O documento discute os conceitos fundamentais de eletroquímica, incluindo oxirredução, células galvânicas e eletrolíticas. Explica que eletroquímica envolve reações químicas que produzem ou são causadas por eletricidade. Detalha os processos de oxidação, redução e números de oxidação, além de descrever como células galvânicas geram energia elétrica e como células eletrolíticas usam energia elétrica para causar reações químic
2. Introdução: o que é eletroquímica?
A eletroquímica é o estudo das reações químicas
envolvendo o que é denominado como eletricidade. As
reações podem produzir eletricidade ou, pelo caminho
inverso, a eletricidade que leva as reações químicas a
acontecerem.
3. Revisão: Oxirredução
Uma reação iônica feita pela transição de elétrons;
Ganho de elétrons de um componente da reação e perda
de elétrons de outro;
Ganho de elétrons = redução; perda de elétrons =
oxidação.
4. Revisão: Oxirredução
Na (s) + Cl (g) 2 NaCl (s)
Na perde elétron (ganha carga positiva) para o Cl (ganha
carga negativa) e assim se forma a ligação.
Na oxida por causa de Cl, portanto Cl é o agente oxidante;
Cl reduz por causa de Na, então Na é o agente redutor.
5. Revisão: Oxirredução
Resumindo:
Oxidação = perda de elétrons;
Redução = ganho de elétrons;
Oxirredução = reação onde há redução e oxidação ao
mesmo tempo;
Agente oxidante = o reagente que provoca a oxidação;
Agente redutor = o reagente que provoca a redução.
6. Revisão: Oxirredução
Regras dos Números de Oxidação
1ª regra
O número de oxidação de um elemento ou
substância simples é sempre zero
2ª regra
O número de oxidação do hidrogênio é, na
maioria dos casos, igual a +1
3ª regra
O número de oxidação do oxigênio é, na maioria
dos casos, -2
4ª regra
Metais alcalinos e alcalino-terrosos apresentam,
respectivamente, NOX +1 e +2
5ª regra
Determinados apresentam NOX fixo. São eles: Ag
= +1; Zn = +2; Al = +3; F, Cl, Br e I = -1
6ª regra
O somatório do NOX dos elementos, em
substâncias sem carga, sempre será igual à zero.
No caso de íons, o resultado do somatório será
esta carga.
10. Células Galvânicas
No experimento demonstrado, ocorreu uma reação de
substituição:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0
Simplificando-a:
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0
11. Células Galvânicas
A carga de Zn aumentou: oxidou-se/é o agente redutor
Zn0 Zn2+ + 2e-
A carga de Cu diminuiu: reduziu-se/é o agente oxidante
Cu2+ + 2e- Cu0
15. Células Galvânicas
Resumindo, neste caso, ocorre a mesma reação de substituição
apresentada antes:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0
Cu reduz-se. O eletrodo que sofre redução é chamado de
catodo, e é o polo positivo;
Zn sofre oxidação, portanto é chamado de anodo, e é o polo
negativo.
Os elétrons fluem do polo negativo (anodo) ao polo positivo
(catodo).
16. Células Eletrolíticas
Enquanto as células galvânicas se baseiam no conceito de
transformar energia química em energia elétrica, nas
células eletrolíticas ocorre processo conhecido como o
caminho inverso à este: a eletrólise. A reação, aqui, é
provocada pela corrente elétrica.
17. Células Eletrolíticas
Exemplo: deseja-se realizar o inverso da seguinte reação:
Na + Cl NaCl. Sabe-se que seu potencial elétrico é de
1,35 V. Porém, como se obteve esse valor?
Para calcular o valor da energia potencial elétrica dos
eletrodos, consulta-se a tabela dos potenciais-padrão de
eletrodo. A energia potencial elétrica dos eletrodos é a
diferença entre o potencial elétrico do anodo e o
potencial elétrico do catodo.
18.
19. Células Eletrolíticas
Matematicamente:
ΔE0 (força eletromotriz) = E0
anodo – E0
catodo
Aplicando os valores na fórmula: ΔE0 = -1,36 – (-2,71) =
1,35 V
Esta será a potencia elétrica necessária para que se possa
realizar a eletrólise.
21. Células Eletrolíticas
A eletrólise apresenta determinados pré-requisitos para ser
feita
A energia fornecida pelo gerador deve ser constante e igual ou
superior ao potencial elétrico da substância em questão;
Há necessidade de estímulo na mobilidade dos íons por fusão
(eletrólise ígnea) ou por dissolução em solução (eletrólise em
solução)
22. Eletrólise Ígnea
Gerador com maior potencial elétrico que o dos eletrodos;
É feita a fusão completa da substância para que haja
liberdade no movimento dos íons;
No caso do exemplo do NaCl:
Funde-se à 808ºC
Gerador com potência de 1,35V
24. Eletrólise Ígnea
As reações:
Catodo/polo negativo/reação de redução: Na+ + e- Na
Anodo/polo positivo/reação de oxidação: Cl- ½ Cl2 + e-
Somando as reações, se tem: Na+ + Cl- Na + ½ Cl2.
O fluxo de elétrons é do polo negativo (catodo) ao polo
positivo (anodo).
25. Eletrólise em Solução Aquosa
Gerador com potencial superior ao dos eletrodos;
Faz uso do composto que se quer provocar a eletrólise em
solução aquosa;
A dissociação da água também participa da reação.
26. Eletrólise em Solução Aquosa
Pode-se prever quem será mais facilmente descarregado
através da fila das tensões eletrolíticas:
27. Eletrólise em Solução Aquosa
Reações de dissociação:
NaCl Na+ + Cl-
H2O H+ + OH-
Preferências de descarga: H+ e Cl-. Portanto:
Polo positivo: 2 Cl- Cl2(g) + 2e-
Polo negativo: 2 H+ + 2e- H2(g)
28. Eletrólise em Solução Aquosa
Definindo a reação global:
1º passo: Identificar as reações iniciais de dissociação: NaCl
Na+ + Cl- ; H2O H+ + OH-
2º passo: Identificar as reações dos polos: 2 Cl- Cl2(g) +
2e- ; 2 H+ + 2e- H2(g)
3º passo: Somam-se as quatro reações.
32. Exercícios
Dados os eletrodos da pilha no exercício anterior, calcule o
potencial elétrico da mesma, utilizando a tabela de
potenciais-padrão do eletrodo.
Resposta:
2Ag+ + 2e- 2Ag E0
catodo = +0,80V (x2) = 1,60V
Cu Cu2+ + 2e- E0
anodo = +2,87V
------------------------------------------------------
2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+
ΔE0 = E0
anodo – E0
catodo ΔE0 = 1,60 – 2,87 = -1,27V
33. Exercícios
Seguindo os passos para obter a reação global de eletrólise
em solução aquosa de uma substância, obtenha a reação
global do H2SO4.
34. Exercícios
Em uma célula eletroquímica, ocorre a seguinte reação
espontânea:
Fe2+ (aq) + Ag+ (aq) Ag(s) + Fe3+ (aq) ΔE0 = + 0,028V
O que acontece na reação se for instalada, na corrente
elétrica, uma fonte externa de 0,030V?
35. Revisão
Pra vocês a eletroquímica eu vou ensinar
Não adianta fazer música se eu não rimar
E essa não é matéria pra se decorar, é para entender
Que numa pilha a gente tem dois diferentes lados
O anodo é o polo negativo e fica oxidado
O seu eletrodo fica um tanto corroído
E o catodo fica lá, reduzido
Já que o anodo é negativo, o catodo é positivo
Se “solução” fosse macho, “ficaria diluído”
O anodo é ainda mais chique que doutor
Não é à toa que o chamam de agente redutor
O catodo não fica atrás nem por um instante
Tanto é que o chamam de agente oxidante
Mas a brincadeira agora vai mudar
Na eletrólise, com o gerador, a gente inverte a reação
Pode ser ígnea ou em solução
Aqui, o que muda, são os polos, meus amigos
O catodo é negativo e o anodo positivo
E pra saber a reação global da “em solução”
Identifique as reações de dissociação
E a dos polos também precisam ser identificadas
Pra que no fim, todas sejam somadas