção de inúmeras enzimas.
 Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra,
com a integração das substâncias com polos positivos e
negativos.
 Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica.
Aplicações

6. 
Célula eletrolítica

7. 
Se denomina célula eletrolítica o dispositivo
usado para a decomposição mediante a corrente
elétrica de corpos ionizados denominados
eletrólitos, ou seja, transforma energia elétrica
em energia química.
Os eletrólitos podem ser ácidos, bases ou sais. O
processo de dissociação ou decomposição
realizado na célula eletrolítica ´é chamado de
eletrólise.
Célula eletrolítica

8. 
 Ionização - É a fase antes da aplicação da corrente
elétrica. Para a eletrólise é necessário que o material
esteja na forma de íons, obtendo-se isto por
dissolução ou fusão do material.
 Orientação – Nesta fase, uma vez aplicada a
corrente os íons se dirigem, segundo suas cargas
elétricas, até os pólos positivos ( + ) e negativos ( - )
correspondentes.
 Descarga – Os ions negativos ou ânions cedem
elétrons ao anodo ( + ) e os ions positivos ou cations
tomam elétrons do catodo ( - ).
Eletrólise

9. 
Dispositivo eletrolítico

10. 
Mecanismos
Pólos da pilha
 Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
 Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
 Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde
ocorre redução.
 Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde
ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
 Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.
 Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.

11. 
 Reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.
 Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo
onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O
anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde
ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)
+2 → Zn(aq)
+2 + Cu
Mecanismos

12. A pilha de Daniell é representada pela
seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
 Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
Pilha de Volta e de Daniell

13. 
A parede porosa (de porcelana, por exemplo)
tem por função manter constante a concentração
de íons positivos e negativos, durante o
funcionamento da pilha. Ela permite a passagem
de cátions em excesso em direção ao cátodo e
também a passagem dos ânions em direção ao
ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons
em constante migração estabelecem o circuito
interno da pilha.
Ponte salina

14. 
Ponte salina
 Na ponte salina os ânions sempre migram no sentido do
ânodo e os cátions no sentido do cátodo.

15.  No ânodo (-) ocorre oxidação: perda de elétrons
(aumento de Nox).
 Ânodo (-) o eletrodo é o redutor: perde elétrons e se
oxida.
 No cátodo (+) ocorre redução: ganho de elétrons
(diminuição de Nox).
 Cátodo (+) o cátion da solução é o oxidante: ganha
elétrons e se reduz
Para uma pilha qualquer

16. 
 Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo.
Uma pilha genérica pode ser representada por:
 A0 / A+x // B+y/B0
 Oxidação // Redução
Para uma pilha qualquer

17. 
 Na pilha de Daniell é o eletrodo de zinco
que se oxida e o cobre sobre redução.
 O zinco tem maior tendência em sofrer
oxidação.
 E o eletrodo de cobre tem maior tendência
em sofrer redução.
Potencial das pilhas

18. 
 Esta tendência em se reduzir pode ser
medida pelo potencial de redução.
 O cobre tem maior potencial de redução que
o zinco. Logo, o zinco tem menor potencial
de redução que o cobre.
Potencial das pilhas

19. 
Se uma substância X tem maior potencial de
redução que uma substância Y.
 Então quando X e Y estiverem juntas, X irá
se reduzir e Y se oxidar.
Potencial de reducao

20. 
Nesse processo ocorrem duas
semi-reações:

21. 
 Maior potencial de reducao: catodo,
sofrera reducao.
 Menor potencial de reducao: anodo,
sofrera oxidacao.
Ânodo e Cátodo

22. 
 O fluxo de eletrons do anodo para o catodo
e espontaneo.
 Os eletrons fluem do anodo para o catodo
porque o anodo tem uma energia potencial
eletrica mais alta do que o catodo.
 A diferenca no potencial eletrico e medida
em volts.
Fluxo de elétrons

23. 
 Um volt e a diferenca de potencial necessaria para
conceder um joule de energia para uma carga de um
coulomb: V = J/C
 A forca eletromotriz (fem) e a forca necessaria para
movimentar os eletrons atraves do circuito externo.
Forca eletromotriz

24. 

25. Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresente menor
Potencia de redução ( - 0,76 V).
Enquanto cobre apresenta maior
Potencial de redução ( + 0,34 V).
DE0 = (E0red maior ) – (E0red menor )
DE0 = 0,34 - (-0,76)
DE0 = 0,34 + 0,76
DE0 = 1,10 V
Calculando o potencial da pilha de
Daniell

26. 
Zn(s) -> Zn (aq) + 2e Cu (aq) + 2e -> Cu(s)
Quando DE0 > 0 a reação é espontânea e constitui uma pilha
Potencial das pilhas
+2 +2

27.  Verificar se a reação abaixo é espontânea no
sentido direto:
Obs: Existe uma trabela informando o potencial
(V) da semi-redução de recução
 3Cu+2 +2 Al0 3Cu0 + 2Al+3
Dados:
Cu+2 / Cu0 E0 = 0,34 V
Al+3 / Al0 E0 = - 1,68 V
Exemplo

28. 
Uso da Tabela de
potenciais
 Quanto mais
positivo o E°red, mais forte
e o agente oxidante a
esquerda.
 Quanto mais
negativo o E°red, mais forte
e o agente redutor a
direita.

29. 
Pilha comum: pilha de
Leclanche

30.  As pilhas contem alguns metais pesados (mercurio,
cadmio) que sao toxicos para os seres vivos.
 Os metais pesados permanecem no solo, sem se
alterarem, durante 50 anos ou mais.
 O mercurio contamina a agua e o solo e causa doencas
no sistema nervoso dos humanos e animais.
 Pilhas e baterias nao devem ser descartadas no lixo
comum.
Pilhas comerciais e meio
ambiente