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Eletroquímica É o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica por meio dos processos de oxidação e redução, como também o estudo das reações.

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2 Eletroquímica

3 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.

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

5 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.

6 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.

7 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.

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

9 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 (N ox ).

10 Oxidação Perda de elétrons Aumento do número de oxidação

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

12 Redução Ganho de elétrons Diminuição do número de oxidação

13 Podemos representar uma equação de redução da seguinte forma: Al e  Al 2H + + 2e  H 2 Cl 2 + 2e  2Cl -

14 Vejamos se você está por dentro: Classifique a reação, clicando no ícone correto: Mg  Mg e oxidaçãoredução

15 Classifique a reação, clicando no ícone correto: 2H + + 2e  H 2 oxidaçãoredução

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17 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 CuSO 4, o Cu é depositado no Zn e o Zn dissolve- se formando Zn 2+. Células voltaicas

18 À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn 2+ 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! Células voltaicas

19 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. Células voltaicas

20 Visão molecular dos processos do eletrodo Células voltaicas

21 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: Potencial elétrico

22 Potenciais-padrão de redução (semi-célula)

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27 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  E podem ser alcançadas.

28 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: PbO 2 em uma grade de metal em ácido sulfúrico: PbO 2 (s) + SO 4 2- (aq) + 4H + (aq) + 2e -  PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l) Anodo: Pb: Pb(s) + SO 4 2- (aq)  PbSO 4 (s) + 2e - Baterias ou pilhas

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30 Bateria de chumbo e ácido A reação eletroquímica global é PbO 2 (s) + Pb(s) + 2SO 4 2- (aq) + 4H + (aq)  2PbSO 4 (s) + 2H 2 O(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. Baterias ou pilhas

31 Pilhas alcalinas Anodo: tampa de Zn: Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2e - Catodo: pasta de MnO 2, NH 4 Cl e C: 2NH 4 + (aq) + 2MnO 2 (s) + 2e -  Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (aq) + 2H 2 O(l) O bastão de grafite no centro é um catodo inerte. Em uma bateria alcalina, o NH 4 Cl é substituído por KOH. Baterias ou pilhas

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

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34 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 H 2 -O 2 era a fonte primária de eletricidade. Catodo: redução de oxigênio: 2H 2 O(l) + O 2 (g) + 4e -  4OH - (aq) Anodo: 2H 2 (g) + 4OH - (aq)  4H 2 O(l) + 4e - Baterias ou pilhas


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