Pilhas galvânicas, espontaneidade das reações, ddp

1. Pilhas eletroquímicas
Profa. Beatriz Salgueiro

2. Pilhas eletroquímicas
2
⊹ Também podem ser chamadas Celas ou
Células Galvânicas.
⊹ Definição:
⊹ Reações Redox Espontâneas
⊹ Aproveitadas para gerar corrente elétrica.
Com solução
salina

3. 3
Notação de pilhas- iupac
⊹ Solução de
Sulfato de Cobre
Solução de
Sulfato de Zinco
Zn:
Oxidação
Cu:
Redução
Corrosão:
Diminuição
da massa
Cátodo (+) : Espécie que reduz
Ânodo (-) : Espécie que oxida
- +

4. 4
Notação de pilhas- iupac
Oxidação || Redução
Ânodo (-) Cátodo (+)
Ponte salina
Fluxo de
elétrons

5. EXEMPLO:
⊹ Imagine que temos uma Pilha formada de prata
(Ag) e zinco (Zn). Onde o zinco sofreu a oxidação
e a prata sofreu redução. Como ficaria a notação
desta pilha ?
⊹ Zn0 | Zn+2 || Ag+ | Ag0
5
NOX fixo
Semi reações de oxidação: Zn0 → Zn+2 + 2e
Semi reações de redução: Ag+ + e → Ag0 (X 2)
Equação Global:
2 2 2
Zn0 + 2 Ag+ → Zn+2 + 2 Ag0
Na notação não deve
realizar o
balanceamento da
equação global.

6. Potencial padrão de redução - Eº(v)
⊹ Todos os valores de potencial padrão de redução foram obtidos através de
uma reação com uma solução ácida que contém íons H +
6
De forma
comparativa é a
alta ou baixa
capacidade de
realizar uma
redução
Volt

7. Utilizando a tabela
⊹ Montar uma pilha entre Fe e Ag.
⊹ Redução: Ag+ + 1e → Ag 0
⊹ Oxidação: Fe0 → Fe 2+ + 2e
7
(X 2)
Equação Global: Fe0 + 2 Ag+ → Fe+2 + 2 Ag0
2 2 2
Oxidação || Redução
Fe0 | Fe+2 || Ag+ | Ag0
Ânodo (-) Cátodo (+)

8. ESPONTANEIDADE DE
REAÇÃO
8
2

9. QUAL DAS REAÇÕES É ESPONTÂNEA OU
NÃO - ESPONTÂNEA
a) Zn0 + Cu 2+ → Zn+2 + Cu0
b) Ag 0 + Zn 2+ → Ag+2 + Zn0
oxidação: Zn
Redução: Cu
SERÁ ?
Reação = Tabela → Ocorre de forma Espontânea
oxidação: Ag
Redução: Zn
Reação ≠ Tabela → Não ocorre de forma Espontânea

10. 10
ZnCl2 HCl
Cu º + Zn 2+ → ?
Zn0 + Cu 2+ → espontâneo
Prata
Ag º + H + → ?
Ag+ + H2 → espontâneo

11. Cálculo de
diferença de
potencial
Cálculo da DDP ou FEM
11
3

12. CÁLCULO DA DDP OU FEM
⊹ Através das tabelas de potenciais é
possível saber o quanto de energia uma
equação Redox espontânea consegue
gerar. Ou seja, é possível calcular a DDP.
⊹ DDP = Eº maior – E º menor
⊹ DDP = Eº cátodo – Eº ânodo
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Força
Eletromotriz
Mesma coisa
DDP = Eº Redução - Eº Oxidação

13. ⊹ a) Zn0 + Cu 2+ → Zn+2 + Cu0
⊹ DDP = Eº maior – E º menor
⊹ DDP = 0,34 – ( - 0,76)
⊹ DDP = + 1,10 V
b) Pilha de magnésio e alumínio
Mg +2 + 2e → Mg º Eº = - 2,36 V
Al +3 + 3e → Alº Eº = - 1,66 V
13
Reações
espontâneas
terão sinal +
oxidação: Mg º → Mg +2 + 2e Eº = - 2,36 V
Redução: Al +3 + 3e → Alº Eº = - 1,66 V (X 2)
(X 3)
3 Mg º → 3 Mg +2 + 6 e Eº = - 2, 38 V
2 Al +3 + 6 e → 6 Alº Eº = - 1 , 66 V
Equação Global: ? DDP = Eº maior – E º menor
DDP = - 1,66 – (-2,36)
DDP = + 0,70 V

14. corrosão
14
4

15. corrosão
⊹ Processo de oxidação dos metais do
ambiente.
⊹ Reação Redox espontânea que ocorre no
ambiente. Para ocorrer temos:
⊹ Metal + Oxigênio + Umidade
Agente oxidante
Facilitador da troca
de elétrons do
sistema

16. MÉTODOS DE PREVENÇÃO
⊹ 1. Recobrimento do metal;
⊹ - Pintura
⊹ - Metais banhados : ouro, prata, cobre.
⊹ - Galvanização: recobrimento de metais
com outros metais, principalmente com
zinco.
16

17. MÉTODOS DE PREVENÇÃO
⊹ 2. Metal de sacrifício:
⊹ Metal que se oxida (corroer) no lugar do
outro (basta ter contato diretamente ou
indiretamente).
i. Ânodo de sacrifício
ii. Proteção de sacrifício
17
Mesma coisa

18. Como escolher um metal de sacrifício?
⊹ A partir da tabela de Eº redução.
⊹ Se o objetivo é proteger o metal precisamos
de um metal de sacrifício que tenha menor
Eº de redução do que o Eº do metal a ser
protegido.
⊹ Eº redução < Eº redução
18
(Metal de
sacrifício)
(Metal
protegido)
oxidação

19. 19
Tubulação de
Ferro
Magnésio
metálico
O2 + Umidade

20. 20
https://www.youtube.com/watch?v=YUklYF94-OU&t=110s