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ELETROQUÍMICA
Prof Carlos Priante
AULA 12
 A eletroquímica estuda a corrente elétrica que pode
provocar uma reação química ou, uma reação
química que pode produzir uma corrente elétrica
PILHAS
 É quando uma reação química de óxido-redução,
espontânea, produz energia elétrica.
 Uma pilha ou célula eletroquímica muito tradicional é
a PILHA DE DANIELL.
PILHA DE DANIELL
 Com o passar do tempo verificamos que a solução fica
com menos CuSO4, um pouco de ZnSO4 e a placa de
zinco é recoberta por uma camada de cobre.
 Daniell percebeu que estes elétrons poderiam ser
transferidos do Zn para os íons Cu2+ por um fio condutor
externo e, este movimento produzir uma CORRENTE
ELÉTRICA.
 À medida que a reação vai ocorrendo poderemos fazer as seguintes
observações:
 O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo.
 A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada.
 O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada.
 A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída.
 Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado
para o outro através da ponte salina.
DIFERENÇA DE POTENCIAL (D.D.P.)
 Os metais que fazem parte de uma reação de óxido-
redução têm uma tendência a ceder ou receber
elétrons.
 Essa tendência é determinada pelo potencial de
eletrodo (E), medido em volts (V).
 Quanto maior for a medida do potencial de oxidação,
maior é a tendência do metal ceder elétrons.
 Quanto maior for a medida do potencial de redução,
maior é a tendência do metal ganhar elétrons.
 Este potencial, em geral, é medido nas seguintes condições:
 1 atm, 25oC e solução 1 mol/L
 Sendo assim, nestas condições, chamado de potencial
normal de eletrodo (E 0).
 Este potencial é medido tomando-se como referencial um
eletrodo de hidrogênio, que tem a ele atribuído o potencial
0,00 V.
 Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo do metal “M”
para o eletrodo de hidrogênio, o potencial de redução do
metal “M” será negativo.
 Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo de hidrogênio
para o eletrodo do metal “M”, o potencial de redução do metal
“M” será positivo.
 Para a pilha de Daniell os potenciais são:
 Como o cobre tem um maior potencial normal de
redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e o
zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação.
 Então as semi-reações que ocorrem são:
 A reação global da pilha e sua d.d.p. serão:
ELETRÓLISE
 Pode-se dizer que eletrólise é o
fenômeno de decomposição de uma
substância pela ação de uma
CORRENTE ELÉTRICA.
 A eletrólise ocorre com soluções onde
existam íons ou com substâncias
iônicas fundidas.
 Uma fonte de energia faz passar uma
corrente elétrica pelo recipiente
contendo a solução, ou a substância
fundida, provocando a reação química e
liberando as espécies finais nos
eletrodos.
 ELETRÓLISE ÍGNEA é a que ocorre com a substância
iônica na fase líquida (fundida).
 No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons
(sofrem redução) e descarregam.
 No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons
(sofrem oxidação) e descarregam.
 Exemplo:
 Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO.
 No estado fundido teremos os íons sódio (Na1+) e
cloreto (Cl 1–).
 A eletrólise é AQUOSA quando o eletrólito se encontra
dissolvido na ÁGUA.
 Na eletrólise aquosa teremos a presença de dois cátions
e dois ânions. Neste caso teremos que observar a ordem
de descarga dos íons.
 PÓLO POSITIVO:
 A oxidrila descarrega antes que os ânions oxigenados e
fluoreto.
 PÓLO NEGATIVO:
 O íon H+ descarrega antes dos cátions alcalinos,
alcalinos terrosos e alumínio.
 Exemplo:
 Eletrólise aquosa do NaCl
Pólo negativo: Na + e H +
 Tem prioridade de descarga o íon H
+, ficando o íon Na + na solução.
Pólo positivo: Cl – e OH –
 Tem prioridade de descarga o íon
Cl –, ficando o íon OH – na
solução.
ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE
PRIMEIRA LEI DE FARADAY
 A massa, m, de uma substância, formada ou
transformada numa eletrólise, é diretamente
proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o
circuito.
 A carga que percorre o circuito é dada pelo produto
da intensidade de corrente elétrica, em ampères,
pelo tempo da passagem da corrente elétrica, em
segundos, a primeira lei de Faraday pode ser
escrita da seguinte forma:
SEGUNDA LEI DE FARADAY
 A massa, m, de uma substância, formada ou
transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional
ao equivalente-grama, E, dessa substância.
 Associando as duas leis, teremos:
01) Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada
durante 965 segundos por uma corrente elétrica de
1 ampère (A). Qual a massa de prata depositada no
cátodo ?
 Dado: Ag = 108 g / mol
 Deste modo, a questão anterior, poderia ser
resolvida da seguinte maneira:

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Eletroquímica

  • 2.  A eletroquímica estuda a corrente elétrica que pode provocar uma reação química ou, uma reação química que pode produzir uma corrente elétrica PILHAS  É quando uma reação química de óxido-redução, espontânea, produz energia elétrica.  Uma pilha ou célula eletroquímica muito tradicional é a PILHA DE DANIELL.
  • 3. PILHA DE DANIELL  Com o passar do tempo verificamos que a solução fica com menos CuSO4, um pouco de ZnSO4 e a placa de zinco é recoberta por uma camada de cobre.  Daniell percebeu que estes elétrons poderiam ser transferidos do Zn para os íons Cu2+ por um fio condutor externo e, este movimento produzir uma CORRENTE ELÉTRICA.
  • 4.
  • 5.  À medida que a reação vai ocorrendo poderemos fazer as seguintes observações:  O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo.  A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada.  O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada.  A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída.  Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado para o outro através da ponte salina.
  • 6. DIFERENÇA DE POTENCIAL (D.D.P.)  Os metais que fazem parte de uma reação de óxido- redução têm uma tendência a ceder ou receber elétrons.  Essa tendência é determinada pelo potencial de eletrodo (E), medido em volts (V).  Quanto maior for a medida do potencial de oxidação, maior é a tendência do metal ceder elétrons.  Quanto maior for a medida do potencial de redução, maior é a tendência do metal ganhar elétrons.
  • 7.  Este potencial, em geral, é medido nas seguintes condições:  1 atm, 25oC e solução 1 mol/L  Sendo assim, nestas condições, chamado de potencial normal de eletrodo (E 0).  Este potencial é medido tomando-se como referencial um eletrodo de hidrogênio, que tem a ele atribuído o potencial 0,00 V.  Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo do metal “M” para o eletrodo de hidrogênio, o potencial de redução do metal “M” será negativo.  Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo de hidrogênio para o eletrodo do metal “M”, o potencial de redução do metal “M” será positivo.
  • 8.
  • 9.  Para a pilha de Daniell os potenciais são:  Como o cobre tem um maior potencial normal de redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e o zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação.  Então as semi-reações que ocorrem são:  A reação global da pilha e sua d.d.p. serão:
  • 10. ELETRÓLISE  Pode-se dizer que eletrólise é o fenômeno de decomposição de uma substância pela ação de uma CORRENTE ELÉTRICA.  A eletrólise ocorre com soluções onde existam íons ou com substâncias iônicas fundidas.  Uma fonte de energia faz passar uma corrente elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou a substância fundida, provocando a reação química e liberando as espécies finais nos eletrodos.
  • 11.  ELETRÓLISE ÍGNEA é a que ocorre com a substância iônica na fase líquida (fundida).  No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons (sofrem redução) e descarregam.  No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem oxidação) e descarregam.
  • 12.  Exemplo:  Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO.  No estado fundido teremos os íons sódio (Na1+) e cloreto (Cl 1–).
  • 13.  A eletrólise é AQUOSA quando o eletrólito se encontra dissolvido na ÁGUA.  Na eletrólise aquosa teremos a presença de dois cátions e dois ânions. Neste caso teremos que observar a ordem de descarga dos íons.  PÓLO POSITIVO:  A oxidrila descarrega antes que os ânions oxigenados e fluoreto.  PÓLO NEGATIVO:  O íon H+ descarrega antes dos cátions alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio.
  • 14.  Exemplo:  Eletrólise aquosa do NaCl Pólo negativo: Na + e H +  Tem prioridade de descarga o íon H +, ficando o íon Na + na solução. Pólo positivo: Cl – e OH –  Tem prioridade de descarga o íon Cl –, ficando o íon OH – na solução.
  • 15. ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE PRIMEIRA LEI DE FARADAY  A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o circuito.  A carga que percorre o circuito é dada pelo produto da intensidade de corrente elétrica, em ampères, pelo tempo da passagem da corrente elétrica, em segundos, a primeira lei de Faraday pode ser escrita da seguinte forma:
  • 16. SEGUNDA LEI DE FARADAY  A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E, dessa substância.  Associando as duas leis, teremos:
  • 17. 01) Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampère (A). Qual a massa de prata depositada no cátodo ?  Dado: Ag = 108 g / mol
  • 18.  Deste modo, a questão anterior, poderia ser resolvida da seguinte maneira: