Eletroquímica (II).

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1 Eletroquímica (II)

2 Ao contrário das pilhas, a eletrólise é um processo não espontâneo.

3 ELETRÓLISE Na eletrólise ocorre uma reação de oxi-redução não espontânea que consome corrente elétrica de uma bateria ligada ao sistema.

4 ELETRÓLISE

5 ELETRÓLISE X PILHA 1. ÂNODO a) Na pilha fornece elétrons, sinal (-);
b) Na eletrólise recebe elétrons dos ânions do eletrólito, sinal (+). 2. CÁTODO a) Na pilha recebe elétrons, sinal (+); b) Na Eletrólise fornece elétrons dos cátions do eletrólito, sinal (-).

6 ELETRÓLISE ÍGNEA É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente elétrica.

7 ELETRÓLISE ÍGNEA NaCℓ Na1+ + Cℓ1-
A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão. Geralmente são usados a platina ou grafita. A eletrólise do NaCℓ é um processo economicamente importante. O NaCℓ se funde à temperatura de 808 ºC. NaCℓ(sólido)       NaCℓ (líquido) Ocorre, então, dissociação ... NaCℓ      Na1+   +   Cℓ1-

8 ELETRÓLISE ÍGNEA Os íons Cℓ1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cℓ2 . 2 Cℓ1-      Cℓ2   +   2e-   (oxidação) Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na0). * 2Na1+   +   2 e-      2 Na0    (redução) *Duplica-se para igualar o número de elétrons na redução e na oxidação.

9 ELETRÓLISE ÍGNEA Considerando-se . . . 2 NaCℓ(l) 2 Na1+(l) + 2 Cℓ1-(l)
2 Cℓ1-(l)      Cℓ2(g)   +   2 e-   (oxidação) 2 Na1+(l)   +   2 e-      2 Na0(l)    (redução) A equação global da eletrólise é . . .  2 NaCℓ(l)      Cℓ2(g)   +   2 Na0(l)

10 ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA
Fluxo de elétrons (corrente contínua) No processo de eletrólise aquosa os íons em solução irão competir entre si para descarregarem. e- e- (-) (+) H+1 OH-1 A+x B-y cátodo ânodo

11 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
No caso da solução de NaCℓ existem íons Na+ e Cℓ–, provenientes da dissociação do sal, e H+ e OH–, provenientes da auto-ionização da água. e- e- (-) (+) H+1 OH-1 Na+ Cℓ - cátodo ânodo

12 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
Tanto a água quanto o cloreto de sódio podem ionizar . . . H2O(aq) → H+(aq) OH -(aq) ou ... NaCℓ (aq) → Na+(aq) Cℓ -(aq)

13 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
Significa que temos teremos uma competição . . . H2O(aq) → H+(aq) OH -(aq) NaCℓ (aq) → Na+(aq) Cℓ -(aq) Competição Competição

14 O que a experiência mostra?
ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq) O que a experiência mostra? O POLO NEGATIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR, O CÁTION DE REDUÇÃO MAIS FÁCIL O POLO POSITIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR O ÂNION DE OXIDAÇÃO MAIS FÁCIL

15 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
Em igualdade de concentrações, o cátion "mais abaixo" DESCARREGA mais facilmente que cátions "mais acima" na tabela. CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS TERROSOS ALUMÍNIO Aℓ+3 HIDROGÊNIO H+ OUTROS METAIS COMO: Mn2+ Zn2+ Fe 2+ Pb 2+ METAIS NOBRES COMO: Cu 2+ Ag + Hg 2+ Au 3+

16 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
Em igualdade de concentrações o ânion "mais acima" DESCARREGA mais facilmente do que ânion "mais abaixo". Ânions não oxigenados como: Cℓ -, I -, S2-, HSO4- Ânions orgânicos como: R-COO – OH - (hidróxido) Ânions oxigenadas como : NO3-, SO4 2 - , PO4 3 - F –

17 ELETRÓLISE DE NaCℓ(aq)
No ânodo onde ocorre a oxidação teremos: 2Cℓ -(aq) → Cℓ e- No cátodo onde ocorre redução teremos: 2e H+(aq) → H2 A reação global será: NaCℓ(S) + H2O(l) → H2(g) + Cℓ2(g)+ Na+(aq)+ OH-(aq)

18 ELETRÓLISE do KI(aq) No processo dessa eletrólise aquosa os íons em solução também irão competir entre si para descarregarem. No caso da solução de KI existem íons K+ e I–, provenientes da dissociação do sal, e H+ e OH–, provenientes da auto-dissociação da água.

19 Experimento dos alunos Cassiane e Pedro.
ELETRÓLISE do KI(aq) De forma semelhante, observando-se a prioridade de descarga, na eletrólise do KI aquoso há formação de H2(no cátodo) e I2(no ânodo) e liberação de Na+OH-(aq). Experimento dos alunos Cassiane e Pedro.

20 ELETRÓLISE do NaOH(aq)
Por que, agora há liberação de H2(g) e O2(g)? Qual a importância dessa reação, industrialmente? Experimento das alunas Vitória e Gabriela.

21 ELETRÓLISE QUANTITIVA
Michael Faraday formulou duas leis que regem o aspecto quantitativo da eletrólise Michael Faraday (1791 — 1867)

22 ELETRÓLISE QUANTITIVA
A primeira lei de FARADAY “A massa, “m”, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o circuito.” m = K1.Q

23 ELETRÓLISE QUANTITIVA
Sabe-se (da Física) que . . . Q = i . t Substituindo na lei de Faraday, temos. . . m = K1 . i . t * i é a intensidade da corrente elétrica e t é o tempo de reação.

24 ELETRÓLISE QUANTITIVA
A segunda lei de FARADAY “A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E, dessa substância.” m = K2.E

25 ELETRÓLISE QUANTITIVA
De forma semelhante ao raciocínio anterior . . . Sabendo que m = K2.E E que Q = i.t Então . . . m = K2.E.i.t

26 ELETRÓLISE QUANTITIVA
Associando as duas leis e considerando K=1/96500 teremos . . . Constante de Faraday = C, ou seja, quantidade de carga elétrica transportada por 1 mol de elétrons (6,02 x 1023 elétrons).

27 ELETRÓLISE QUANTITIVA: EXEMPLIFICANDO
Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampère (A).Qual a massa de prata depositada no cátodo? Dado da tabela periódica: Ag = 108 g / mol 1.ª parte *Um mol de elétrons transferidos pela Ag.

28 ELETRÓLISE QUANTITIVA
Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampère (A).Qual a massa de prata depositada no cátodo? Dado da tabela periódica: Ag = 108 g / mol 2.ª parte *C = A . s

29 F I M Colégio INEDI Prof. Luiz Antônio Tomaz