Eletroquímica.

Apresentação em tema: "Eletroquímica."— Transcrição da apresentação:

1 Eletroquímica

2 É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica por meio dos processos de oxidação e redução, como também o estudo das reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de energia elétrica.

3 Quanto às reações que produzem corrente elétrica, serão estudadas suas características por meio do funcionamento de aparelhos conhecidos como pilhas e baterias.

4 As pilhas e as baterias são consideradas atualmente peças fundamentais na sociedade moderna, como é o caso dos telefones celulares que devem grande parte do seu sucesso à evolução das baterias recarregáveis.

5 A formação da ferrugem e a fotossíntese são processos importantes
A formação da ferrugem e a fotossíntese são processos importantes. O primeiro, pelo prejuízo social que acarreta, enquanto o segundo é uma das transformações centrais nas teias alimentares do nosso planeta.

6 Há algo de comum entre duas transformações diferentes?
Nas primeiras décadas do século XX constatou-se um fenômeno que abriria um enorme campo de pesquisa: tanto à formação da ferrugem como a fotossíntese eram reações apoiadas por transferências de elétrons.

7 Tais processos foram globalmente denominados reações de oxirredução (ou oxi-red ou redox).

8 Atualmente, as pesquisas sobre oxirredução exercem profunda influência na Bioquímica, nos estudos sobre poluição e na área da química industrial. E o ponto de partida dos modelos que investigam esse vasto campo de conhecimentos é o conceito de número de oxidação (Nox).

9 Aumento do número de oxidação
Perda de elétrons

10 Podemos representar uma equação de oxidação da seguinte forma:
Zn  Zn2+ + 2e Ag  Ag+ + 1e H2  2H+ + 2e

11 Diminuição do número de oxidação
Redução Diminuição do número de oxidação Ganho de elétrons

12 Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma:
Al3+ + 3e  Al 2H+ + 2e H2 Cl2 + 2e 2Cl-

13 Vejamos se você está por dentro:
Classifique a reação, clicando no ícone correto: Mg  Mg2+ + 2e oxidação redução

14 Classifique a reação, clicando no ícone correto: 2H+ + 2e H2
oxidação redução

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16 Células voltaicas A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para executar trabalho elétrico. Céluas voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de elétrons ocorre através de um circuito externo. As células voltaicas são espontâneas. Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO4, o Cu é depositado no Zn e o Zn dissolve-se formando Zn2+.

17 Células voltaicas À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn2+ e 2e. Os elétrons fluem no sentido do anodo onde eles são usados na reação de redução. Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e que o eletrodo de Cu ganhe massa. “Regras” para células voltaicas: 1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação). 2. No catodo os elétrons são reagentes (redução). 3. Os elétrons não podem nadar!

18 Células voltaicas Os elétrons fluem do anodo para o catodo.
Conseqüentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo. Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser transportados por um fio externo.

19 Visão molecular dos processos do eletrodo
Células voltaicas Visão molecular dos processos do eletrodo

20 Potencial elétrico O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo; Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo; A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico é medida em volts; Um volt é a diferença potencial necessária para conceder um joule de energia para uma carga de um coulomb:

21 Potenciais-padrão de redução (semi-célula)

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26 Baterias ou pilhas Uma bateria é um recipiente contendo uma fonte de força eletroquímica com uma ou mais células voltaicas. Quando as células são conectadas em série, maiores DE podem ser alcançadas.

27 Bateria de chumbo e ácido
Baterias ou pilhas Bateria de chumbo e ácido Uma bateria de carro de 12 V consiste de 6 pares de catodo/anodo, cada um produzindo 2 V. Catodo: PbO2 em uma grade de metal em ácido sulfúrico: PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e-  PbSO4(s) + 2H2O(l) Anodo: Pb: Pb(s) + SO42-(aq)  PbSO4(s) + 2e-

28 Baterias ou pilhas

29 Bateria de chumbo e ácido
Baterias ou pilhas Bateria de chumbo e ácido A reação eletroquímica global é PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) + 4H+(aq)  2PbSO4(s) + 2H2O(l) para a qual Ecell = Ered(catodo) - Ered(anodo) = (+1,685 V) - (-0,356 V) = +2,041 V. Espaçadores de madeira ou fibra de vidro são usados para evitar que os eletrodos se toquem.

30 2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e-  Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + 2H2O(l)
Baterias ou pilhas Pilhas alcalinas Anodo: tampa de Zn: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Catodo: pasta de MnO2, NH4Cl e C: 2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e-  Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + 2H2O(l) O bastão de grafite no centro é um catodo inerte. Em uma bateria alcalina, o NH4Cl é substituído por KOH.

31 Baterias ou pilhas Pilhas alcalinas
Anodo: o pó de Zn é misturado em um gel: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Catodo: redução do MnO2.

32 Baterias ou pilhas

33 Células de combustível
Baterias ou pilhas Células de combustível A produção direta de eletricidade a partir de combustíveis ocorre em uma célula de combustível. Nos vôos à lua da Apollo a célula de combustível H2-O2 era a fonte primária de eletricidade. Catodo: redução de oxigênio: 2H2O(l) + O2(g) + 4e-  4OH-(aq) Anodo: 2H2(g) + 4OH-(aq)  4H2O(l) + 4e-