Electroquímica

O que é a electroquímica? Quando as reacções redox causam um fluxo de electrões através de um fio metálico ou quando um fluxo de electrões faz com que as reacções redox aconteçam o processo é descrito como electroquímico. O estudo destas transformações é chamado electroquímica.

Células Galvânicas = Pilha Electroquímica = Pilha Galvânica = Pilha Voltaica É o dispositivo experimental usado para produzir electricidade a partir de uma reacção redox espontânea À esquerda, o eléctrodo de prata é mergulhado numa solução de AgNO3; à direita o eléctrodo de cobre é mergulhado numa solução de Cu(NO3)2; as duas soluções são ligadas por uma ponte salina. NO3- Ag+ Cu2+ Ânodo Cátodo Ag+ + e- g Ag Cu g Cu2+ + 2e-

Notação da célula galvânica ânodo cátodo Ponte salina Cu(s) | Cu2+(aq) ║ Ag+(aq) | Ag(s) Ânodo Eléctrodo Electrólito Cátodo A célula galvânica tem a capacidade de puxar electrões através de um fio metálico externo. A magnitude desta capacidade é expressa em Potencial (volt – V), ou Força electromotriz (f.e.m.); Potencial da célula, Ecel: é o potencial máximo que uma célula pode gerar. Depende (1) composição dos eléctrodos, (2) concentração dos iões em cada uma das células-metade e da (3) temperatura. Potencial padrão da célula, Eºcel: permite-nos comparar o potencial de diferentes células . É determinado quando a concentração de todos os iões é de 1,00 M e à temperatura de 25 ºC.

Potencial de redução ou potencial de redução padrão: expressa a magnitude da tendência de cada uma das células metade sofrer redução, à temperatura de 25 ºC, de concentração 1,00 M e pressão de 1 atm. Quando as duas células se ligam, aquela cuja tendência de sofrer redução é maior vai “adquirir” electrões da outra parte a qual vai sofrer oxidação.

Eºcel = Potencial de redução da substância reduzida - Potencial de redução da substância oxidada Eléctrodo padrão é eléctrodo de Hidrogénio, cujo o potencial é de 0 V. Construindo uma célula com este eléctrodo e à temperatura de 25 ºC determina-se o potencial padrão de redução de diferentes substâncias. 2H+(aq, 1,00 M) + 2 e-  H2 (g, 1atm) EºH+ = 0 V H2(g) a 1 atm 1,00 M H+ Pt EºH+ = 0,00 V

Trata-se de uma reacção reversível, e não um equilíbrio Trata-se de uma reacção reversível, e não um equilíbrio. Depende da outra célula - metade se a reacção é de oxidação ou de redução. 1ºCaso: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) cátodo H2(g) → 2H+(aq) + 2e- ânodo Cu2+ + H2(g) → Cu(s) + 2H+(aq) reacção da célula Potencial de redução da substância oxidada = 0,00 V Potencial de redução da substância reduzida

2ºCaso: 2H+(aq) + 2e- g H2(g) cátodo Zn(s) g Zn2+(aq) + 2e- ânodo 2H+(aq) + Zn(s) g H2(g) + Zn2+(aq) Reacção da célula Potencial de redução da substância oxidada Potencial de redução da substância reduzida =0,00 V

Determinação das constantes de equilíbrio É feita através da equação: n = nº de moles electrões que são transferidos na reacção redox Eºcel: é o potencial padrão da célula quando a concentração de todos os iões são de 1,00 M ou a pressão parcial dos gases é de 1 atm. À medida que os reagentes vão sendo consumidos o potencial da célula vai diminuindo. O potencial da célula é dado pela Equação de Nernst Equação de Nernst é utilizada para a determinação das concentrações a partir da célula