Eletroquímica Introdução → A conversão de energia química em elétrica é um processo espontâneo , chamado pilha ou célula galvânica ou célula eletroquímica e a conversão de energia elétrica em química é um processo não-­‐espontâneo, chamado eletrolise. Conceitos básicos 1. Oxidação e redução → As reações de oxidação-­‐redução são aquelas em que ocorre troca de elétrons. → Oxidação significa perder elétrons e redução significa ganha-­‐los. → O agente oxidante é aquele que sofre redução e o agente redutor é aquele que sofre oxidação. EXEMPLO: 3+
2-­‐
0
0
+4
2Fe2 O3 + 3C à 2Fe + 3C O2
Oxidação: C à C Redução: Fe à Fe Semiequações: 0
3+ 1.
2.
4+
0
+2 Agente redutor à C Agente oxidante à Fe203 2-­‐ Fe2O3 + 6é à 4Fe + 3O (X2) à 2-­‐
C + 2O à CO2+ 4é (X3) à 2
2Fe2O3 + 12é à 8Fe + 6O 2-­‐
3C + 6O à 3CO2+ 12é 2Fe2O3 + 3C à 2Fe + 3CO2 → Na soma das semiequações a quantidade de elétrons das duas deve ser sempre a mesma. 2. Teoria da dupla camada → Quando um metal entra em contanto com uma superfície iônica ele é envolvido por uma camada de cátions. → O metal e a solução iônica estabelecem um equilíbrio de oxidação-­‐redução. → A quantidade de elétrons livres em cada metal é diferente, portanto cada um tem uma tendência diferente a perder elétrons. Potencial padrão de redução → O potencial padrão de redução define a capacidade de uma espécie química de ganhar elétrons. → Fatores que influem no potencial padrão de redução: temperatura, pressão, concentração e natureza das substancias. o
→ É definido a uma concentração de 1,0mol/L, uma temperatura de 25 C e 1 atm. +
o → Para um par redox metálico tem-­‐se a seguinte equação: Mn (aq) ⇌ M(s) E (potencial de redução). → O H2 é utilizado como referencia, tendo seu potencial padrão de redução igual à zero. → O potencial padrão de redução ajuda a determinar o agente oxidante e o redutor numa equação de oxidação-­‐redução, pois aquele que apresenta o maior potencial de redução é o agente oxidante, que sofre redução e o que apresenta menor potencial é o agente redutor, que sofre oxidação. Pilhas eletroquímicas ou células galvânicas → Dispositivos que transformam energia química em elétrica, através de uma reação espontânea. 1. Pilha de Daniel Catodo Anodo 2+
2+
→ Na pilha há uma reação de oxidação-­‐redução: Zn + Cu à Cu + Zn , onde o Zn é o que oxida 2+
(menor potencial padrão de redução) e o Cu é o que reduz (maior potencial padrão de redução). → O anodo é o polo negativo da pilha e o catodo o polo positivo. 2+ o
→ Semiequações: OXIDAÇÃO (reação anódica): Zn à Zn + 2é E = 0,76V 2+
o
REDUÇÃO (reação catódica): Cu + 2é à Cu E = 0,34V → A ponte salina neutraliza o excesso de cargas durante o funcionamento da pilha à é um DESPOLARIZANTE. 2+
2+
→ Notação química da pilha: Zn/Zn //Cu /Cu → O sentido da corrente elétrica é contrario ao sentido do movimento dos elétrons, portanto a corrente elétrica é do catodo para o anodo. 2. Força eletromotriz da pilha o → Δ E = E(maior) – E(menor). → Calcula-­‐se somando o potencial de redução dos elementos envolvidos na pilha. 2+ o
→ Zn à Zn + 2é E = 0,76V 2+
o
Cu + 2é à Cu E = 0,34V 2+
2+ o
Zn + Cu à Cu + Zn
Δ E = 1,1V → Obs: Se for preciso multiplicar as equações para soma-­‐las o potencial padrão de redução permanece o mesmo. 3. Equação de Nernst Relaciona a concentração dos íons com o potencial elétrico. → Utilizada para estimar a diferença de potencial de células eletroquímicas. o o
→ Δ E = Δ E = -­‐ 0,059/n . logkc E = E – R.T/n.F . InQ àQ = [P]/[R] →
4. Pilha de Lenclanché ou pilha seca 2+
→ Anodo à Zn à Zn + 2é +
→ Catodo à 2MnO2 + 2NH4 + 2é àMn2O3 + 2NH3 + H2O + 2+
Total à Zn + 2MnO2 + 2NH4 à Zn + Mn2O3 + 2NH3 + H2O → É a pilha mais utilizada atualmente, apesar de durar pouco, pois s reação é dificilmente reversível. → É toxica. 5. Pilhas alcalinas → É parecida com a pilha seca, porém apresenta KOH em vez de amônia. → São de 5 a 8 vezes mais eficientes que a pilha seca. → A diferença de potencial é menor que na pilha seca. 6. Bateria de automóvel ou acumulador de chumbo → Feita com placas de chumbo mergulhadas em solução de ácido sulfúrico. → É uma serie de pilhas, sendo que cada uma tem cerca de 2V, somando um total de 12V 2-­‐
→ Anodo: Pb(s) + SO4 (aq) → PbSO4(s) + 2 é 2-­‐
+
Catodo: PbO2(s) + SO4 (aq) + 4 H + 2 é → PbSO4(s) + 2 H2O(l) 2-­‐
+
Total: Pb(s) + PbO2(s) + 2 SO4 (aq) + 4H → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) 7. Pilhas de mercúrio-­‐zinco → Reação: HgO + Zn à ZnO + Hg 8. Pilhas de níquel-­‐cádmio → Equação: Cd + 2Ni(OH)3 à CdO + 2Ni(OH)2 + H2O → Pilha facilmente recarregada. 9. Pilha a combustível → Tem como reação global a combustão do hidrogênio, formando água na forma liquida. -­‐
→ Anodo: H2 + 2OH à 2H2O + 2é -­‐ Catodo: 1/2O2 + H2O + 2é à 2OH
Total: H2 + O2 à 2H2O → O combustível é oxidado eletroquimicamente. → O combustível pode ser suprido externamente. → Constitui baterias leves e de menor impacto no ambiente quando comparado a outras pilhas, podendo ser uma solução antipoluente. → Tem maior eficiência e aproveitamento. 10. Pilha de concentração → Pega elementos iguais, porém de diferentes concentrações para criar uma pilha. → Constituem lixo toxico. 11. Pilha de Weston → Constituída de Cd e Hg. 12. Bateria de íons lítio → Utilizada em celulares, por ser facilmente carregada e não viciar. → Utiliza íons lítio ao invés de lítio metálico. +
→ Anodo: LiyC6(s) à C6(s) + yLi (solv) + yé +
Catodo: LixCoO2(s) + yLi (solv) + yé à Lix+yCoO2(s) Total: LixCoO2(s) + LiyC6(s à Lix+yCoO2(s) + C6(s) → Apresenta cerca de 3,5V, sendo, portanto, muito eficiente. → Não representa problemas ambientais. Eletrólise → A eletrólise é a decomposição de uma substância pela passagem de uma corrente elétrica à não é espontânea. -­‐
→ Reações: Anodo à A à A + é + Catodo à B + é à Total à BA à B + A → Há dois tipos de eletrólise: o Ígnea à substância iônica fundida → O íon negativo do sal é atraído pelo anodo e o positivo pelo catodo. o Aquosa à substância dissolvida em H2O → Como a água pode sofre oxidação ou redução. Ela disputa com o íon negativo para sofrer oxidação e com o íon positivo para sofrer redução. Se a água possuir maior potencial de redução que o íon positivo ela sofre redução e se possuir maior potencial de oxidação que o íon negativo ela sofre oxidação. → A água possui maior potencial de redução que os íons que vem de metais da coluna IA e IIA e +
do Al e menor que os demais. -­‐
→ A água possui maior potencial de oxidação que os íons oxigenados e o F E MENOR QUE OS DEMAIS. -­‐
→ Equação de redução da água à 2H2O + 2é à H2 + 2OH +
→ Equação de oxidação da água à H2O à 1/2O2 + 2H + 2é Leis de Faraday → 1ª LEI à A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga que passa pela solução à m = k.Q (Q = carga elétrica me coulombs (C) = i.t) →
2ª LEI à Utilizando-­‐se uma mesma carga, a massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional ao respectivo equivalente-­‐grama da substância à m = k´.E →
A junção das leis de Faraday resulta na seguinte equação: o E = equivalente eletroquímico à MM/nox o i = corrente elétrica em ampères à A o t = tempo em segundos à s o 96500 = k.k´ E.i.t/96500 → Pode-­‐se calcular, também, a massa de uma substância eletrolisada através do seguinte modo: 2+
Ni + 2é à Ni 2é = 2.96500 = 193000 MM(Ni) = 57,8g/mol A corrente elétrica utilizada é de 10 ampères. O tempo utilizado é de 1 hora. 19300C à 57,8g 10.3600C à x x = 10,95g Esse resumo tem como sua principal fonte o livro "Fundamentos de Química Geral volume II", de Robson Jorge de Araújo.