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Química A – Prof Marcus Eletroquímica.

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Apresentação em tema: "Química A – Prof Marcus Eletroquímica."— Transcrição da apresentação:

1 Química A – Prof Marcus Eletroquímica.
Células Eletroquímicas: São reações de Oxirredução. Galvânicas: Energia Química em Energia Elétrica Eletrolítica: Energia Elétrica em Energia Química

2 Otto em XVII : Inventou a máquina de gerar eletricidade
Luigi Galvani: Aplicação terapêutica e músculos armazenavam eletricidade e os nervos conduziam Alessandro Volta: Colocou 2 metais em contato e percebeu que um ficava ligeiramente positivo e o outro ligeiramente negativo (formação de uma ddp que é a tensão elétrica)

3 Reações de Oxirredução OPA  RRR Ag Redutor Ag Oxidante Negativo Positivo

4 Reações Espontâneas Célula Galvânica: É a mais comum  1 único eletrólito (em solução aquosa) em contato com ambos eletrodos.

5 Reações Espontâneas Pilha de Daniel: Eletrodos em compartimentos separados.
Ânodo: O Zn saí da lâmina e “vai para” a solução aquosa de ZnSO4 Cátodo: O Cu+2 gruda na placa – “saí da” solução e gruda na placa de Cu. Ponte Salina: KCL – A finalidade é manter contato entre as soluções.

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7 Sentido/Fluxo de Elétrons Ânodo Cátodo
Semirreação do Ânodo: Zn Zn+2 + 2é Semirreação do Cátodo: Cu+2 +2é  Cu

8 Eletrodos nas Células Galvânicas: Remoção de elétrons (condutores iônicos)

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10 Natureza - Enem Estrutura de funcionamento da Pilha.
Liberam componentes Químicos que são tóxicos diretamente a matéria orgânica (não adianta incinerar – os resíduos ficam nas cinzas e alguns volatilizam fincando na atmosfera) São Bioacumulativos; afetam o SNC, fígado, rins e pulmões: Cd (cancerígeno), Pb , Hg (mutação genética).

11 Energia Química  Energia Elétrica
Energia Química  Energia Elétrica. Processo Espontâneo Pilhas Energia elétrica  Energia Química. Processo Não espontâneo. Eletrólise

12 Eletrólise É uma reação de oxirredução oposta a pilha!
Não espontânea, por indução artificial. Grande importância na indústria atual. Entre seus usos está a recarga de baterias e a produção industrial de elementos como o alumínio que se Obtem a partir da Bauxita e o Sódio a partir do NaCl.

13 Ocorre primeiramente a decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons. Posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes íons, são obtidos os elementos químicos. Na+ +1é  Na(s) Cl-1  Cl2(g) Através da corrente elétrica: provoca-se descargas de íons.

14 Eletrólise Corrente elétrica Descarga de íons Energia Química / Não Espontâneo

15 (sem íons livres não há eletrólise)
Para ocorrer eletrólise é necessário íons livres para a corrente ser conduzida. (sem íons livres não há eletrólise) Obtenção pela: Fusão de substâncias iônicas. Pela dissociação ou ionização de substâncias em meio aquoso.

16 Tipos de Eletrólise 1° Eletrólise Ígnea (sem água).
2° Eletrólise em meio aquoso. (a água interfere durante a eletrólise)

17 1° - Eletrólise Ígnea (sem água).

18 Eletrólise do NaCl fundido
NaCl(s) se funde a 801°C, formando o NaCl(l) 2NaCl(l)  2Na+1 e 2Cl-1 2Na+1 +2é  2Na(s) (Redução – cátodo) 2Cl-1  Cl2(g) +2é (Oxidação - ânodo) ________________________________ 2NaCl(l)  2Na(s) + Cl2(g) (Reação Global)

19 Eletrólise da Bauxita fundida
P.F. de 2072 °C. Acréscimo de criolita (Na3AlF6) como fundente o P.F. cai da mistura cai para 1000 °C. A alumina se dissocia: Al2O3 → 2 Al3+ + 3 O2- No eletrodo negativo ocorre a seguinte reação: 4 Al3+ + 12 e- → 4 Al0 Enquanto no eletrodo positivo: 6 O2- → 6 O2 + 12 e- A equação glogal: Al2O3 → 4 Al3+ + 6 O2- 4 Al3+ + 12 e- → 4 Al0 6 O2- → 3 O2 + 12 e- 2 Al2O3 → 4 Al0 + 3 O2

20 Eletrólise em meio aquoso
A diferença entre a eletrólise ígnea e a eletrólise em meio aquoso é a forma em que está a substância que será submetida à corrente elétrica. Eletrólise ígnea  substância iônica está Fundida, sem água. Eletrólise aquosa  substância iônica está dissociada em água. Lembre-se : a água é capaz de se autoionizar: H2O  H+ e OH-

21 Eletrólise de Solução aquosa de Cloreto de Sódio

22 NaCl + H2O  1° NaCl  Na+ + Cl- 2° H2O  H+ + OH- O gerador irá retirar elétron de quem tem muito e enviar para o que pouco tem pouco. Há uma competição e o gerador terá que escolher: Cl- ou OH- ? Ordem de prioridade de “descarrego”: F-/SO4-2/PO4-3/CO3-2/NO3-1  OH- Outros ânions

23 NaCl + H2O  1° NaCl  Na+ + Cl- 2° H2O  H+ + OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: Nova competição, os é vão para quem? Na+ ou H+? Nova ordem de prioridade: 1A, 2A e Al - O gerador não consegue “colocar é neles” com facilidade, pois no H+ é mais fácil

24 NaCl + H2O  1° NaCl  Na+ + Cl- 2° H2O  H+ + OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: 2H+ + 2é H2 Construção da Eq Global/balanceamento 1° NaCl  Na+ + 2Cl- 2° H2O  2H+ + OH-

25 Eq Global: NaCl + H2O  1° NaCl  2Na+ + 2Cl- 2° H2O  2H+ + 2OH- ânodo/Oxir: Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: H+ + 2é H2 _____________________________________ 2NaCl + 2H2O  2Na+ + Cl2 + H OH-

26 Tabela de prioridade de descarga nos eletrodos
Cátions: 1A, 2A, Al  H+  demais metais Ânions: ânions Oxigenados F-  OH- ânions não oxigenados

27 Pilha de Daniell Polo + Polo - Cátodo Ânodo Redução Oxidação Aumenta a lâmina Corrói a lâmina Dilui concentração Aumenta concentração Eletrólise


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