Diego Ribeiro Mira Uilly Clif Mota

Apresentação em tema: "Diego Ribeiro Mira Uilly Clif Mota"— Transcrição da apresentação:

1 Diego Ribeiro Mira - 15789 Uilly Clif Mota - 15790
Engenharia de Controle e Automação Eletroquímica Diego Ribeiro Mira Uilly Clif Mota

2 Tópicos abordados 20.2 - Balanceamento de equações de redox;
20.3 – Células voltaicas; 20.4 – F.e.m. de pilhas; 20.5 – Espontaneidade de reações redox; 20.6 – Efeito da concentração na f.e.m. da pilha; 20.7 – Baterias ou pilhas; 20.8 – Corrosão; 20.9 – Eletrólise.

3 Balanceamento de equações de redox
Nas reações de oxirredução, devemos obedecer à lei da conservação da massa. Os elétrons recebidos e doados devem estar balanceados também.

4 Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
Apesar de a oxidação e redução ocorrerem simultaneamente, em geral, é conveniente considerá-las processos separados. Por exemplo a oxidação de Sn2+ por Fe3+ :

5 Balanceamento de equações pelo método das semi-reações em meio ácido
Dividir a equação em duas semi-reações incompletas, uma para oxidação e outra para a redução; Fazer o balanceamento de cada semi-reação a) Primeiro, fazer o balanceamento dos outros elementos que não sejam H e O, b) Em seguida, fazer o balanceamento dos átomos de O, adicionando H2O, c) Fazer o balanceamento dos átomos de H adicionando H+ d) Fazer o balanceamento da carga adicionando e- no lado com a maior carga positiva total Multiplicar cada semi-reação de tal maneira que o número de elétrons despendidos em uma semi-reação seja igual ao número de elétrons ganhos na outra Somar as duas semi-reações cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os lados das equações Conferir se o número de elétrons e de átomos são equivalentes nos dois membros da equação

6 Balanceamento de equações pelo método das semi-reações em meio básico
O procedimento para o balanceamento das equações em meio básico segue o mesmo modelo para reações em meio ácido, mas ao final do processo, a equação deve ser completada com OH- e H2O em vez de H+ e H2O

7 Células voltaicas

8 A energia liberada em uma reação redox pode ser usada para realizar trabalho elétrico.
Elétrodos: metais sólidos conectados por um circuito externo. a) Ânodo: elétrodo onde ocorre oxidação. b) Cátodo: elétrodo onde ocorre redução.

9 Utilização da ponte salina
A função da ponte salina é completar o circuito eletrolítico

10 Visão molecular dos processos do elétrodo
Durante a reação, Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e Cu2+(aq) é reduzido a Cu(s). O íon Cu2+ entra em contato com a lâmina de Zn(s), dois elétrons são transferidos de um átomo de Zn(s) para Cu2+(aq), formando um íon Zn2+(aq) e um átomo de Cu(s). O íon Zn2+(aq) migra para a solução enquanto Cu(s) deposita-se na lâmina. Vale lembrar que essa reação de redox entre Zn(s) e Cu2+(aq) é espontânea.

11 F.e.m. de pilhas Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo devido à diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é maior no ânodo do que no cátodo. A diferença de energia potencial entre dois elétrodos é medida em volts. 1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para fornecer 1 (J) de energia para uma carga de 1 coulomb (C). 1 (V) = 1 J/C Como essa diferença de potencial fornece uma força diretora que empurra os elétrons, chamamos essa diferença de potencial de força eletromotriz (f.e.m).

12 Potenciais padrão de redução (semicélula)
O potencial da pilha de uma célula voltaica depende do cátodo e do ânodo envolvidos. Esse potencial é a diferença entre os potenciais dos elétrodos. Por convenção o potencial de cada elétrodo é escolhido como o potencial para a redução desse elétrodo, ou seja, o potenciais padrão de elétrodo são tabelados para reações de redução. Assim: Como toda célula voltaica envolve dois elétrodos, não é possível determinar os potenciais de redução nas semi-reações. Mas, se atribuirmos um valor de potencial-padrão de redução a uma semi-reação, podemos então determinar potenciais-padrão em outras semi-reações. A semi-reação de referência é a redução de H+(aq) em H2(g) ao qual atribuímos um potencial-padrão de redução de 0 (V)

13 Célula voltaica utilizando elétrodo de hidrogênio

14 Tabela de potenciais-padrão de redução

15 Agentes oxidantes e redutores

16 Espontaneidade de reações redox
Em uma reação redox, se E° é negativo, a reação é não-espontânea. Se E° é positivo a reação é espontânea.

17 F.e.m e variação de energia livre
A variação de energia de Gibbs ΔG, é uma medida de espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constantes dado em J/mol, onde: ΔG = -nFE n: Número de elétrons transferidos na reação, F: Constante de Faraday (carga de 1 mol de elétrons) = (C)

18 Efeito da concentração na f.e.m. da pilha
Vimos como calcular a f.e.m. de uma pilha em suas condições-padrão, entretanto à medida que uma célula voltaica é descarregada, as concentrações das substâncias variam, a f.e.m. cai até E = 0 (V), no momento em que as concentrações das substâncias param de variar. A equação de Nernst permite-nos relacionar a f.e.m. em função da concentração das substâncias presentes nas células voltaicas. Onde Q representa o quociente entre as concentrações das substâncias da célula voltaica.

19 Pilhas de concentração
Em algumas células voltaicas, o compartimento do cátodo pode ser o mesmo que o do ânodo, já que a f.e.m. também depende das concentrações das substâncias. Uma célula baseada na f.e.m. gerada unicamente pelas diferenças das concentrações é chamada pilha de concentração.

20 F.e.m. da célula e equilíbrio químico
No momento em que E = 0, a reação atinge o equilíbrio químico. Nesse instante o valor do quociente de reação Q assume o valor da constante de equilíbrio Keq , e pela equação de Nernst temos:

21 Baterias ou pilhas Bateria ou pilha é uma fonte eletroquímica portátil e fechada que consiste em uma ou mais células voltaicas únicas.Voltagens maiores podem ser obtidas ao se usarem células voltaicas múltiplas em uma única bateria. Quando as pilhas são ligadas em série (com o cátodo de uma ligado ao ânodo da outra) a pilha produz uma voltagem que é a soma da fems das pilhas individuais.Também pode se usar baterias múltiplas em série conseguindo assim maiores fems. Em uma bateria ou pilha o cátodo é o pólo positivo e o ânodo o pólo negativo.

22 Bateria de chumbo e ácido
Uma bateria automotiva de chumbo e ácido consiste em 6 células de 2 volts cada que geram uma tensão de 12 volts. O cátodo de cada uma das células é de dióxido de enxofre empacotado em uma grade metálica. O ânodo de cada célula é composto de chumbo. Ambos os elétrodos são imersos em uma solução de ácido sulfúrico. As reações que ocorrem nos elétrodos durante a descarga são: A grande vantagem desta bateria é que ela pode ser recarregada aplicando uma fonte externa de energia revertendo a equação.

23 Pilhas Alcalinas A pilha primária (não recarregável) mais comum é a pilha alcalina. O ânodo desta pilha consiste em zinco metálico imobilizado em um gel em contato com uma solução concentrada de KOH. O cátodo é uma mistura de dióxido de magnésio e grafite, separados do ânodo por um tecido poroso. A pilha é selada em uma lata de aço para reduzir o risco de vazamento de KOH. Abaixo estão as reações da célula e uma figura esquemática.

24 Baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio
Uma das baterias recarregáveis mais comuns é a de níquel-cádmio(nicad).Durante a descarga, o cádmio metálico é oxidado no anodo enquanto o axiidróxido de níquel é reduzido no catodo.As células geram cada uma 1,30 volts.Mais essas baterias tem a desvantagem de o cádmio ser um metal tóxico pesado, seu uso aumenta o peso das baterias oferece perigo ao meio ambiente. Por isso surgiram as baterias de níquel-hidreto metálico (NiMH). A reação no cátodo dessa bateria é a mesma da bateria de nicad. A reação no ânodo consiste em uma liga metálica que tem a habilidade de absorver hidrogênio, durante a oxidação os átomos de hidrogênio perdem elétrons, assim seus íons reagem com a hidroxila para formar água. Processo revertido durante a carga. A bateria recarregável mais recente é de íon lítio. O lítio é um elemento muito leve, assim as baterias de íon-Li tem grande densidade energética. A tecnologia desta consiste na habilidade dos íons lítio em serem inseridos e removidos de certos sólidos estendidos em camadas. Na maioria das pilhas um elétrodo é de grafite e o outro geralmente é feito de óxido de cobalto e lítio. Quando carregados os íons de cobalto são oxidados e os de lítio migram para o grafite. Durante a descarga os íons de lítio migram do ânodo de grafite para o cátodo.

25 Células de combustível
A energia térmica liberada pela queima de combustível pode ser transformada em energia elétrica aproveitando o calor para gerar vapor d’água que pode acionar uma turbina para gerar eletricidade, porém somente 40% dessa energia é aproveitada no processo, pois o resto é perdido como calor. A princípio a produção de eletricidade por combustível em uma célula voltaica tem um maior aproveitamento energético. Esses dispositivos de conversão que usam principalmente como combustível o gás hidrogênio e o gás oxigênio, deixando como produto água, são chamados de células de combustível. Porém a tecnologia dessas células ainda está em fase de desenvolvimento pois necessita de alta temperatura para que ocorra em uma velocidade aceitável. A equação química desta pilha assim como o desenho esquemático para temperaturas abaixo de 100°C seguem abaixo.

26 Corrosão As baterias são exemplos de como as reações de redox espontâneas podem ser usadas produtivamente. Porém existem reações redox indesejáveis que levam à corrosão de metais. Essas reações ocorrem quando um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente sendo convertido em um composto não desejável.

27 Corrosão do ferro A maioria dos metais quando sofre uma oxidação acaba formando uma fina camada protetora impermeável que impede que a oxidação ocorra, porém esse processo não ocorre com o ferro. A corrosão do ferro é eletroquímica por natureza. Não apenas o processo de corrosão envolve a oxidação e a redução, mas o metal por si só conduz eletricidade. Portanto os elétrons podem mover-se por ele de uma região onde ocorre a oxidação para outra onde há redução, como em células voltaicas. O cátion de ferro +2 formado no ânodo é eventualmente mais oxidado para +3, que forma o óxido de ferro(III) hidratado conhecido com ferrugem.

28 Prevenindo a corrosão do ferro
O ferro é em geral coberto com um revestimento de pintura ou outro metal, como estanho ou zinco, para proteger sua superfície contra corrosão. Cobrir a superfície com pintura ou estanho é uma maneira simples de prevenir o oxigênio e a água de atingir a superfície do ferro. Se o revestimento é quebrado e o ferro é exposto ao oxigênio e à água, a corrosão começará. O ferro galvanizado, que é o ferro revestido com uma fina camada de zinco, usa o princípio da eletroquímica para proteger o ferro da corrosão mesmo depois que o revestimento da superfície for quebrado. Os potenciais padrão de redução do ferro e do zinco são: Nota-se então que o zinco tem mais facilidade de se oxidar do que ferro, assim estando em contato com o ferro, o zinco se comporta como um ânodo de sacrifício e o ferro como o cátodo, formando assim uma célula voltaica conhecida como proteção catódica, onde o ferro permace ileso mesmo depois de rompido o revestimento (pois ele é o cátodo), enquanto o zinco é que se deteriora. Pode-se também usar magnésio nesse processo.

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30 Eletrólise As células voltaicas são baseadas em reações de redox espontâneas.Também é possível fazer com que reações não espontâneas ocorram usando-se uma fonte elétrica de corrente contínua. A esse processo dá-se o nome de eletrólise e ocorre em células eletrolíticas. Ligando os elétrodos de uma bateria (ou qualquer outra fonte de corrente contínua) a uma solução iônica a eletrólise dará início. Os elétrons serão bombeados do pólo negativo da fonte atraindo e forçando os cátions da solução a se reduzirem, portanto o pólo negativo na eletrólise é o cátodo, isto gera uma diferença de potencial na solução, atraindo e obrigando os ânions da solução a se oxidarem no pólo positivo da fonte, portanto na eletrólise este pólo é o ânodo. Como exemplo segue abaixo a equação de decomposição do cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes.

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32 Eletrólise de soluções aquosas
Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, pode-se usar uma solução aquosa para se obter o mesmo resultado, porém é necessário primeiro prever qual dos cátions irá se reduzir e qual ânion irá se oxidar, pois agora além dos íons dissociados pela água, esta também poderá se oxidar ou reduzir. A previsão dos produtos na eletrólise pode ser feita da seguinte forma: Redução Redução das moléculas de água: Os cátions dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e do alumínio são dificilmente reduzidos ao metal. Neste caso, são reduzidas as moléculas de água. Redução dos íons de hidrogênio: Em uma solução aquosa de um ácido forte, ocorre a redução dos íons de hidrogênio. Redução de um cátion ao metal correspondente: Os cátions dos metais de transição e pós-transição são facilmente reduzidos. Oxidação Oxidação das moléculas de água: O ânion fluoreto e os ânions oxigenados são difíceis de serem oxidados. Neste caso, são oxidadas as moléculas de água. Oxidação dos íons hidróxido: Em uma solução aquosa de uma base forte, ocorre a oxidação dos íons hidróxido. Oxidação de um ânion ao não-metal correspondente: Os ânions não oxigenados são facilmente oxidados.

33 Eletrólise com elétrodos ativos
Eletrólises com elétrodos ativos são aquelas em que os elétrodos participam da reação. A galvanoplastia usa este tipo de eletrólise para depositar uma fina camada de um metal em outro para melhorar o aspecto visual ou a resistência à corrosão. Vamos usar o exemplo da galvanização do aço com níquel para ilustrar os princípios desta eletrólise. A célula eletrolítica abaixo ilustra este experimento. No cátodo temos para se reduzir as moléculas de água e os cátions de níquel, como o níquel não é alcalino e nem alcalino-terroso, possui um potencial padrão de redução maior que o da água, portanto ele irá se reduzir e se acumular no cátodo. No ânodo temos as moléculas de água para se oxidar, o sulfato, e os átomos de níquel do elétrodo. Destes o níquel tem o menor potencial padrão de redução, logo ele é oxidado. Assim houve transferência de átomos do elétrodo de níquel para cátodo (elétrodo de aço).

34 Aspectos quantitativos da eletrólise
Em uma reação redox, espontânea ou não, podemos calcular quanto iremos formar de produtos. Para isso usamos o conceito de Faraday e suas leis. Conceito de Faraday: A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons (6,02 x1023 elétrons) é chamada de faraday (F). A carga elétrica de um elétron é de 1,6 x 10-19C. Um mol de elétrons terá a carga: 6,02 x1023 x 1,6 x que é aproximadamente C. Leis de Faraday 1ª Lei: A massa de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga elétrica que atravessa a solução. 2ª Lei: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à massa molar e inversamente proporcional à valência (carga) do íon. Assim usando a lei de Coulomb que diz que a carga é a quantidade de partículas que atravessa um ponto em um determinado espaço de tempo (Q = i x t), podemos relacionar a carga total que fluiu na reação em um espaço de tempo com a massa depositada no cátodo e oxidada no ânodo.

35 Trabalho elétrico A variação de energia livre ΔG é negativa para um E positivo (processo espontâneo), que também é a medida do trabalho máximo útil desenvolvido na célula voltaica. Assim, ωmax=-nFE, o sinal negativo indica que a vizinhança recebeu trabalho do sistema. No caso de uma eletrólise em que se usa uma fonte externa de energia (Eext), para que a reação ocorra o Eext deve ser maior em módulo do que o Ecel. Assim quando o Eext é aplicado em uma célula, as vizinhanças estão aplicando trabalho ao sistema, a quantidade de trabalho realizada neste caso é ωmax= nFEext , sendo assim positivo, a grandeza n nesta equação é a quantidade de matéria de elétrons forçada no sistema pelo Eext. O produto n x F é a carga elétrica total fornecida ao sistema pela fonte externa. O trabalho elétrico pode ser expresso em unidades de energia de Watts multiplicadas pelo tempo, o que equivale a Joule.

36 Referências bibliográficas
Química a Ciência Central 7ª edição – Theodore L. Brown