Universidade Federal de Itajubá
Eletroquímica
Fabio Augusto Dias – FLI – 13164
Rodrigo de Souza Ribeiro – EPR – 13950
Rodrigo José Tosetto – EPR – 17014
Prof. Dr. Élcio Barrak
Introdução
• A eletroquímica é o estudo das relações entre a
eletricidade e as reações químicas.
• A fabricação de baterias, a galvanização elétrica
e a corrosão de metais são exemplos de
processos que envolvem a eletroquímica.
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Fabio / Rodrigo / Rodrigo Tosetto
Reações de Oxirredução
• São aquelas em que um ou mais elementos tem
seu número de oxidação variado (nox)
Zn(s) + 2
H+(aq)
Zn
2+
(aq)
+ H2(g)
• Agente oxidante sofre redução.
• Agente redutor sofre oxidação.
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Balanceamento de equações de
oxirredução
• Obedecer à lei da conservação de massa.
• Os elétrons recebidos e dados devem estar
balanceados.
• Balancear a equação através de semi-reações de
oxidação e redução.
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Balanceamento de equações de
oxirredução
Método das semi-reações
• Reações em meio ácido
• Adiciona-se H+ e H2O na equação
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Balanceamento de equações de
oxirredução
Exercício
Complete e faça o balanceamento da seguinte
equação pelo método das semi-reações:
Cr2O72-(aq) + Cl-(aq)
Resposta: 14 H+(aq) + Cr2O72-(aq) + 6 Cl-(aq)
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Cr3+(aq) + Cl2 (g)
2 Cr3+(aq) + 7 H2O (l) + 3 Cl2 (g)
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Balanceamento de equações de
oxirredução
Método das Semi-reações
• Reações em meio básico
• Adiciona-se OH- e H2O na equação
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Células voltaicas
Dispositivo que usa a
energia liberada em uma
reação espontânea de
oxirredução para
realizar trabalho elétrico
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Células voltaicas
• Ânodo: elétrodo onde ocorre a oxidação
• Cátodo: elétrodo onde ocorre a redução
• O fluxo de elétrons ocorre do ânodo para o
cátodo pelo circuito externo
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Células voltaicas
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Fem de pilhas
• Diferença de Potencial: A diferença de energia potencial
entre dois elétrodos é medida em volts.
• 1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para
fornecer 1 (J) de energia para uma carga de 1 coulomb
(C).
1 (V) = 1 J/C
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Fem de pilhas
• Força eletromotriz (fem): É a força diretora que
movimenta os elétrons ao longo de um circuito
externo, de acordo com a sua diferença de
potencial (ddp).
• Potencial-padrão de redução: Calculado a partir
da semi-reação de redução do H+.
Eocel = Eored (cátodo) – Eored (ânodo)
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Fem de Pilhas
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Espontaneidade da Reação
•
•
•
•
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Elemento de maior potencial de redução,
representa o agente oxidante.
Elemento de menor potencial de redução,
representa o agente redutor.
Ecel > 0 : processo espontâneo.
Ecel < 0: processo não-espontâneo.
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Fem e variação de energia livre
• Para um processo que ocorre em condições
ideais de temperatura e pressão, obtemos a
energia livre de Gibbs, que relaciona a
espontaneidade da reação:
G = -nFE
n = número de elétrons transferidos (n>0 e
adimensional).
F = constante de Faraday (96485 C/mol )
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Efeito da concentração sobre a fem da
pilha
• A concentração dos reagentes varia à medida que a
célula voltaica é utilizada, alterando a fem, de acordo
com a equação de Nernst, onde n = nº de elétrons
transferidos e Q o cociente de concentrações:
• Desenvolvendo-se para T = 298 K
→
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Fem da célula em equilíbrio químico
• Quando E = 0, a célula estará em equilibrio
químico, e o quociente Q = Keq, onde:
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Pilhas de Concentração
• Pilhas de concentração ocorrem quando, tanto o
ânodo quanto o cátodo possuem o mesmo elemento
químico e a Fem depende exclusivamente da
diferença de concentração.
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Curiosidade
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Baterias e pilhas
• São fontes de energia
eletroquímica fechada e portátil
que consistem em uma ou mais
células voltaicas
• Pilhas primárias: não podem
ser recarregadas
• Pilhas secundárias: podem ser
recarregadas
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Baterias e pilhas
Utilização de baterias ou pilhas no dia-a-dia:
•
•
•
•
•
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Bateria de chumbo e ácido (automotiva);
Bateria de sódio e enxofre (automóveis elétricos);
Pilhas alcalinas;
Pilhas secas;
Baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e
íon lítio (dispositivos eletrônicos portáteis);
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Baterias e pilhas
• Zn (s)
Zn2+ + 2e(reação anódica)
• Cu2+ + 2eCu (s)
(reação catódica)
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Baterias e pilhas
Elétrodo-padrão
• Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e
mais forte será o oxidante.
• Quanto menor for o E0red, mais difícil será a redução e
mais fraco será o oxidante.
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Corrosão
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Corrosão
O que acelera a corrosão?
• Oxigênio
• Água
• pH da solução, exceto quando o pH é maior que 9
• Presença de sais
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Corrosão
Como prevenir ?
• Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
• Lata (ferro revestido de estanho)
• Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas à
superfície, que funcionam como elétrodo de
sacrifício
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Eletrólise
• Reação de oxirredução não-espontânea produzida pela
passagem da corrente elétrica.
• Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma
mudança do número de oxidação de pelo menos dois
elementos (oxidante e redutor).
Pólo positivo
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Pilha
cátodo
ânodo
Célula eletrolítica
ânodo
cátodo
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Referências Bibliográficas
• Química – A Ciência Central, Theodore Brown;
edição nº. 9; Editora Pearson.
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