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ELETROQUÍMICA A eletroquímica estuda a corrente elétrica fornecida por reações espontâneas de oxirredução (pilhas) e as reações não espontâneas que ocorrem.

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1 ELETROQUÍMICA A eletroquímica estuda a corrente elétrica fornecida por reações espontâneas de oxirredução (pilhas) e as reações não espontâneas que ocorrem quando submetidas a uma corrente elétrica (eletrólise).

2 PILHA: é um dispositivo que fornece corrente elétrica por meio de uma reação química de oxirredução espontânea. ELETRODO OU SEMIPILHA: é um conjunto formado por um metal mergulhado em uma solução que contém um de seus íons. PILHA DE DANIELL Temos dois eletrodos : um de cobre ligado a outro de zinco por um fio condutor e fecha-se o circuito com um tubo em U contendo solução eletrolítica (ponte salina).

3 Eletrodo de Zn/ Zn 2+ : Semi-reação: A lâmina de Zn (s) vai diminuindo de massa porque os átomos de Zn 0 são oxidados a Zn 2+ e passam para a solução. Essa diminuição de massa é chamada de corrosão. Os elétrons vão-se acumulando na lâmina e percorrem o fio metálico em direção ao voltímetro. Eletrodo de Cu 2+ / Cu: Semi-reação: A lâmina de Cu (s) vai aumentando de massa porque íons Cu 2+ são reduzidos a Cu 0 e aderem a ela. Esse aumento de massa é chamado de depósito. Os elétrons que são retirados da lâmina original são repostos pelos que chegam pelo fio. Ponte salina: tem como papel, no funcionamento da pilha, permitir a migração dos íons entre as soluções dos eletrodos e, desse modo, restabelecer o equilíbrio de cargas elétricas nas soluções.

4 Notações para a Pilha

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6 Potenciais de Redução e de Oxidação Potencial de Oxidação(E oxi ) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer oxidação, isto é, de perder elétrons. Potencial de redução(E red. ) mede a tendência que uma espécie química tem de sofrer redução, isto é, receber elétrons. Ao montarmos uma pilha, acoplando de modo apropriado dois eletrodos, a reação espontânea que ocorre pode ser prevista considerando-se que: sofre oxidação quem apresenta maior E oxi. sofre redução quem apresenta maior E red. Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E 0 oxi. e E 0 red. ) das espécies químicas são determinados experimentalmente usando-se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E 0 oxi. e E 0 red. fixados, por convenção, em zero volt.

7 Para as condições padrão (1 atm, 25ºC e soluções 1M), os potenciais padrão (E 0 oxi. e E 0 red. ) das espécies químicas são determinados experimentalmente usando-se como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, que tem E 0 oxi. e E 0 red. fixados, por convenção, em zero volt.

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9 Cálculo da Voltagem da Pilha A diferença de potencial, E (ddp) da pilha, usualmente conhecida como voltagem da pilha, será dada por: METAL DE SACRIFÍCIO - PROTEÇÃO ANÓDICA O metal de maior E oxi pode ser usado como metal de sacrifício, protegendo o outro metal da corrosão.

10 METAL DE SACRIFÍCIO Para proteger o metal ferro ou aço da corrosão, podemos utilizar outro metal que apresenta uma tendência maior de perder elétrons ( maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão de ferro,sendo, por isso, chamado metal de sacrifício. Um metal normalmente utilizado com essa finalidade é o magnésio

11 PILHAS COMERCIAIS PILHA SECA COMUM

12 PILHA ALCALINA

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14 ELETRÓLISE: é uma reação de oxidorredução não espontânea, provocada por uma corrente elétrica. A eletrólise é o receptor da energia elétrica enviada por um gerador, que pode ser qualquer pilha que acabamos de estudar. Os elétrons saem do pólo negativo do gerador. O gerador é um sistema que rouba elétrons do pólo positivo do receptor e os empurra para o pólo negativo do receptor.

15 Semirreação do ânodo(pólo positivo): O ânion é atraído para o pólo positivo e tende a perder elétrons, tornando-se neutro. Essa perda de carga, forçada pelo gerador, é denominada descarga do ânion. Semirreação do cátodo (pólo negativo): O cátion é atraído para o pólo negativo e, também forçado pelo gerador, tende a receber elétrons, tornando-se neutro. Essa Será a descarga do cátion.

16 A equação química global da eletrólise será a soma algébrica das semirreações dos eletrodos: As eletrólises ocorrem em líquidos eletrolíticos, ou seja, é necessário que haja íons livres Essa condição pode ser obtida em dois casos: Soluções eletrolíticas; Substâncias iônicas no estado fundido.

17 ELETRÓLISE ÍGNEA: ocorre sempre em altas temperaturas, portanto na ausência de água. Quando cloreto de sódio líquido (fundido), por exemplo, é submetido a uma eletrólise, verifica-se que os íons Na + migram para o pólo negativo onde recebem elétrons, e os íons Cl - movem-se para o eletrodo positivo onde perdem elétrons.

18 ELETRÓLISE AQUOSA Nas eletrólises em meio aquoso, temos que levar em consideração: os íons provenientes da dissociação ou da ionização do soluto; os íons originados pela auto-ionização da água: Apesar de esses íons comparecerem em pequenas quantidades, serão importantes para a compreensão dos mecanismos das eletrólises aquosas. Experimentalmente, verificou-se que alguns íons não sofrem eletrólises aquosas.

19 Exemplo: eletrólise aquosa do NaCl

20 CÁLCULOS ENVOLVENDO ELETRODOS Michael Faraday exprimiu relações quantitativas entre massa das espécies consumidas ou produzidas numa eletrólise e a quantidade de carga através do circuito. A constante de Faraday (F) expressa a carga elétrica em mol de elétrons. Assim, a extensão de uma reação de eletrólise está ligada ao número de elétrons perdidos ou ganhos nas reações de oxirredução. Exemplo: 1 mol de elétrons é capaz de depositar 1 mol Ag 0 em um cátodo:

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