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Células eletrolíticas
 A Eletroquímica é a parte da química que estuda o
relacionamento entre a corrente elétrica e as reações
químicas: - Produção de corrente elétrica, através de
uma reação química: pilha- Ocorrência de uma
reação química pela passagem da corrente elétrica:
eletrólise Para melhor entender a eletroquímica,
vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
 Oxidação: Quando uma espécie química perde
elétrons na reação.- Redução: quando uma espécie
química recebe elétrons na reação.
Eletroquímica

 Os elementos envolvidos em uma reação
eletroquímica são caracterizados pelo número de
elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é
o número de elétrons que este aceitou ou doou
quando comparado com seu estado neutro (que é
definido como tendo número de oxidação igual a
zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma
reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita
um elétron seu número diminui.A perda de elétrons
de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é
conhecido como redução.
História

 Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions
ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse
elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente
perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos
ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a
partir do metal do elétrodo (quando então tem-se
também uma oxidação).
 Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions.
Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também
redução dos cátions.
Elétrodos
 Em pilhas eletroquímicas;
 Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;
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 Na produção de commodities industriais, como o hidróxido
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com a integração das substâncias com polos positivos e
negativos.
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Aplicações

Célula eletrolítica

Se denomina célula eletrolítica o dispositivo
usado para a decomposição mediante a corrente
elétrica de corpos ionizados denominados
eletrólitos, ou seja, transforma energia elétrica
em energia química.
Os eletrólitos podem ser ácidos, bases ou sais. O
processo de dissociação ou decomposição
realizado na célula eletrolítica ´é chamado de
eletrólise.
Célula eletrolítica

 Ionização - É a fase antes da aplicação da corrente
elétrica. Para a eletrólise é necessário que o material
esteja na forma de íons, obtendo-se isto por
dissolução ou fusão do material.
 Orientação – Nesta fase, uma vez aplicada a
corrente os íons se dirigem, segundo suas cargas
elétricas, até os pólos positivos ( + ) e negativos ( - )
correspondentes.
 Descarga – Os ions negativos ou ânions cedem
elétrons ao anodo ( + ) e os ions positivos ou cations
tomam elétrons do catodo ( - ).
Eletrólise

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
Mecanismos
Pólos da pilha
 Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
 Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
 Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde
ocorre redução.
 Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde
ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
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
 Reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.
 Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo
onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O
anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde
ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)
+2 → Zn(aq)
+2 + Cu
Mecanismos
A pilha de Daniell é representada pela
seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
 Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
Pilha de Volta e de Daniell

A parede porosa (de porcelana, por exemplo)
tem por função manter constante a concentração
de íons positivos e negativos, durante o
funcionamento da pilha. Ela permite a passagem
de cátions em excesso em direção ao cátodo e
também a passagem dos ânions em direção ao
ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons
em constante migração estabelecem o circuito
interno da pilha.
Ponte salina

Ponte salina
 Na ponte salina os ânions sempre migram no sentido do
ânodo e os cátions no sentido do cátodo.
 No ânodo (-) ocorre oxidação: perda de elétrons
(aumento de Nox).
 Ânodo (-) o eletrodo é o redutor: perde elétrons e se
oxida.
 No cátodo (+) ocorre redução: ganho de elétrons
(diminuição de Nox).
 Cátodo (+) o cátion da solução é o oxidante: ganha
elétrons e se reduz
Para uma pilha qualquer

 Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo.
Uma pilha genérica pode ser representada por:
 A0 / A+x // B+y/B0
 Oxidação // Redução
Para uma pilha qualquer

 Na pilha de Daniell é o eletrodo de zinco
que se oxida e o cobre sobre redução.
 O zinco tem maior tendência em sofrer
oxidação.
 E o eletrodo de cobre tem maior tendência
em sofrer redução.
Potencial das pilhas

 Esta tendência em se reduzir pode ser
medida pelo potencial de redução.
 O cobre tem maior potencial de redução que
o zinco. Logo, o zinco tem menor potencial
de redução que o cobre.
Potencial das pilhas

Se uma substância X tem maior potencial de
redução que uma substância Y.
 Então quando X e Y estiverem juntas, X irá
se reduzir e Y se oxidar.
Potencial de reducao

Nesse processo ocorrem duas
semi-reações:

 Maior potencial de reducao: catodo,
sofrera reducao.
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sofrera oxidacao.
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
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 Os eletrons fluem do anodo para o catodo
porque o anodo tem uma energia potencial
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movimentar os eletrons atraves do circuito externo.
Forca eletromotriz

Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresente menor
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Enquanto cobre apresenta maior
Potencial de redução ( + 0,34 V).
DE0 = (E0red maior ) – (E0red menor )
DE0 = 0,34 - (-0,76)
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DE0 = 1,10 V
Calculando o potencial da pilha de
Daniell

Zn(s) -> Zn (aq) + 2e Cu (aq) + 2e -> Cu(s)
Quando DE0 > 0 a reação é espontânea e constitui uma pilha
Potencial das pilhas
+2 +2
 Verificar se a reação abaixo é espontânea no
sentido direto:
Obs: Existe uma trabela informando o potencial
(V) da semi-redução de recução
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Dados:
Cu+2 / Cu0 E0 = 0,34 V
Al+3 / Al0 E0 = - 1,68 V
Exemplo

Uso da Tabela de
potenciais
 Quanto mais
positivo o E°red, mais forte
e o agente oxidante a
esquerda.
 Quanto mais
negativo o E°red, mais forte
e o agente redutor a
direita.

Pilha comum: pilha de
Leclanche
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cadmio) que sao toxicos para os seres vivos.
 Os metais pesados permanecem no solo, sem se
alterarem, durante 50 anos ou mais.
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Eletroquímica - células eletrolíticas

  • 2.  A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as reações químicas: - Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha- Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.  Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação.- Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação. Eletroquímica
  • 3.   Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é o número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido como redução. História
  • 4.   Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também uma oxidação).  Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions. Elétrodos
  • 5.  Em pilhas eletroquímicas;  Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;  Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre outros;  Na produção de commodities industriais, como o hidróxido de sódio;  Na operação das células solares;  Na biologia, na produção de inúmeras enzimas.  Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra, com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.  Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica. Aplicações
  • 7.  Se denomina célula eletrolítica o dispositivo usado para a decomposição mediante a corrente elétrica de corpos ionizados denominados eletrólitos, ou seja, transforma energia elétrica em energia química. Os eletrólitos podem ser ácidos, bases ou sais. O processo de dissociação ou decomposição realizado na célula eletrolítica ´é chamado de eletrólise. Célula eletrolítica
  • 8.   Ionização - É a fase antes da aplicação da corrente elétrica. Para a eletrólise é necessário que o material esteja na forma de íons, obtendo-se isto por dissolução ou fusão do material.  Orientação – Nesta fase, uma vez aplicada a corrente os íons se dirigem, segundo suas cargas elétricas, até os pólos positivos ( + ) e negativos ( - ) correspondentes.  Descarga – Os ions negativos ou ânions cedem elétrons ao anodo ( + ) e os ions positivos ou cations tomam elétrons do catodo ( - ). Eletrólise
  • 10.  Mecanismos Pólos da pilha  Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.  Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn. Cátodo e Ânodo  Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.  Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação. Variação de massa nas placas  Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.  Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.
  • 11.   Reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.  Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons. Equação global da pilha Zn(s) + Cu(aq) +2 → Zn(aq) +2 + Cu Mecanismos
  • 12. A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação: Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°  Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo Pilha de Volta e de Daniell
  • 13.  A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. Ponte salina
  • 14.  Ponte salina  Na ponte salina os ânions sempre migram no sentido do ânodo e os cátions no sentido do cátodo.
  • 15.  No ânodo (-) ocorre oxidação: perda de elétrons (aumento de Nox).  Ânodo (-) o eletrodo é o redutor: perde elétrons e se oxida.  No cátodo (+) ocorre redução: ganho de elétrons (diminuição de Nox).  Cátodo (+) o cátion da solução é o oxidante: ganha elétrons e se reduz Para uma pilha qualquer
  • 16.   Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo. Uma pilha genérica pode ser representada por:  A0 / A+x // B+y/B0  Oxidação // Redução Para uma pilha qualquer
  • 17.   Na pilha de Daniell é o eletrodo de zinco que se oxida e o cobre sobre redução.  O zinco tem maior tendência em sofrer oxidação.  E o eletrodo de cobre tem maior tendência em sofrer redução. Potencial das pilhas
  • 18.   Esta tendência em se reduzir pode ser medida pelo potencial de redução.  O cobre tem maior potencial de redução que o zinco. Logo, o zinco tem menor potencial de redução que o cobre. Potencial das pilhas
  • 19.  Se uma substância X tem maior potencial de redução que uma substância Y.  Então quando X e Y estiverem juntas, X irá se reduzir e Y se oxidar. Potencial de reducao
  • 20.  Nesse processo ocorrem duas semi-reações:
  • 21.   Maior potencial de reducao: catodo, sofrera reducao.  Menor potencial de reducao: anodo, sofrera oxidacao. Ânodo e Cátodo
  • 22.   O fluxo de eletrons do anodo para o catodo e espontaneo.  Os eletrons fluem do anodo para o catodo porque o anodo tem uma energia potencial eletrica mais alta do que o catodo.  A diferenca no potencial eletrico e medida em volts. Fluxo de elétrons
  • 23.   Um volt e a diferenca de potencial necessaria para conceder um joule de energia para uma carga de um coulomb: V = J/C  A forca eletromotriz (fem) e a forca necessaria para movimentar os eletrons atraves do circuito externo. Forca eletromotriz
  • 24.
  • 25. Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresente menor Potencia de redução ( - 0,76 V). Enquanto cobre apresenta maior Potencial de redução ( + 0,34 V). DE0 = (E0red maior ) – (E0red menor ) DE0 = 0,34 - (-0,76) DE0 = 0,34 + 0,76 DE0 = 1,10 V Calculando o potencial da pilha de Daniell
  • 26.  Zn(s) -> Zn (aq) + 2e Cu (aq) + 2e -> Cu(s) Quando DE0 > 0 a reação é espontânea e constitui uma pilha Potencial das pilhas +2 +2
  • 27.  Verificar se a reação abaixo é espontânea no sentido direto: Obs: Existe uma trabela informando o potencial (V) da semi-redução de recução  3Cu+2 +2 Al0 3Cu0 + 2Al+3 Dados: Cu+2 / Cu0 E0 = 0,34 V Al+3 / Al0 E0 = - 1,68 V Exemplo
  • 28.  Uso da Tabela de potenciais  Quanto mais positivo o E°red, mais forte e o agente oxidante a esquerda.  Quanto mais negativo o E°red, mais forte e o agente redutor a direita.
  • 29.  Pilha comum: pilha de Leclanche
  • 30.  As pilhas contem alguns metais pesados (mercurio, cadmio) que sao toxicos para os seres vivos.  Os metais pesados permanecem no solo, sem se alterarem, durante 50 anos ou mais.  O mercurio contamina a agua e o solo e causa doencas no sistema nervoso dos humanos e animais.  Pilhas e baterias nao devem ser descartadas no lixo comum. Pilhas comerciais e meio ambiente