Prof. Aline Mnteiro/
Antonio Guerra – CEFET/RJ
Eletroquímica
Definição:
Estudar as relações existentes entre a energia elétrica e as reações químicas!
Células Galvânicas:
Dispositivos que permitem a produção de energia elétrica ou de uma reação
química!
Tipos de Células Galvânicas:
 Pilhas – Reação de oxirredução produzindo energia elétrica.
2+
2+
0
(s)
(aq)
(aq)
(s)
Pilha
Zn + Cu
 Zn
+ Cu
E
= +1,10V
 Células Eletrolíticas – Energia elétrica produzindo reação de
oxirredução.
2+
2+
0
(s)
(aq)
(aq)
(s)
Celula
Cu + Zn
 Cu
+Zn
E
= -1,10V
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Espontaneidade
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Espontaneidade:
Depende da relação entre o potencial da célula (ECélula) e a energia livre (ΔG).
Zn(s)
Zinco x Cobre:
Zn2+
Cu2+
Zn (s)  Zn
Cu
2+
(aq)
2+
(aq)
+ 2e
+ 2e  Cu (s)
CuSO4(aq)
0
oxi
E = +0,76 V
0
red
E = +0,34 V
2+
2+
Zn (s) + Cu (aq)
 Zn (aq)
+ Cu (s) E0Pilha = +1,10 V
 Processo ESPONTÂNEO!
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Espontaneidade
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Observações Experimentais:




Deposição de Cu metálico;
Diminuição da intensidade da cor azul da solução aquosa de CuSO4;
Corrosão do Zn metálico;
Produção de íons Zn2+(aq).
Visão Molecular do Processo:
3
Espontaneidade
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Espontaneidade do Processo:
Depende da relação entre o potencial da célula (ECélula) e a energia livre (ΔG).
ΔG = -nEF
Constante de Faraday (F)= 96500C
E
ΔG
Processo
+
−
Espontâneo
−
+
Não-espontâneo
0
0
Equilíbrio
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Pilhas
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Separação Porosa:
SO42Zn2+
ZnSO4(aq)
CuSO4(aq)
 Os íons atravessam a separação porosa para neutralizar o
desequilíbrio de cargas;
 Apresenta alto Potencial de Junção Líquida.
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Pilhas
Ponte Salina:
е
е
KCl(sat)
е
Cl-
SO4-2
ZnSO4(aq)
K+
е
SO4-2
CuSO4(aq)
 Separa fisicamente as soluções;
 Permite a migração dos íons, mantendo a corrente elétrica;
 Reduz o Potencial de Junção Líquida.
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Potencial Padrão
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Eletrodo Padrão de Hidrogênio:
2H
+
(aq)
+ 2e  H 2(g) E = 0,00V
0
red
 [H+]= 1,0 Mol/L;
 PH2= 100 kPa;
 T= 298,15 K (25 oC).
7
Potencial Padrão
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Determinação do Potencial Padrão:
2H
+
(aq)
+ Zn (s)  H 2(g) + Zn
2+
(aq)
0
oxi
E = +0,76 V
8
Potencial Padrão
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Determinação do Potencial Padrão:
2H
+
(aq)
+ Cu (s)  H 2(g) + Cu
2+
(aq)
0
oxi
E = -0,34 V
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Potencial Padrão
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Tabela de Potenciais de Redução Padrão:
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Efeito da Concentração
Equação de Nernst:
G  nFE
G  G  RT ln Q
 nFE  nFE   RT ln Q
RT
E  E 
ln Q
nF
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Potencial Padrão
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Constante de Equilíbrio (Keq):
 R= 8,314 J/K.Mol
 T= 298,15 K
 F= 96485 C/Mol
 ln= 2,303log
0
E=E -
0, 0592
n
Produto

log
 Reagente
 No equilíbrio  ΔG = 0; Q= Keq → E = 0
0.0592
0  E 
ln K eq
n
nE 
log K eq 
0.0592
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Eletrólise
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NaCl Fundido:
Processo
Não-espontâneo
ΔG>0
Anodo: 2Cl- (l)  Cl 2 (g) + 2e
E 0 = -1,36 V
+
Catodo: [Na (l)
+ 1e  Na (s) ](x2)
E 0 = -2,71 V
+
2Cl- (l) + 2Na (l)
 Cl 2 (g) + 2Na (s) E 0 = -4,07 V
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Eletrólise
NaCl Aquoso:
Processo
Não-espontâneo
ΔG>0
+
Anodo: 2H 2 O(l)  O 2 (g) + 4H (aq)
+ 4e E 0red = -1,23 V
Catodo: 2H 2 O(l) + 2e  H 2 (g) + 2OH (aq)
E 0red = -0,83 V
Anodo: 2Cl- (l)  Cl 2 (g) + 2e
E 0 = -1,36 V
Catodo: 2H 2 O (l) + 2e  H 2(s) + 2OH (aq)
E 0 = -0,83 V
+
2Cl- (l) + 2H 2 O(l)
 Cl 2 (g) + H 2(g) + 2OH (a
q)
E 0 = -2,19 V
Geralmente, ocorre a reação que apresenta o MAIOR potencial!
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