ELETROQUÍMICA.

Apresentação em tema: "ELETROQUÍMICA."— Transcrição da apresentação:

1 ELETROQUÍMICA

2 CORRENTE ELÉTRICA Pode ser produzida por:
Geradores elétricos : Transformam energia mecânica em energia elétrica. Pilhas e baterias: Transformam energia química em energia elétrica.

3 ELETROQUÍMICA É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e com o uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-espontâneas acontecerem. Estudo da interação da eletricidade com as reações químicas.

4 ELETROQUÍMICA Revisão de conceitos importantes: (pré-requisitos)
Equações de Oxirredução, Conceitos de Oxidação e Redução, Conceitos de Agente Oxidante e Agente Redutor.

5 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Oxidação: É a perda de elétrons em uma reação química; Redução: É o ganho de elétrons em uma reação química. Reações de Oxi-Redução : São àquelas onde há troca de elétrons entre os compostos participantes. São estas trocas de elétrons explicam as reações eletroquímicas.

6 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Agente Oxidante e Agente Redutor Agente Oxidante: É o elemento que provoca a oxidação; é aquele que sofre redução. Agente Redutor: É o elemento que provoca a redução; é aquele que sofre oxidação

7 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Semi-Reações: Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução, Espécie oxidada e reduzida formam o par redox.

8 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito da flecha. Par redox: Zn/Zn2+ Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado esquerdo da flecha. Par redox: Cu2+/Cu

9 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Semi-reações somadas expressam a reação redox completa

10 ELETROQUÍMICA Células Eletroquímicas:
Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química espontânea ou usada para forçar uma reação química não espontânea. Células Galvânicas ou Voltaicas: São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para produção de corrente elétrica.

11 ELETROQUÍMICA Células Galvânicas – Estrutura
Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula; Ânodo(-): Eletrodo onde ocorre a oxidação - Elétrons entram na solução. Cátodo (+): Eletrodo onde ocorre a redução - Elétrons saem da solução. Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução

12 CELULA GALVÂNICA - ESQUEMA

13 HISTÓRICO Ele empilhou pequenos discos de zinco e cobre, separando-os com pedaços de um material poroso (feltro) embebidos em uma solução aquosa de H2SO4 (boa condutora). 1800 – ALESSANDRO VOLTA

14 HISTÓRICO 1836 – Pilha de Daniell
O químico e meteorologista nascido em Londres John Frederic Daniell ( ) foi o responsável pela invenção de diversos experimentos, entre eles uma pilha que levou seu nome, criada em A pilha de Daniell (também chamada de célula de Daniell) é uma pilha constituída de eletrodos de cobre e zinco interligados e respectivamente imersos em solução de Cu+2 e Zn+2. Representou um grande avanço sobre a pilha de Volta utilizada até então, nos primórdios da criação das baterias.

15 CONSTITUIÇÃO DAS PILHAS
ELETRODOS metal solução do metal FIO CONDUTOR DE ELÉTRONS

16 PILHA DE DANIELL Montagem e Funcionamento: Porcelana porosa
Passagem dos íons Zn2+ e SO42

17 PILHA DE DANIELL Após tempo de funcionamento:
Reação até o términos dos reagentes; Reação reversível; Equilíbrio: V = 0

18 Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de um lado para o outro através da ponte salina À medida que a reação vai ocorrendo poderemos fazer as seguintes observações O eletrodo de zinco vai se desgastando com o passar do tempo A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada ELÉTRONS PONTE SALINA ÂNIONS CÁTIONS Zn Cu Zn2+ Zn2+ Zn2+ Cu2+ Zn2+ Cu2+ Zn2+ Zn2+ Cu2+ Zn2+ Zn2+ Cu2+

19 PILHA DE DANIELL Semi-Reações:
Zn - Semi-reaçãode oxidação: Zn° Zn2+ + 2e- Cu – Semi-reaçãode redução: Cu2+ + 2e Cu° Reação Global: Zn° + Cu Zn2+ + Cu°

20 PONTE SALINA OU PAREDE POROSA
Permitir o escoamento de íons de uma semicela para outra, de modo que cada solução permaneça sempre eletricamente neutra.

21 Desgaste da placa (corrosão) Oxidação do metal ( Zn/Zn2+) ÂNODO
Polo - CÁTODO Polo + Desgaste da placa (corrosão) Oxidação do metal ( Zn/Zn2+) ÂNODO Polo negativo ( - ) Concentra a solução pela oxidação do metal a íon POA Aumento de massa da placa Redução do íon (Cu2+/Cu) CÁTODO Polo positivo ( + ) Diluição da solução pela redução do íon da solução RREC

22 REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA
A0/A // B+/B0 Pólo + Redução CÁTODO Pólo – Oxidação ÂNODO Ponte salina Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu Obs.: O sentido da corrente elétrica é o inverso do caminho percorrido pelos elétrons.

23 POTENCIAL DE UMA PILHA O Potencial de um pilha é medido experimentalmente por um aparelho denominado VOLTIMETRO, cujo objetivo é medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha. O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V), corresponde a diferença de potencial ou ddp (E) de uma pillha, e depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura.

24 POTENCIAL DO ELETRODO Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo
Símbolo = E0 Unidade = volt (V) Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer oxi-redução nas condições padrão Condição Padrão Concentração da solução: 1 mol/L; Pressão: 1 atm Temperatura: 25o.C

25 E = E0 redução - E0 redução maior menor
Cálculo do E da Pilha E = E0 redução - E0 redução maior menor E = E0 oxidação E0 oxidação maior menor ou E > 0 processo espontâneo E < 0 processo não espontâneo

26 Medição dos Potenciais
Eletrodo Padrão Por convenção foi escolhido o eletrodo de hidrogênio H2 / 2H+ como eletrodo padrão. Esse eletrodo possui potencial de oxidação e/ou redução igual a ZERO H2  2H+ + 2e E0 = 0,00 V 2H+ + 2e  H E0 = 0,00 V

27 Medição dos Potenciais
Exemplo com Zinco

28

29 Aumenta o caráter OXIDANTE Aumenta o caráter REDUTOR
Quanto maior o potencial de redução (mais positivo), maior a capacidade de sofrer REDUÇÃO Quanto menor o potencial de redução (mais negativo), maior a capacidade de sofrer OXIDAÇÃO Aumenta o caráter OXIDANTE Aumenta o caráter REDUTOR

30 EXERCÍCIOS 1 – Observe a pilha abaixo e indique: a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da pilha. c) O eletrodo que sofre oxidação. d) Calcule o E da pilha. e) Escreva a notação oficial da pilha.

31 b) O pólo positivo da pilha.
RESOLUÇÃO a) O ânodo da pilha. Eletrodo de chumbo b) O pólo positivo da pilha. Eletrodo de Prata c) O eletrodo que sofre oxidação. MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO Eletrodo de Chumbo MENOR POTENCIAL DE REDUÇÃO Sofre oxidação Sofre redução ÂNODO CÁTODO Pólo Negativo Pólo Positivo

32 Maior potencial de redução Menor potencial de redução
d) Calcule o E da pilha. E = E0redução - E0redução maior menor E = E0Ag E0Pb E = , (-0,13) Maior potencial de redução E = + 0,92 V Menor potencial de redução

33 Pb0/Pb2+ // Ag+/Ag0 e) Escreva a notação oficial da pilha. Pólo –
Ponte salina Pólo – Oxidação ÂNODO Pólo + Redução CÁTODO

34 2 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões:
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr e-  Cr E0 = -0,41 V Ni e-  Ni E0 = -0,24 V Menor potencial de redução (sofre oxidação) Maior potencial de redução (sofre redução) a) O pólo negativo da pilha. Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr b) O cátodo da pilha. Eletrodo onde ocorre redução - Ni c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha. semi-reação de oxidação 2Cr  2Cr e (x2) semi-reação de redução 3Ni e-  3Ni (x3) REAÇÃO GLOBAL: 2 Cr + 3Ni2+  2 Cr Ni

35 Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr e-  Cr E0 = -0,41 V Ni e-  Ni E0 = -0,24 V d) Calcule o E da pilha. E = E0redução - E0redução maior menor E = E0Ni E0Cr E = , (-0,41) E = + 0,17 V

36 a) escrever a equação global da pilha na forma iônica
3. Uma célula eletroquímica foi montada unindo-se uma semipilha do metal chumbo mergulhado em solução de nitrato de chumbo II. A outra semipilha do metal cálcio mergulhado em solução de nitrato de cálcio, de acordo com o esquema abaixo: Sendo os potenciais de redução: E° Pb2+ /Pb = - 0,13 V e E° Ca2+ /Ca = - 2,87 V pede-se, para essa pilha: a) escrever a equação global da pilha na forma iônica b) calcular o valor da diferença de potencial padrão c) indicar a espécie que atua como agente redutor. d) indicar a semirreação que funciona como catodo.

37 Proteção dos metais contra corrosão
A proteção contra a corrosão do ferro e de outros metais pode ser feita por meio do revestimento da peça com tintas, esmaltes, óxidos e outros metais Parafusos revestidos de zinco para proteger da corrosão – processo denominado galvanização

38 Proteção catódica: Visto que a formação da ferrugem inicia-se em virtude da oxidação do ferro (Fe (s) → Fe e-) em contato com o ar úmido, uma das técnicas de proteção do ferro consiste em reverter essa oxidação. Para tal, um eletrodo de sacrifício ou metal de sacrifício é colocado em contato com o objeto feito de ferro ou de aço. Esse metal deve possuir um potencial de oxidação maior que o do ferro para, assim, oxidar-se no lugar dele (daí o nome “eletrodo de sacrifício”), fornecendo elétrons para quaisquer íons Fe2+ que se formarem, voltando a ser ferro metálico. Para entender melhor, vejamos um exemplo: O magnésio possui potencial de redução maior que o do ferro, conforme mostra as suas semirreações de redução abaixo: Fe e- → Fe(s)   E0 = - 0,44 V Mg e- → Mg(s) E0 = - 2,37 V Visto que seu potencial de redução é menor, a tendência do magnésio de oxidar-se é maior que a do ferro. Assim, liga-se uma peça de ferro a esse metal, formando uma pilha galvânica, em que o ferro é o cátodo e o magnésio funciona como ânodo. Isso significa que, em contato com o ar, o magnésio irá oxidar-se

39 Geralmente, no caso dos navios, como mostrado abaixo, placas de zinco são colocadas diretamente em contato com o casco deles. Já no caso de tubulações, tanques de combustível e oleodutos, blocos de magnésio são conectados em vários pontos desses equipamentos.

40 Revestimento do ferro com Estanho (Sn)
O estanho é mais resistente à corrosão que o aço, ou seja, é menos reativo que o ferro, e ele ainda é revestido por outra camada de um óxido ou de um polímero, porque o ácido cítrico dos alimentos pode atacar o estanho. Mas se a lata for amassada, o ferro e o estanho ficarão em contato com o alimento, sendo que o ferro irá oxidar-se primeiro. Por isso, ao comprar alimentos enlatados, tome muito cuidado para que a lata não esteja amassada