O documento discute eletrólise e pilhas eletroquímicas. Ele explica que a eletrólise envolve reações provocadas por corrente elétrica, enquanto pilhas geram corrente elétrica através de reações. A eletrólise ocorre nos eletrodos, com íons migrando para os polos e sofrendo oxidação ou redução. As leis de Faraday relacionam a carga elétrica com a massa de material produzido na eletrólise. Exemplos incluem a eletró

1. * Eletrólise *Pilhas ELETROQUÍMICA

2. ELETROQUÍMICA 1) Eletrólise: reações provocadas pela corrente elétrica. 2) Pilhas: reações que produzem corrente elétrica.

3. ELETRÓLISE Eletrólise é a reação não espontânea provocada pela passagem de corrente elétrica, através de uma solução. pólo negativo cátodo pólo positivo ânodo cátodo ânodo x + + e -  x Y - - e -  Y ELETRODOS INERTES

4. ELETRÓLISE * Para o pólo negativo (cátodo) migram os cátions da solução, ocorrendo a sua redução: X + + e -  X o * Para o pólo positivo (ânodo) migram os ânions da solução, ocorrendo a sua oxidação: Y - - e -  Y o No circuito externo, o cátodo é o eletrodo onde chegam elétrons e o ânodo , onde saem os elétrons.

5. ELETRÓLISE Se a eletrólise ocorre em meio aquoso , há uma preferência na competição de íons que sofrem descarga: CÁTIONS Au +3 , Ag + , Cu +2 , Ni +2 , Fe +2 , H + , Ca +2 , K + , ÂNIONS Cl - , Br - , I - , OH - , SO 4 -2 , NO 3 - ,... A preferência na descarga (perda de carga) ocorre em função do potencial de oxi - redução da espécie iônica envolvida.

6. ELETRÓLISE Exemplo: *** Produtos da eletrólise do NaCl (aq) 2 NaCl  2Na + + 2Cl - 2H 2 O  2H + + 2OH - Reação catódica (pólo -) 2H + + 2 e -  H 2(g) Reação anódica (pólo +) 2Cl - - 2 e -  Cl 2(g) Sobra, na solução, NaOH (aq) .

7. ELETRÓLISE Eletrólise aquosa do NaCl Produtos primários da eletrólise

8. ELETRÓLISE Eletrólise ígnea do NaCl Fonte de corrente direta Fonte de corrente direta cátodo cátodo ânodo ânodo e - e - e - e -

9. ELETRÓLISE Leis de Faraday As Leis de Faraday estabelecem a massa de material que é produzida durante a eletrólise. 1 a Lei: m  Q (Q = carga = i . t) 2 a Lei: m  E (E = equivalente-grama) E = Mol / nox Portanto, associado as duas leis: m = K.i.t.E K = 1/F = 1/96.500 C.mol -1 (constante) 96.500 C.mol -1 = 1 Faraday = carga de 1 mol de elétrons

10. ELETRÓLISE Leis de Faraday Exemplo: Calcular a massa de níquel depositado numa eletrólise realizada durante 10 minutos, por uma corrente de 9,65 ampéres, usando uma solução aquosa de NiSO 4 . t = 10 min = 600 s i = 9,65 A E = 58,7/2 = 29,35g m = i.t.E / F = 9,65.600.29,35 / 96500 Resposta: m = 1,761 gramas

11. APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE * Banhos eletrolíticos de metais - cromo, níquel, zinco, cobre, ouro, prata,..

12. APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE * Banho eletrolítico de níquel Reações * Cátodo: Ni +2 + 2 e - = Ni * Ânodo: Ni - 2 e - = Ni +2 - CÁTODO + Gerador SOLUÇÃO DE NiSO 4 Ni OBJETO A NIQUELAR ÂNODO Ni +2 ELETRODO DE NÍQUEL e - e -

13. Uma pilha (ou reação galvânica) é um processo que gera uma diferença de potencial e uma corrente elétrica. Nesse processo associamos duas reações que apresentam potenciais de oxi-redução diferentes entre sí. Os potenciais de oxi-redução “medem” a capacidade de oxidação ou de redução de um sistema. PILHAS

14. PILHAS Para os cátions, os metais alcalinos e alcalino-terrosos, por serem muito eletropositivos, apresentam elevado potencial de oxidação enquanto que os metais de transição apresentam, em relação aos primeiros elevado potencial de redução . Para fins comparativos, arbitra-se potencial zero para a reação H 2 - 2 e -  2 H + E = 0,0 V

15. PILHAS Exemplos de Potenciais de redução Li + + 1 e - Li E = - 3,04 V Na + + 1 e - Na E = - 2,71 V Zn ++ + 2 e - Zn E = - 0,76 V 2H + + 2 e - H 2 E = 0,00 V Cu +2 + 2e - Cu E = + 0,34 V Ag + + 1 e - Ag E = + 0,80 V Au +3 + 3e - Au E = + 1,50 V

16. PILHAS Uma das primeiras pilhas conhecidas é a de DANIELL , que consiste de um eletrodo de cobre e outro de zinco, segundo o esquema: Zn (s) - 2e -  Zn 2+ Solução de ZnSO 4 Solução de CuSO 4 Oxidação Cu 2+ + 2e -  Cu (s) Redução CÁTODO ÂNODO - +

17. PILHAS Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresenta menor potencial de redução ( - 0,76 V) enquanto cobre apresenta maior potencial de redução ( + 0,34 V) . Para a reação global ocorre o seguinte: Zn - 2 e -  Zn +2 Cu +2 + 2 e -  Cu

18. PILHAS Associado as duas reações resulta: Zn + Cu +2  Zn +2 + Cu * Zn sofre oxidação; * Cu +2 sofre redução.

19. PILHAS Representação da pilha de Daniell Zn / Zn +2 // Cu +2 / Cu (ânodo: -) (cátodo: +)  E pilha = E oxidante - E redutor (sempre usar o potencial de redução) PONTE SALINA fluxo de elétrons oxidação redução redutor oxidante

20. PILHAS Observe que o sinal convencional do cátodo e do ânodo, na pilha, é o contrário do que ocorre na eletrólise. Justifica-se: * eletrólise: reação “forçada” * pilha: reação espontânea. Contudo, tanto nas pilhas quanto nas reações de eletrólise - cátodo chegam elétrons - ânodo saem elétrons

21. PILHAS Potencial na pilha de Daniell E oxidante(Cu) = + 0,34 Volts E redutor(Zn) = - 0,76 Volts  E pilha = E oxidante - E redutor  E pilha = + 0,34 - (- 0,76) = 1,10 Volts. *  E pilha > 0 : reação espontânea *  E pilha < 0 : reação não-espontânea

22. OUTRAS PILHAS Pilha comum (Leclanché) REAÇÕES: 1) Ânodo Zn - 2e -  Zn +2 2) Cátodo MnO 2 + 2e -  Mn +2 cátodo de carbono (grafite) ânodo de zinco pasta úmida de NH 4 Cl , MnO 2 e carbono

23. OUTRAS PILHAS Bateria ou acumulador (automóvel) (+) (-) placas alternadas de Pb e PbO 2 H 2 SO 4 + H 2 O Pb (ânodo) PbO 2 (cátodo)