O documento discute conceitos fundamentais de eletroquímica, incluindo: 1) Reações de oxidação e redução, com perda ou ganho de elétrons respectivamente; 2) Números de oxidação de vários elementos; 3) Pilhas como a pilha de Volta e de Daniell, que geram corrente elétrica através de reações redox.

1. Eletroquímica
Everardo Paulo de Oliveira júnior

2. Reações de Oxidação
Perda de elétrons;
Aumento do nox;
Agente redutor;
Ânodo.
E0 → En++ ne←
Na0 → Na++ e←
Zn0 → Zn2++ 2e←
Al0 → Al3++ 3e←

3. Reação de redução
Ganho de elétrons;
Diminuição do nox;
Agente oxidante;
Cátodo.
→
En++ ne- ← E0
→
Na++ e- ← Na0
→
Zn2++ 2e- ← Zn0
→
Al3++ 3e- ← Al0

4. Tabela de Nox
Elementos
Nox
Familia 1 (Li,Na,K,Rb,Cs e Fr)
+1 nos sais e nas bases
Familia 2 (Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra)
+2 nos sais e nas bases
Zn,Cd,Fe,Cu,Pb
+2 nos sais e nas bases
Ag,Cu
+1 nos sais e nas bases
Al,Fe
+3 nos sais e nas bases
Família 7, Halogênio (F,Cl,Br,I)
+7 a -7 sais e ácidos
Família 6, Calcogênio (S,Te,Po)
+6 a -6 sais e ácidos
Hidrogênio
+1 maioria
-1 Hidretos junto com os íons da
família1 e 2
Oxigênio
-2 óxidos
-1peroxidos
-1/2 peróxidos

5. Pilha
Alessandro
Volta
No século XVIII, Alessandro
Volta, pondo em prática uma
experiência de Luigi Galvani,
descobriu algo curioso. Verificou
que, se dois metais diferentes
forem postos em contacto um com
o outro, um dos metais fica
ligeiramente negativo e o outro
ligeiramente positivo.
Estabelece-se entre eles uma
diferença de potencial ou seja,
uma tensão eléctrica. Usando esta
experiência como base, concebeu
uma pilha, a que deu o nome de
pilha voltaica.

6. Pilha Voltaica
Cela Eletrólitica

7. Pilha de Daniell
Pilha de Daniel Cu e Zn com
ponte salina de KNO3.

8. Pólo negativo
•Ocorre a Oxidação
•Perde elétron
•Fonte de elétrons ao circuito
•Corrosão do Zn
•Aumento da concetração de Zn
Zn0 → Zn2++ 2e←

9. Pólo positivo
•Ocorre a Redução
•Ganha elétron
•Destino dos elétrons no circuito
•Redução do Cu
•Diminuição da concetração de
Cu
→
Cu2++ 2e- ← Cu0

10. Reação Global
→
Cu2++ 2e- ← Cu0
Zn0 → Zn2++ 2e←
Cu2++ Zn0 ← Cu0 + Zn2+
→
Equação da Pilha
ânodo // cátodo
Me0/Me2+ // Me2+/Me0
Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0

11. Potencial de reduçaõ e de
oxidação
Tabela do Potencia redução e oxidação

12. Diferença de potencial
padrão(ddp)
ΔE0= E0(Red) +E0(Oxi)
Δ E0= E0(Red Maior) - E0(RedMenor)
ΔE0>0 Indica uma reação
espontânea(pilha)
ΔE0<0 Indica uma reação é
não espontanea (eletrolise)

13. Metal de sacrifício
Utiliza-se um metal que tenha um pontecia de redução
menor ou um pontencial de oxidação maior para que assim
haja uma corrosão preferencial.

14. ΔG° (Variação da energia livre de Gibbs)
ΔG°= -nFE°
ΔG°
Variação da energia livre de Gibbs
n n° de eletrons transferido na reação
F constante de Faraday
E° Diferença de potencia padrão

15. Equação de Nernst
E= E° - RT ln Q
nF
R = 8,315 J K-1.mol-1;
T = 298,2 K (25 °C);
F = 96485 C.mol-1 ;
ln= 2,303 log
Substituindo temos:
E= E° -0,059
n
log [P]/[R]

16. Eletrólise
Processo em que uma carga gerada
por um gerador em uma cuba eletrolitica.
ΔE°<0 Indica uma reação é
não espontanea (eletrolise)

17. Eletrólise ígnea

18. Eletrólise ígnea
NaCl → Na+ + Cl→ 0
Red Na + e ← Na
Oxi 2Cl- → Cl2 + 2e←
+
-
2NaCl → 2Na0 + Cl2

19. Eletrólise aquosa
CA → C+ + AH2O → H+ + OHNeste caso para sabermos quem vai
se reduzir e se oxidar e preciso verificar
seus potenciais de redução.
Li+,Na+,H+,Mn2+,Zn2+,Fe2+,Pb2+,Cu2+,Ag+,Hg2+,Au3+
Ordem crescente de descarga
F-, NO3-,SO42-,OH-, Cl-,Br-,I-,S2-

20. Eletrólise aquosa NaCl
NaCl → Na+ + ClH2O → H+ + OH→
2H + 2e ← H2
→
2Cl- ← Cl2 + 2e→
+
-
2NaCl + 2H2O ← Cl2 + H2 + 2OH- + 2Na+

21. Lei de Faraday
1 e1,6 . 10-19
1 mol
X
1 mol
6,02 . 10-23
Então:
X = 1,6 . 10-19 . 6,02 . 10-23
X =96.500 C

22. Lei de Faraday
Q=it
Q é a carga em “C” coulombs
i é a intensidade de corrente em “A”
àmpers
t é o tempo de exposição do sistema a
corrente.

23. Obrigado pela atenção