Eletroquímica: Celas Eletrolíticas

Apresentação em tema: "Eletroquímica: Celas Eletrolíticas"— Transcrição da apresentação:

1 Eletroquímica: Celas Eletrolíticas
Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto IV Unidade

2 Celas Eletrolíticas A eletrólise é uma reação de oxirredução não espontânea que é iniciada pela passagem de corrente elétrica em um meio em que os íons estejam livres. Isso pode ser conseguido por meio da fusão de substâncias iônicas (eletrólise ígnea) ou sendo feita em meio aquoso (eletrólise aquosa).

3 Nomenclatura No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons
(sofrem redução) e descarregam. No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem oxidação) e descarregam.

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5 Fenômenos inversos Pilha: 2Na0 + Cl2  2Na+ + Cl- E° = + 4,07 V
Reação espontânea Eletrólise: 2Na+ + Cl-  2Na0 + Cl2 E° = - 4,07 V Reação não espontânea

6 Eletrólise ígnea Eletrólise ígnea

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8 Íons provenientes da auto ionização da água
Eletrólise em solução aquosa Quando se faz a eletrólise de uma solução aquosa é preciso investigar se a oxidação ou a redução ocorre com a água ou com o soluto. A água pode ser oxidada (gerando O2) ou reduzida (gerando H2). H2O (l)  H+(aq) + OH-(aq) Íons provenientes da auto ionização da água

9 Na eletrólise aquosa, os íons H+, provenientes da água irão competir com os cátions provenientes da substância dissolvida (eletrólito). Descarga dos íons H+ no cátodo: 2H+(aq) + 2 e-  H2 (g) Por outro lado, os íons OH-, irão competir com os ânions do eletrólito Descarga dos íons OH- no ânion: 4OH-(aq)  O2 + 2H2O (l) + 4 e- E numa reação como saber quem terá maior tendência de reagir no cátodo ou no ânodo?

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11 Algumas equações da eletrólise aquosa
semirreação

12 semirreação

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17 1ª

18 2ª 3ª

19 3ª

20 Aplicações da eletrólise
Em laboratórios, é comum o uso de eletrólises em processos de análise química — por exemplo, quando avaliamos a quantidade de um certo cátion existente em uma solução, eletrolisando e pesando o metal resultante que fica depositado no catodo. As aplicações industriais dos processos eletroquímicos são também muito importantes, apesar do grande problema representado pelo alto consumo de energia elétrica, além dos riscos ambientais do processo.

21 1. produção de elementos químicos de alta reatividade — que, por isso mesmo, não podem ser obtidos por reações químicas comuns —, tais como metais alcalinos (Na e K), metais alcalinos terrosos (Ca e Mg), alumínio, halogênios (F2 e Cl2), etc.; A eletrólise ígnea do Al2O3, por exemplo, é uma das mais importantes atualmente; nessa reação, o Al2O3 é fundido com auxílio da criolita (3NaF.AlF3) e produz alumínio metálico, segundo a reação 2Al2O3  4 Al + 3O2

22 2) A produção de compostos químicos de grande importância comercial, como NaOH, H2O2, etc.
3) A purificação ou refino eletrolítico de vários metais, como o cobre, o zinco, o chumbo, etc.

23 4) Os processos de eletrodeposição de metais (galvanização), como a niquelagem, a cromagem, a prateação, a douração, etc. (é interessante notar que, atualmente, não só peças metálicas mas também peças de plástico podem ser cromadas, sendo usadas como grades, emblemas e calotas em automóveis, como peças de geladeiras e aparelhos de som, etc.).

24 5) Os processos de anodização, que consistem em uma “oxidação forçada” da superfície de um metal, de modo a aumentar sua resistência à corrosão. O exemplo é a que se faz com o alumínio. A peça de alumínio a ser anodizada é colocada como anodo (polo positivo) em uma célula eletrolítica contendo solução aquosa diluída de H2SO4. Com a passagem da corrente elétrica, teremos, no anodo, a reação: 2 OH-  H2O + ½ O2 + 2 e- O oxigênio assim formado irá oxidar a superfície da peça de alumínio, anodizando-a. Adicionando-se corantes especiais à solução eletrolítica, inclusive, é possível colorir a peça de alumínio, como é feito, por exemplo, na fabricação de tampas e panelas coloridas.

25 Noções de Metalurgia Estudo e gerenciamento dos metais desde sua extração do subsolo até sua transformação em produtos adequados ao uso. Metalurgia designa um conjunto de procedimentos e técnicas para extração, fabricação, fundição e tratamento dos metais e suas ligas.

26 Na superfície da Terra há uma imensa variedade de substância formadas ao longo de milhares de anos pela natureza não-viva. Essas substâncias são chamadas de minerais. Grande parte dos minerais contém metais em sua composição química. Às vezes, dependendo da composição química e da abundância do mineral, é possível a extração desses metais. O minério é uma rocha que contém grande quantidade de um elemento químico livre ou combinado com outro elemento. Uma rocha é considerada minério quando tem importância econômica, o que depende da concentração e da viabilidade econômica de extração de uma substância de interesse.

27 Representação das principais etapas da metalurgia

28 Os metais possuem, de um modo geral alta tendência a doar elétrons
Os metais possuem, de um modo geral alta tendência a doar elétrons. Eles frequentemente são encontrados em seus minérios com número de oxidação positivo, e para que se possa obter o metal a partir do minério, é necessário que ele sofra uma REDUÇÃO.

29 Semirreação

30 Estequiometria das reações eletroquímicas
É possível prever a massa de substância formada em uma eletrólise em função do tempo e da corrente elétrica empregada no processo? E prever o desgaste de um eletrodo de pilha na medida em que ela é usada para gerar corrente ?

31 Carga elétrica (Q) Unidade no SI: coulomb (C) A carga de um elétron é – 1, C e a do próton + 1, Corrente elétrica (i) Carga elétrica que atravessa a seção transversal de um circuito dividida pelo intervalo de tempo. Unidade no SI: ampére, (A). Dizer que uma corrente de 1A passa por um circuito, significa dizer que a carga de 1 C passa por ele num intervalo de 1 s.

32 Q = i . T Assim usando-se um amperímetro e um cronometro, pode-se determinar a carga elétrica que sai de um eletrodo, ou que chega a ele, durante uma eletrólise.

33 Lei de Faraday A constante de Faraday
Faraday, em 1834, verificou experimentalmente que, nas eletrólises: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução. Lei de Faraday

34 Esse valor, geralmente é arredondado para 96
Esse valor, geralmente é arredondado para coulomb/mol, e é chamado constante de Faraday (F).

35 Aplicações da lei de Faraday:
1° exemplo (pilha): Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma pilha de Daniell pela oxidação de 0,2612 g de zinco? (Massa atômica do Zn = 65,3.) E qual é a intensidade da corrente produzida, sabendo-se que a pilha funcionou durante 25 minutos e 44 segundos?

36 O intervalo de tempo dado (25 minutos e 44 segundos) corresponde a:
Δt = = s A intensidade da corrente que foi pedida:

37 2o exemplo Calcule a massa de cobre metálico depositada por uma corrente elétrica de 1,93 A que atravessa uma solução de sulfato cúprico durante 10 minutos (massa atômica do Cu = 63,5). Resolução:

38 Sua vez... 01) Numa célula eletrolítica contendo solução aquosa de nitrato de prata flui uma corrente elétrica de 5,0 A durante 9650 segundos. Nessa experiência, quantos gramas de prata metálica são obtidos? + – i = 5,0 A Ag e  Ag (s) t = 9650 s m = ? 96500 C 1 mol ou 96500 C 1 mol ou 108 g 108 g 5 x 9650 C m g 5 x 9650 x 108 m = = m = 54,0 g 96500 96500

39 02) Eletrolisa-se uma solução de CuCl2, durante 32 minutos, com uma
corrente de 5A, obtém-se nas CNTP, o cloro num volume em mL, de: t = 32 min = 1920 s i = 5,0 A 2 Cl e  Cl2 (g) – V = ? mL 2 x C 2 mol ou 2 x C 1 mol ou 22,4 L 22,4 L 5 x 1920 C V 2 x 96500 5 x 1920 x 22,4 V = 193000 215040 = V = 1,114 L ou mL

40 04) A corrente elétrica necessária para depositar 10,8 g de prata
através da eletrólise de uma solução de nitrato de prata durante 5 minutos é de: i = ? A m = 10,8 g t = 5 min = 300 s Ag e  Ag (s) + – 96500 C 1 mol ou 96500 C 1 mol ou 108 g 108 g i x 300 C 10,8 g 300 x 108 96500 x 10,8 i = i = 32,16 A