Aula i fbaiano_eletroquimica

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Aula i fbaiano_eletroquimica

  1. 1. Setembro / 2013 Professor: Saulo Luis Capim Disciplina: Química Geral e Experimental II ELETROQUÍMICA
  2. 2. 1. Eletroquímica  As células Eletroquímicas podem ser: - Células Galvânicas - Células Eletrolíticas  É o estudo das reações entre a eletricidade e as reações químicas. Reação Química Corrente Elétrica Pilha Eletrólise Processo espontâneo Processo não espontâneo
  3. 3. 2. Reações de Oxirredução Zn(s) + 2H+ (aq) Zn+2 (aq) + H2(g) 0 0+2 +2 = 2 (oxidação) perde e- = 2 (redução) recebe e- Nox diminui Nox aumenta H+ (aq) é o AGENTE OXIDANTE Zn(s) é o AGENTE REDUTOR
  4. 4. 3. Balanceamento de Equações Oxirredução (REDOX)  Todas as reações REDOX devem ser balanceadas tanto para massa quanto para carga .  O número de elétrons perdidos na semirreação de oxidação deve ser igual ao número de elétrons ganhos na semirreação de redução. Sn+2 (aq) + 2Fe+3 (aq) Sn+4 (aq) + 2Fe+2 (s) (oxidação) perde e- (redução) recebe e- Sn+2 (aq) Sn+4 (aq) + 2e- 2Fe+2 (aq)2Fe+3 (aq) + 2e- Semirreação de redução: Semirreação de oxidação: Sn+2 (aq) Sn+4 (aq) + 2e- 2 Fe+2 (aq)2 Fe+3 (aq) + 2 e- Semirreação de redução: Semirreação de oxidação: x 12 x Sn+2 (aq) + 2 Fe+3 (aq) Sn+4 (aq) + 2 Fe+2 (aq)
  5. 5. 3. Balanceamento de Equações Oxirredução (REDOX) 3.1 Balanceamento em Meio Ácido
  6. 6. 3.1 Balanceamento em Meio Ácido
  7. 7. 3.2 Balanceamento em Meio Básico
  8. 8. 3.2 Balanceamento em Meio Básico
  9. 9. 4. Célula Galvânica ou Voltaica  A energia liberada em uma reação REDOX espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico.  Dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. Zn(s) + Cu+2 (aq) Zn+2 (aq) + Cu(s)
  10. 10. Zn(s) Zn+2 (aq) + 2e- Cu(s)Cu+2 (aq) + 2 e-Catodo (Semirreação de redução) Anodo (Semirreação de oxidação) Zn(s) + Cu+2 (aq) Zn+2 (aq) + Cu(s)  Então a química envolvida nesta Célula Galvânica pode ser resumida nas semi- reações e equação iônica global:  Em representação esquemática, o exemplo da pilha Galvânica acima seria: Polo Zn(s) Zn+2 (aq) Cu+2 (aq) Cu(s) Polo Ponte Salina Oxidação Anodo Redução Catodo Semirreação de Zinco Semirreação de Cobre
  11. 11. 5. Previsão da força eletromotiz (Fem) ou ddp de uma pilha  Por que os elétrons são transferidos espontaneamente de um átomo de Zn para um íon de Cu+2 diretamente em uma célula Galvânica? A fem ou ddp de uma célula galvânica, depende:  Reagentes e produtos estão presentes como líquidos ou sólidos puros.  Solutos em solução aquosa têm concentração de 1 M.  Reagentes ou produtos gasosos têm pressão de 1 atm à 298 K (25 °C).  A Fem ou ddp entre os polos de uma célula galvânica é representada por ΔE ou simplesmente E°. E° = E°catodo - E°anodo (1)
  12. 12. 5.1 Potenciais padrão em água a 25° C
  13. 13. 6. Espontaneidade de reações REDOX: Trabalho e Energia Livre Wmax = n.F.E° (2)  O trabalho máximo realizado por um sistema eletroquímico é proporcional à diferença de potencial e a quantidade de carga. E° > 0 (indica um processo espontâneo) (Reação Produto-Favorecida) E° < 0 (indica um processo não-espontâneo) (Reação Reagente-Favorecida) ΔG = - n.F.E° (3)
  14. 14.  Observando célula eletroquímica Mg(s) | Mg+2 (aq) || Fe+2 (aq) | Fe(s), e dados os valores de potenciais-padrão de redução do Mg+2 e Fe+2 ,responda:  Qual a fem dessa célula sob condições-padrão? Mg+2 (aq) + 2e- Mg(s) E° = - 2,38 V Fe+2 (aq) + 2e- Fe(s) E° = - 0,44 V  Qual variação de energia livre ΔG° dessa célula?  A reação que ocorre nessa célula eletroquímica é espontânea ou não-espontânea?
  15. 15. 7. Efeito da concentração na Fem de uma pilha 7.1 Equação de Nerst ΔG = Δ G° + RT ln Q (4)  A substituição de ΔG = -nFE°, na equação (4), fornece: -nFE = -nFE° + RT ln Q  A resolução dessa equação para E fornece a equação de Nernst: E = E° - RT ln Q nF (5) E = E° - 0,0257 V ln Q a 25° C n (6) Sabendo que: R = (constante dos gases 8,314J/K.mol) T = (Temperatura Kelvin ) n = (número de elétrons transferidos entre os agentes oxidantes e redutores) F = (constante Faraday 9,65x104 J/V.mol)
  16. 16. 7.2 A Fem e a Constante de Equilíbrio Keq  No equilíbrio o quociente de reação é igual à constante de equilíbrio: Q = Keq E = E° - 0,0257 V ln Q a 25° C n (6) E = 0 = E° - 0,0257 V ln K a 25° C n ln K = nE° a 25° C 0,0257 (7)
  17. 17. 8. Baterias ou Pilhas  É uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou mais células voltaicas.  As baterias ou pilhas classificam-se em:  Baterias Primárias. Ex: Pilhas secas e baterias de mercúrio  Células de combustível  Baterias secundárias ou Recarregáveis. Ex: Baterias de chumbo e ácido, baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio.
  18. 18. 9. Corrosão  Corrosão do ferro • Uma vez que E°red(Fe2+ ) < E°red(O2), o ferro pode ser oxidado pelo oxigênio.
  19. 19. 9. Corrosão Objetos metálicos podem ser protegidos da corrosão de vários modos diferentes;  aplicação de uma camada de tinta na superfície metálica;  cobrir a superfície metálica com outro metal (eletrólise);  colocar o metal a ser protegido em contato com outro metal que apresente um potencial de oxidação maior. (Metal de sacrifício)
  20. 20.  Prevenindo a Corrosão do ferro  O zinco protege o ferro uma vez que o Zn é o anodo e Fe é o catodo: Zn2+ (aq) +2e- → Zn(s), E°red = -0,76 V Fe2+ (aq) + 2e- → Fe(s), E°red = -0,44 V
  21. 21. 10. Células Eletrolíticas (Eletrólise)  Nas células eletrolíticas, o anodo é positivo e o catodo é negativo. (Em células galvânicas, o anodo é negativo e o catodo é positivo.) Eletrólise ígnea
  22. 22. Eletrólise com eletrodos inertes • Eletrodos ativos: os eletrodos que fazem parte da eletrólise. • Exemplo: a galvanização eletrolítica. • Anodo: Ni(s) → Ni2+ (aq) + 2e- • Catodo: Ni2+ (aq) + 2e- → Ni(s). • O Ni se deposita no eletrodo inerte.
  23. 23. Aspectos quantitativos da eletrólise • Queremos saber a quantidade de material que obtemos com a eletrólise. • Considere a redução do Cu2+ a Cu. – Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s). – 2 mol de elétrons se depositarão em 1 mol de Cu. – A carga de 1 mol de elétrons é 96.500 C (1 F). – Uma vez que Q = it, a quantidade de Cu pode ser calculada pela corrente (i) e tempo (t) levado para a deposição.
  24. 24. Célula Eletroquímica Célula Galvânica Célula Eletrolítica Oxirredução espontânea Geração de corrente elétrica Oxirredução não espontânea Forçada pela corrente elétrica Pilhas e baterias comerciais Célula Voltaica pode ser onde ocorre exemplos são as também chamada onde ocorre usada para formada por duas semirreações ânodo cátodo Semirreação de oxidação polo negativo polo positivo Semirreação de redução Emite elétrons Recebe elétrons uma atua como outra atua como onde ocorre é pois onde ocorreé pois Eletrodos cátodo tem outra atua como uma atua como ânodo onde ocorre
  25. 25. Referências Bibliográficas  BROWN, T. L. Química, a ciência central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.  KOTZ, J. C. Química Geral e reações químicas. 5ª Ed. São Paulo : Thomson Learning, 2007. v. 1. Dúvidas: Email: saulo.tdcb@gmail.com

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