ELETROQUÍMICA
Ana Clara: 14234 (EHD)
Camila: 14288 (EAM)
Prof.: Élcio
INTRODUÇÃO
A
ELETROQUÍMICA é o estudo das
relações entre a eletricidade e as
reações químicas;
A
transferência de elétrons durante
as reações de oxirredução pode
produzir energia na forma de
eletricidade.
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
 oxidação
= perda de elétrons;
 redução = ganho de elétrons;
 reações de oxirredução: elétrons
transferidos do átomo oxidado para o
átomo reduzido;
 agente oxidante é reduzido;
 agente redutor é oxidado.

2
Zn(s)  2H (aq)  Zn (aq)  H 2 ( g )

H (aq)
reduz = agente oxidante
Zn(s)
oxida = agente redutor
BALANCEAMENTO DE
EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
 Semi-reações;
 Balanceamento
para reações que
ocorrem em meio ácido;
 Balanceamento
para reações que
ocorrem em meio básico.
CÉLULAS VOLTAICAS

reações de redox espontâneas: realização
de trabalho elétrico;

ocorrem em compartimentos separados;

cada compartimento apresenta um
elétrodo onde ocorrem as semi-reações;

elétrodo de oxidação = ânodo

elétrodo de redução = cátodo
F.E.M. DE PILHAS


Gerada pela célula voltaica e originada da
diferença na energia potencial dos
elétrodos;
E
0
cel
= fem padrão ou potencial padrão
da célula, medida em volts;

0
= potencial-padrão de
redução é obtido quando se compara
o potencial da semi-reação ao do
elétrodo-padrão de hidrogênio
(EPH)= E 0 red = 0V
E
red
 Potencial
voltaica:
0
E
cel
=E
0
padrão de uma célula
red
( cátodo) - E
0
red
( ânodo)
AGENTES OXIDANTES E
REDUTORES
 Quanto
mais positivo o potencial de
redução de uma semi-reação, maior
a tendência de oxidar outra espécie,
ou seja, o poder oxidante.
A
semi-reação com menor potencial
de redução é a mais facilmente
invertida como uma oxidação.
ESPONTANEIDADE DE
REAÇÕES REDOX
células voltaicas usam as reações redox que
ocorrem espontaneamente;
 E > 0 = processo espontâneo;
 E < 0 = processo não espontâneo;
 podemos usar os potenciais-padrão de
redução para entender a série de atividade
dos metais

E =E
0
0
red
(redução) - E
0
red
(oxidação)
F.E.M. E VARIAÇÃO DA ENERGIA
LIVRE
 variação
de energia livre de Gibbs
ΔG = - nFE
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA
F.E.M. DA PILHA
 fem
da pilha depende das
concentrações dos reagentes e
produtos da reação da pilha;
 Equação
de Nernst : E = E 0 - RT ln Q
nF
 Concentração
dos reagentes
aumenta <=> aumenta fem
PILHAS DE CONCENTRAÇÃO

Célula baseada unicamente na fem gerada
por causa de uma diferença em uma
concentração
F.E.M. DA CÉLULA E EQUILÍBRIO
QUÍMICO


Equação de Nernst ajuda-nos a entender por
que a fem de uma célula voltaica cai à
medida que ela descarrega.
Equação de Nernst :
E = E
0
RT
ln Q
nF
BATERIAS OU PILHAS
 bateria
 pilhas
de chumbo e ácido;
alcalinas;
 baterias
de níquel-cádmio, níquelhidreto metálico e íon lítio;
 células
de combustível.
CORROSÃO

Reações redox espontâneas nas quais um
metal é atacado por alguma substância
em seu ambiente e é convertido em um
composto não desejado;

Corrosão do ferro;

Proteção catódica.
ELETRÓLISE
 Processo
usado para
fazer com que
ocorram as reações redox não
espontâneas com o uso de energia
elétrica.
ELETRÓLISE

Eletrólise de soluções aquosas;

Eletrólise com elétrodos ativos;

Aspectos quantitativos da eletrólise.
ELETRÓLISE
 Trabalho
elétrico
máx = -nFE
 = nFEext
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
 Brown,
Lemay, Bursten. Química: A
Ciência Central
 Mahan. Química um curso
universitário
 Fundamentos da Química